Models Atòmics i Conceptes Fonamentals de la Teoria Quàntica

Evolució Històrica dels Models Atòmics

Model de Thomson (Púding de Panses)

Tenint en compte la massa del protó i l’electró, Thomson va considerar que:

• La majoria de la massa de l’àtom estava formada pels protons.
• Els electrons es distribueixen uniformement a l’interior de l’àtom.
• L’àtom és neutre.
• L’àtom pot perdre electrons i quedar carregat positivament.

Experiment de Rutherford (Làmina d'Or)

Una substància radioactiva emet partícules alfa que travessen una placa d’or. Les partícules alfa que passen a prop del nucli es veuen sotmeses a una força de repulsió que fa desviar la seva trajectòria; la resta no es desvia.

Model Atòmic de Rutherford

La majoria de les partícules alfa no experimenten cap desviació. Amb això, Rutherford va deduir que els àtoms no són massissos, sinó que estan gairebé buits.

Aquest model proposa:

• L'àtom consta d'un nucli (on es concentra la càrrega positiva i gairebé tota la massa) i una escorça (on es troben els electrons).
• Els electrons giren en òrbites circulars al voltant del nucli.

Limitacions: El model de Rutherford no podia explicar fets com la discontinuïtat de l’energia, és a dir, els espectres d’emissió i absorció discontinus.

Conceptes Bàsics d’Ondulatòria

Les magnituds que caracteritzen una ona electromagnètica són:

1. Amplitud (A): Desplaçament màxim.
2. Longitud d’ona (λ): Distància entre dos punts anàlegs consecutius. La seva unitat en el SI és el metre (m).
3. Període (T): Temps invertit a recórrer una distància igual a la longitud d’ona. Es mesura en segons (s).
4. Freqüència (ν): Nombre de longituds d’ona (vibracions) que passen per un punt determinat en un segon. S’expressa en s⁻¹ o, cosa que és el mateix, en hertzs (Hz). (1 s⁻¹ = 1 Hz).
5. Velocitat (v): Velocitat amb la qual es propaga l’ona.

Efecte Fotoelèctric

El científic Hertz va descobrir que, en fer incidir una radiació electromagnètica sobre una superfície metàl·lica, se’n desprenien electrons. Aquest fenomen es va anomenar efecte fotoelèctric.

El Model de Bohr i la Quantització de l'Energia

Model de Bohr

Bohr va aplicar les noves teories sobre la quantització de l’energia a l’àtom d’hidrogen i va poder explicar el seu espectre d’emissió discontínua.

El model de Bohr es basa en la premissa de Rutherford (nucli petit on es concentra la càrrega positiva i gairebé tota la massa de l’àtom) i afegeix els següents postulats:

• L'electró gira al voltant del nucli en òrbites circulars ben definides (òrbites estacionàries) sense emetre ni absorbir energia. No varia la seva velocitat i no es precipita sobre el nucli. El radi atòmic és constant.
• L’energia de l’electró dins l’àtom està quantitzada. L’electró només ocupa unes posicions al voltant del nucli amb uns determinats valors d’energia.
• Hi ha òrbites permeses i òrbites prohibides.
• L'electró té una energia determinada i diferent en cada òrbita.
• S’assigna a les òrbites un nombre enter n que correspon a un nivell d’energia determinat.

Principis de Distribució Electrònica

Principi d’Exclusió de Pauli

En un àtom no hi pot haver dos electrons amb els quatre nombres quàntics iguals. Per tant, en un mateix orbital hi caben com a màxim 2 electrons, els quals hauran de tenir el nombre quàntic d’espín oposat.

Regla de Madelung o Principi d’Aufbau

Els electrons es distribuiran en els orbitals per ordre energètic, de menor a major energia. Primer s’omplen els 1s, 2s, 2p, 3s, etc.

Regla de Hund

Quan s’ocupin orbitals de la mateixa energia (pₓ, pᵧ, p₂), els electrons hauran d’estar desaparellats sempre que sigui possible, per evitar la desestabilització per la repulsió de l’altre electró.

Els Nombres Quàntics

Nombre Quàntic Principal (n)

Representa la mida i l’energia de l’orbital. El nivell n = 1 és el de menor energia i mida, i aquestes van augmentant a mesura que el nivell s’allunya del nucli (n = 1, 2, 3...).

Nombre Quàntic Secundari (l) o Azimutal

Determina la forma de l'orbital. Els seus valors depenen de n.

• Si l = 0 → orbital s (màxim 2 electrons)
• Si l = 1 → orbital p (màxim 6 electrons)
• Si l = 2 → orbital d (màxim 10 electrons)
• Si l = 3 → orbital f (màxim 14 electrons)

Nombre Quàntic Magnètic (mₗ)

Descriu l’orientació espacial de l’orbital. Els seus valors poden anar de -l, ..., 0, ..., +l.

• Si l = 0 → mₗ = 0 (1 orbital)
• Si l = 1 → mₗ = -1, 0, 1 (3 orbitals)
• Si l = 2 → mₗ = -2, -1, 0, 1, 2 (5 orbitals)