Models Atòmics, Nombres Quàntics i Configuració Electrònica

Models Atòmics i Configuració Electrònica

Història dels Models Atòmics

Demòcrit va ser el primer a anomenar l'àtom.

Dalton va teoritzar tenint en compte les lleis fonamentals de la química, basant-se en els següents postulats:

1. La matèria està formada per elements indivisibles anomenats àtoms.
2. Els àtoms d'un mateix element tenen la mateixa massa i propietats.
3. Els àtoms de diferents elements difereixen en massa i propietats.
4. Els compostos es formen per la combinació d'àtoms de diferents elements en una relació de nombres enters senzilla i constant.
5. Una relació fixa de nombres enters dona lloc a compostos definits.

Primers Models Atòmics

• Model de Kelvin: Esfera carregada positivament amb electrons incrustats.
• Model de Thomson: Esfera amb càrrega positiva amb electrons incrustats (model del pastís de panses).
• Model de Nagaoka: Conjunt d'electrons que giren al voltant d'un cos central positiu.

Model de Bohr

Nucli molt petit on es concentra la càrrega positiva i gairebé tota la massa de l'àtom. Els seus tres postulats són:

1. L'electró gira al voltant del nucli en òrbites circulars ben definides sense emetre ni absorbir energia.
2. Els valors de l'energia estan quantitzats, és a dir, no hi pot haver òrbites amb valors d'energia intermedis. Els nombres quàntics principals (n=1, 2, 3, 4...) indiquen la grandària del radi de l'òrbita de l'àtom.
3. El pas d'un nivell energètic a un altre comporta l'emissió o absorció d'energia. De nivells inferiors a superiors (de - a +) s'absorbeix energia; de nivells superiors a inferiors (de + a -) s'emet energia.

Principi d'Incertesa de Heisenberg

Heisenberg va ser el primer a fer referència al fet que no es pot saber amb exactitud la posició i el moment d'una partícula simultàniament.

Equació de Schrödinger i Orbitals Atòmics

Si l'electró té una ona associada, s'ha de poder descriure amb les expressions matemàtiques de les ones. L'equació ens porta a parlar de la probabilitat de trobar l'electró. Les solucions de l'equació ens donen els nombres quàntics.

L'orbital és la zona de l'espai al voltant del nucli en la qual hi ha una gran probabilitat de trobar l'electró.

Nombres Quàntics

Nombre Quàntic Principal (n)

Indica la grandària de l'orbital i el nivell d'energia. Pot prendre qualsevol nombre natural (1, 2, 3...).

Nombre Quàntic Secundari o Azimutal (l)

Indica la forma de l'orbital. Pot prendre qualsevol nombre enter entre 0 i n-1. A cada valor de l se li associa una lletra:

• l = 0 → orbital s
• l = 1 → orbital p
• l = 2 → orbital d
• l = 3 → orbital f

Nombre Quàntic Magnètic (ml)

Indica l'orientació de l'orbital a l'espai. Pot prendre valors enters des de -l fins a +l, incloent el 0.

Nombre Quàntic d'Espín (ms)

Indica el sentit de gir de l'electró sobre el seu propi eix. Pot prendre els valors de +1/2 o -1/2.

Passos per a la Configuració Electrònica

1. Escriure la configuració electrònica segons el diagrama de Moeller.
2. Corregir l'exponent per assegurar que el nombre d'electrons coincideix amb el nombre atòmic (Z).
3. Dibuixar les caixes quàntiques per a cada subnivell:
   • Subnivell s: 1 caixa
   • Subnivell p: 3 caixes
   • Subnivell d: 5 caixes
   • Subnivell f: 7 caixes
   Cada caixa pot contenir un màxim de 2 electrons.
4. Omplir les caixes quàntiques seguint la regla de Hund (màxima multiplicitat) i el principi d'exclusió de Pauli (electrons amb espins oposats).
5. Determinar el grup i el període, i els nombres quàntics de l'últim electró:
   • Període: Correspon al valor del nombre quàntic principal (n) més gran de la configuració.
   • Grup: Es determina a partir de la configuració electrònica de valència (electrons de l'última capa o subcapa).
   • Nombres quàntics de l'últim electró:
     • n: Correspon al període.
     • l: Correspon a l'orbital de terminació (0 per s, 1 per p, 2 per d, 3 per f).
     • ml: Correspon a la posició de l'última fletxa dins de les caixes quàntiques (valors de -l a +l).
     • ms: Correspon al sentit de la darrera fletxa (+1/2 si apunta cap amunt, -1/2 si apunta cap avall).