Tema 1. Elements i compostos (I).

1. Els àtoms. Estructura i configuració electrònica. 


1.1.- LA CONSTITUCIÓ DE L'ÀTOM.

El coneixement de l'estructura actual de l'àtom té molts i molts anys d'història. De forma molt resumida ho podem veure a la figura següent de Carlos Pazos (@molasaber):

Inclús abans de les aportacions de John Dalton a primers del s. XIX, ja s'havien descobert molts aspectes relacionats amb l'existència dels àtoms.

Comencem aquest viatge de coneixement fa milers d'anys. Ens trobem amb els pares reconeguts de l'atomisme, teoria filosòfica que es fonamentava en raonaments lògics i l'observació del món, però no en l'experimentació. I, tot i això, sorprèn tot el que es van acostar.


Molts segles després, entrem en una era de ciència experimental, on les hipòtesis es posen a prova amb dades extretes de la realitat.
Dalton, que coneixia el comportament dels gasos, va veure que les idees de Demòcrit encaixaven amb els seus estudis i va presentar el primer model científic de l'àtom.

El model de Dalton, encara amb els seus problemes, va significar un abans i un després. Després, a la fi de segle XIX, Thomson descobria l'electró obrint la veda a noves propostes atòmiques. Va ser una època emocionant, plena de descobriments, entre ells, el fenomen de radioactivitat.

J.J. Thomson, arran dels seus experiments amb raigs catòdics, dóna forma al seu peculiar model anys després. En aquell temps encara es referia als electrons com corpuscles de càrrega de negativa.


Poc després Rutherford faria xocar partícules alfa contra una fina làmina d'or. Va comprovar que algunes es desviaven, fins i tot en sentit oposat, el que significava que havien d'estar xocant contra un nucli de càrrega positiva i que la resta de l'àtom estava gairebé buit.


Aquesta visió de l'àtom s'ha instal·lat en la cultura popular com una opció prou bona per ajudar a entendre les seves parts fonamentals però, com veurem més endavant, insuficient per explicar les interaccions químiques o fenòmens de naturalesa quàntica.

Partint d'el model de Rutherford, Niels Bohr va disposar els electrons en òrbites circulars ordenades per nivells d'energia. Les limitacions de el model van donar peu al desenvolupament de la mecànica quàntica, però la senzillesa del model encara s'utilitza per comprendre la teoria atòmica.


I llavors va arribar Schrödinger -sí, sí, el del gat-, i va descriure el comportament ondulatori de l'electró, sense posició definida dins l'àtom en una zona de probabilitat, els orbitals atòmics, que ja li dedicarem un apartat posteriorment.

Si voleu conèixer una mica què és això del "gat d'Schrödinger", pots veure el video següent:


A la fi, tantes ments aportant peces d'aquest enorme trencaclosques per arribar a el model actual, nascut el 1928 amb l'equació de Dirac, una versió relativista de la de Schrödinger; i amb l'aportació de Jordan, introduint l'espín (que prediria l'antimatèria).

Des de llavors aquest model, que s'ha anat afinant, suporta bastant bé els nous descobriments. Ara sabem que neutrons i protons estan conformats al seu torn de quarks .

Una mica més avall, podràs veure un video amb el resum de l'evolució de tots aquests models atòmics, fins arribar a l'actualitat.


👉 En resum, l’àtom és una estructura amb un nucli molt petit en relació amb la mida total d'aquest l'àtom.
  • Al nucli hi ha protons i neutrons.
  • Al voltant d'aquest nuncli es mouen els electrons a una distància del nucli molt gran en comparació amb la mida d'aquest. És a dir, la major part de l'àtom està buida.
I tal com hem dit, en l'àtom hi ha altres partícules més petites, anomenades quarks, que formen els protons i els neutrons.

Per representar un àtom s'utilitzen un símbol i dos nombres:
  • El nombre atòmic, Z, indica el nombre de protons de l'àtom.
  • El nombre màssic, A, indica la suma del nombre de protons i el nombre de neutrons.

En un àtom neutre, el nombre de protons coincideix amb el nombre d'electrons. Per tant, Z també representa el nombre d'electrons de l'àtom neutre.

Però també podem tenir àtoms que presentin càrrega, són els anomenats ions. Recordem que els que tenen càrrega positiva, s'anomenen cations i els que tenen càrrega negativa, s'anomenen anions.



Tots els àtoms d'un element químic tenen el mateix Z, és a dir, tots tenen el mateix nombre de protons.

Els isòtops són els àtoms que tenen el mateix nombre de protons i diferent nombre de netrons. Els isòtops són àtoms d'un mateix element químic.

Un exercici molt habitual és aquell en què hem determinar el nombre de protons, neutrons i electrons o els nombres atòmic i màssic d'un determinat àtom, partint de diferents dades. Pots veure com es resoldria al video següent:



1.2.- L'ÀTOM QUANTITZAT.

S'ha descobert que els electrons giren només a certes distàncies del nucli atòmic. És a dir, no poden girar a qualsevol distància. Per això es diu que l’àtom està quantitzat, això vol dir que els electrons s'organitzen en nivells energètics que tenen una capacitat limitada com veurem posteriorment.

Tal com hem vist anteriorment, per arribar al coneixement actual de l'àtom, molts han estat els que han proposat diferents models atòmics (Dalton, Thomson, Rutherford, Bohr, ...).

El següent video fa un recorregut per aquests models predecesors del que es considera model atòmic actual.




Ens centrarem ara amb el model atòmic de Bohr i el model del núvol electrònic:

   1.2.1.- EL MODEL ATÒMIC DE BOHR

  

 També podeu veure-ho, fent clic aquí. 


La càrrega negativa dels elements fa que siguin atrets pel nucli, que té càrrega positiva. Una manera de vèncer aquesta atracció és estar en moviment continu.

El científic Niels Bohr (1885-1962), va fer un seguit d'estudis dels quals va deduir que els electrons giren al voltant del nucli descrivint només unes determinades òrbites circulars, on no perden energia encara que girin i, per consegüent, no cauen cap al nucli tal com es deia en models atòmics anteriors (per ex: Rutherford).

Així doncs, en l'àtom, els electrons i les seves òrbites s'organitzen en "capes" i en cada capa tindran una certa energia. Per això les capes s'anomenen nivells d'energia.
  • En el primer nivell, (el més proper al nucli atòmic) hi pot haver fins a 2 electrons .
  • En el segon nivell, hi pot haver fins a 8 electrons.
  • En el tercer nivell, hi pot haver fins a 18 electrons.
  • En el quart nivell, hi pot haver fins a 32 electrons.
Els electrons es col.loquen en l'àtom ocupant el nivell de menys energia que estigui lliure. És a dir, si un àtom o ió té un electró, aquest se situarà en el primer nivell d'energia, és a dir, més a la vora del nucli.
Així doncs, en el model de Bohr, els electrons només es poden trobar girant en uns nivells d'energia determinats.
 
     1.2.2.- EL MODEL DEL NÚVOL ELECTRÒNIC

També podeu veure-ho, fent clic aquí.

Aquest és un video extret de la web: www.quimitube.com, on trobareu molta més informació de la matèria de química. El model del Bohr no és prou precís per indicar on es troba cada electró d'un àtom. Unes investigacions van demostrar que alguns nivells d'energia tenien, al seu torn, subnivells. Aquests estudis realitzats pel científic austríac Schrödinger (1887-1961), van permetre establir el model del núvol electrònic, que és el que actualment es considera vàlid. La diferència més important entre aquests dos models és en aquests punts:
  • El model del Bohr suposa que els electrons estan situats en unes òrbites concretes a unes distàncies definides del nucli.
  • El model del núvol electrònic estableix que els electrons estan situats al voltant del nucli ocupant unes posicions més o menys probables, però no se'n pot predir la posició amb exactitud total.

Si poguéssim fotografiar les posicions que ocupa l'electró en el moviment que fa al voltant del nucli, tindríem un núvol de punts que seria més dens a les zones en què és més probable trobar l'electró i  més lleuger el les quals és menys probable. Per tant, un orbital és la regió de l'espai en què hi ha una probabilitat elevada (superior al 90%) de trobar l'electró.

     1.2.3.- TIPUS D'ORBITALS.
Hi ha diferents tipus d'orbitals que s'identifiquen amb les lletres: s, p, d i f. La forma i la mida d'un orbital depenen del nivell i del subnivell d'energia en què es troben, així:
  • Els orbitals s tenen forma esfèrica.
  • Els orbitals p tenen forma de vuit (8).
  • Els orbitals d i els f tenen formes més complexes.
 
Orbital tipus s
Orbitals tipus p
Orbitals tipus d
A més, l'orbital s del nivell 2 (anomenat 2s) és més gran que l'orbital s del nivell 1 (1s). I passa el mateix si comparem els 3s amb el 2s (el 3s és més gran), o el 3p amb el 2p. El tipus d'orbital que hi ha en cada nivell també està determinat:
  • En el primer nivell, només hi ha un orbital de tipus s.
  • En el segon nivell, hi ha orbitals de tipus s i p.
  • En el tercer nivell, hi ha orbitals de tipus s, p i d.
  • En el quart nivell i els següents, hi ha orbitals de tipus s, p,d i f.

 1.3.- DISTRIBUCIÓ DELS ELECTRONS EN UN ÀTOM 

     1.3.1.- LA CONFIGURACIÓ ELECTRÒNICA

La configuració electrònica d'un àtom és la manera en què estan distribuits els electrons al voltant del nucli d'aquest àtom.  La configuració electrònica d'un àtom s'obté seguint unes regles força senzilles:
  1. El nombre d'electrons màxim que hi poden haver en cada tipus d'orbitals és el següent:
        1. Orbitals tipus s: 2 electrons
        2. Orbitals tipus p: 6 electrons
        3. Orbitals tipus d: 10 electrons
        4. Orbitals tipus p: 14 electrons
  2. Els electrons es van col.locant en l'àtom ocupant l'orbital de menys energia que estigui vacant.
L'ordre d'ocupació dels orbitals està recollit a l'anomenat Diagrama de Moeller, on s'hi representen els tipus d'orbitals, és a dir, quan s'escriu un 2p, es representen els tres orbitals 2p (2px, 2py, 2pz); si s'escriu 3d, es representen els cinc orbitals 3d; i si s'escriu 4f es representen els set orbitals 4f.
Diagrama de Moeller

Al video següent podràs veure que es recullen aquests conceptes i com es resolen les configuracions electròniques d'alguns àtoms:


🎯 Interessant: SIMULADOR !!! A continuació tens un simulador per veure diferents configuracions electròniques. Fes click aquí.


      1.3.2.- ELECTRONS DE VALÈNCIA I VALÈNCIA

Els electrons de valència són els electrons que es troben en els majors nivells d'energia de l'àtom, sent aquests els responsables de la interacció entre àtoms de diferents espècies o entre els àtoms d'una mateixa. Els electrons en els nivells d'energia externs són aquells que seran utilitzats en la formació de compostos i als quals se'ls denomina com electrons de valència.
Per exemple, el sofre (S) té z=16 i la seva configuració electrònica és:
                             1s2 2s2 2p6 3s2 3p4



Veiem que la capa de valència de l'àtom és la 3. En aquesta capa hi ha 6 electrons de valència (3s2 3p4).

Els gasos nobles tenen l'últim nivell complet, no hi caben més electrons. Per això diem que tenen 8 electrons de valència, tret de l'heli, que en té 2. Així podem també definir la valència d'un element com el nombre d'electrons que necessita o que li sobra per tenir complet el seu últim nivell.
Àtom de clor

Cap comentari:

Publica un comentari a l'entrada