Química 2BTX

1 | Estructura atòmica i propietats atòmiques periòdiques

L’estudi de la conductivitat elèctrica dels gasos a baixa pressió, dels espectres d’emissió i d’absorció i dels fenòmens de la radioactivitat han estat les bases experimentals que han permès conèixer l’estructura atòmica de l’àtom i explicar que les propietats dels elements depenen d’aquesta estructura i varien d’una manera sistemàtica amb el nombre atòmic.

La taula periòdica dels elements és una eina indispensable per a l’aprenentatge i l’estudi de la química. Des que es va introduir, s’han trobat aplicacions molt notables, com ara la predicció, per part de Mendelejev, de l’existència i de les propietats dels elements com l’escandi, el gal·li i el germani. D’altra banda, una vegada descoberts l’heli i l’argó, es va poder deduir l’existència de quatre gasos més. Actualment es coneixen 118 elements.

Un dels mètodes per sintetitzar un nou element es basa en el bombardeig de l’element de partida amb nuclis d’elements lleugers d’elevada energia cinètica, aconseguida en els acceleradors de partícules. En la fotografia, el nou accelerador de partícules LHC (Large Hadron Collider) inaugurat el setembre de 2008 al CERN, Ginebra.

U01-Q2B (4M).indd 5

12/1/09 15:27:36

1

| Estructura atòmica i propietats atòmiques periòdiques

1 | Introducció RECORDA QUE El descobriment de l’electró el 1897, del protó el 1906 i del nucli de l’àtom el 1911 constitueixen tres fets fonamentals que marquen el punt de par tida de la química moderna.

Segons el model nuclear de Ruther ford (1911), en els àtoms es distingeixen dues zones completament diferents: el nucli, on queda concentrada tota la càrrega positiva i pràcticament tota la massa; i l’embolcall o capa electrònica, zona situada al voltant del nucli en la qual giren els electrons en òrbites circulars més o menys distants com planetes al voltant del Sol. L’àtom en conjunt està buit. La major part del seu volum està desproveït de matèria.

La imatge dels electrons girant al voltant del nucli, si bé resulta atractiva, és incompatible amb les lleis clàssiques de la mecànica i de l’electromagnetisme. Segons aquestes lleis, els electrons, en girar al voltant del nucli, perdrien energia i es precipitarien en espiral sobre aquest. No obstant això, els electrons giren al voltant del nucli i els àtoms són estables.

Gran par t dels coneixements sobre l’estructura atòmica de l’àtom, és a dir, sobre com es mouen els electrons i com estan disposats al voltant del nucli, procedeix de l’estudi dels espectres atòmics i de la seva interpretació amb l’ajuda de la teoria quàntica.

Niels Bohr, deixeble de Ruther ford, va introduir el 1913 la teoria dels quanta en l’estudi de l’estructura atòmica de l’àtom.

2 | Radiació electromagnètica Oscil·lacions del camp elèctric L 90° 90°

Oscil·lacions del camp magnètic 1. Els camps elèctric i magnètic originats per una càrrega accelerada són perpendiculars entre si i perpendiculars a la direcció en què es propaguen.

Una càrrega elèctrica en repòs produeix una per torbació en l’espai que l’envolta; diem que crea al seu voltant un camp elèctric. Si la càrrega es mou, a més de crear un camp elèctric, origina al seu voltant un camp magnètic. Es comprova que, si la velocitat de les càrregues no varia, la seva energia continua constant; però si tenen un moviment accelerat, emeten energia en totes les direccions en forma d’ones transversals. No hi ha propagació ni transport de matèria, únicament es propaga energia, que s’anomena energia radiant.

La propagació en forma d’ones transversals d’un camp elèctric i d’un camp magnètic, els vectors representatius dels quals són perpendiculars entre si i perpendiculars a la direcció de propagació, constitueix la radiació electromagnètica (Fig. 1).

La velocitat de propagació de la radiació electromagnètica en el buit, pràcticament igual que en l’aire, és una constant fonamental de la natura i és la velocitat més gran coneguda de l’Univers. El seu valor és 299 792 458 m s–1, encara que se sol adoptar c = 3 × 108 m s–1. Normalment se l’anomena velocitat de la llum perquè la llum es va associar de seguida a una ona electromagnètica.

Totes les ones electromagnètiques són de la mateixa naturalesa i es propaguen en el buit a la mateixa velocitat, però cada classe de radiació es caracteritza per la seva longitud d’ona, λ , i per la seva freqüència, n.

El conjunt de radiacions electromagnètiques, anomenat espectre electromagnètic, és molt ampli, per la qual cosa, per poder-lo estudiar i descriure, es distribueix en diferents regions que estudiarem a continuació (Fig. 2).

6

U01-Q2B (4M).indd 6

12/1/09 15:27:37

Estructura atòmica i propietats atòmiques periòdiques | 1

Augmenta la freqüència 18

16

3 x 10

Raigs γ

14

3 x 10

Raigs X

Longitud d’ona λ -12 -11 -10 -9 10 10 10 10 m

Ultraviolat -8

10

12

3 x 10

-7

10

visible

Freqüència n Hz

-5

10

3 x 10

3 x 10

Microones

Infraroig

-6

10

10

3 x 10

-4

10

-3

10

8

3 x 10

6

Ones hertzianes -2

10

-1

10

10

0

1

10

10

2

Augmenta la longitud d’ona

2. Espectre electromagnètic.

Ones hertzianes. Són les radiacions electromagnètiques de longitud d’ona més gran. S’originen en fer oscil·lar càrregues elèctriques en antenes.

S’utilitzen en el camp de les telecomunicacions, com les ones de ràdio o les de televisió.

Microones. Es poden considerar com un subdomini de les ones hertzianes.

També s’anomenen ones centimètriques perquè les seves longituds d’ona van de 0,1 mm a 100 cm. S’utilitzen en el radar, en els telèfons mòbils i en els forns microones, que utilitzen una radiació de λ = 12 cm.

Infraroigs (IR). Els cossos calents són emissors de radiacions infraroges (aparells de calefacció, planxes, bombetes, forns, etc.) i també ho són cer ts dispositius electrònics. L’estudi de l’infraroig presenta un gran interès en química i en astronomia, perquè la freqüència de vibració de moltes molècules està situada en aquesta zona.

Llum visible. Hi ha una estreta franja de radiacions electromagnètiques capaç d’impressionar la nostra retina i que ens permet «veure» els objectes que ens envolten: constitueix la llum visible. Les seves longituds d’ona van des dels 380 nm del violeta fins als 780 nm del vermell, passant pels diferents colors de l’arc iris (Fig. 4). La llum blanca és precisament la mescla d’aquests colors.

Ultraviolat (UV). En freqüències més altes que el violeta, fora de la zona visible, s’estén la regió de la radiació ultraviolada, les longituds d’ona de la qual van des de 380 nm fins a 1 nm. És la radiació emesa pels gasos excitats per descàrregues elèctriques. El Sol és una font molt impor tant de radiació ultraviolada que ionitza les molècules de les capes altes de l’atmosfera (per aquest motiu rep el nom de ionosfera una de les capes exteriors).

Raigs X. Aquesta radiació electromagnètica d’elevada energia i de gran poder de penetració travessa la pell i els músculs, però difícilment els ossos. Per aquesta raó, els raigs X s’usen en medicina i per usar-los cal prendre precaucions, perquè lesionen els teixits vius.

Raigs gamma (γ). De freqüència molt elevada, s’originen en els processos radioactius i nuclears. Són molt penetrants i poden travessar gruixos apreciables de matèria, per la qual cosa els materials que els emeten han de protegir-se amb làmines gruixudes de plom. S’utilitzen en radioteràpia perquè destrueixen les cèl·lules canceroses.

3. La terra escalfada per les radiacions solars emet radiació infraroja (IR). Els gasos que absorbeixen part d’aquesta radiació son els responsables de l’efecte hivernacle, sense el qual no hi hauria vida al planeta tal com la coneixem. La temperatura mitjana seria d’uns −20 ºC. En augmentar la concentració troposfèrica d’aquests gasos, l’absorció de la radiació IR emergent és més intensa i la temperatura de la troposfera augmenta.

Això explica l’augment de la temperatura mitjana de la Terra que s’ha registrat durant el darrer segle (0,5 ºC de mitjana).

Longitud d’ona en nm

400

450

500

550

600

650

4. Espectre electromagnètic de la llum visible. La llum d’una sola longitud d’ona s’anomena monocromàtica, terme que vol dir ‘un sol color’ i que per extensió s’aplica a qualsevol radiació d’una sola longitud d’ona encara que no sigui visible.

7

U01-Q2B (4M).indd 7

12/1/09 15:27:39

1

| Estructura atòmica i propietats atòmiques periòdiques

DOCUMENT

Anàlisi de substàncies mitjançant espectrografies Espectroscòpia infraroja L’espectroscòpia infraroja estudia la radiació infraroja (IR) i la interacció d’aquesta amb la matèria. La va descobrir l’astrònom alemany Friedrich Wilhelm Herschel (1738-1822) l’any 1800 gràcies a l’efecte calorífic d’uns raigs que acompanyen l’espectre de la llum solar a freqüències més petites que les de la radiació roja.

Quan la radiació infraroja incideix sobre una mostra és capaç de provocar canvis en els estats vibracionals de les molècules que la constitueixen.

En principi, cada molècula presenta un espectre IR característic, ja que totes (excepte les molècules diatòmiques homonuclears com el O2 i el Br2) tenen algunes vibracions que, en activar-se, provoquen l’absorció de radiació d’una longitud d’ona determinada en l’espectre electromagnètic corresponent a la regió IR. Si s’analitzen quines són les longituds d’ona a les quals una substància absorbeix a la zona de la IR, es pot obtenir informació sobre les molècules d’una mostra. És impor tant l’aplicació de l’espectroscòpia IR en l’anàlisi qualitativa.

Espectroscòpia de ressonància magnètica nuclear (RMN) Alguns nuclis atòmics sotmesos a un camp magnètic absorbeixen radiació electromagnètica a la

regió de les freqüències de ràdio. Com que les freqüències d’aquesta absorció depenen de l’entorn del nucli, la RMN contribueix a determinar l’estructura de la molècula a la qual pertany el nucli. Isidor Isaac Rabi va descriure aquest fenomen l’any 1938.

La RMN s’aplica per detectar àtoms com 1H, 13C, F i 31P. Atès el caràcter no destructiu de la RMN, s’utilitza en medicina per estudiar el cos humà i en química orgànica per fer anàlisis estructurals.

19

Espectrometria de massa L’espectrometria de massa és una interacció matèria-matèria entre electrons i la molècula que s’ha d’analitzar. Permet determinar la massa molecular d’un compost i la d’alguns fragments iònics procedents de la molècula de par tida.

Cambra d’aceleració

A

Camp magnètic

B

Cambra d’ionizació

C

Cambra de desviació

m1 m2

La mostra que s’ha d’analitzar s’introdueix en estat gasós a la cambra d’ionització (A) i s’exposa a un feix d’electrons. Els ions obtinguts són accelerats per un camp elèctric a la cambra d’acceleració (B) per ser desviats posteriorment a la cambra de desviació (C), on estan sotmesos a un camp magnètic uniforme. A conseqüència d’això, descriuen trajectòries semicirculars, el radi de les quals depèn de les càrregues i les masses dels ions.

La RMN permet obtenir imatges del cos humà mitjançant la detecció dels camps magnètics que generen els àtoms d’hidrogen estimulats per camps electromagnètics.

Els ions més lleugers són més desviats que els de més massa. D’aquesta manera es poden separar els diferents fragments ionitzats de la molècula de par tida i calcular-ne la càrrega i la massa a par tir del valor del camp magnètic aplicat. Els diferents fragments permeten conèixer l’estructura de la molècula i la seva massa total.

8

U01-Q2B (4M).indd 8

12/1/09 15:27:41

Estructura atòmica i propietats atòmiques periòdiques | 1

3 | Espectres RECORDA QUE Si una radiació monocromàtica passa a través d’un prisma òptic canvia de direcció, es refracta. Però quan un feix de llum blanca travessa un prisma òptic, a més de refractar-se, es dispersa, és a dir, es descompon en els seus colors: vermell, ataronjat, groc, verd, blau, anyil i violeta. Són els colors de l’arc iris (Fig. 5). Cada color correspon a una radiació electromagnètica monocromàtica que es caracteritza per la seva longitud d’ona i freqüència pròpia. Si recollim el feix emergent sobre una pantalla s’obté l’espectre de la llum blanca.

Un espectre consisteix en un conjunt de radiacions electromagnètiques recollides sobre una pantalla, registrades gràficament, fotografiades o bé observades directament si són visibles, és a dir, posades de manifest d’alguna manera sensible.

5. Dispersió de la llum blanca per un prisma.

Ja hem indicat que l’espectre visible només és una petitíssima par t de l’espectre total de les radiacions electromagnètiques.

Els instruments que permeten separar una radiació electromagnètica en els seus components monocromàtics s’anomenen espectrògrafs. Si, a més, permeten mesurar les longituds d’ona dels components de la radiació, reben el nom d’espectròmetres.

Si, mitjançant un espectròmetre, s’analitza la llum procedent del Sol o la del filament incandescent d’una bombeta, s’obser va que l’espectre obtingut és continu; és a dir, abasta totes les longituds d’ona, passant d’unes a les altres gradualment (Fig. 4 i 5). En general, quan el focus lluminós és un sòlid o un líquid incandescent, s’obté un espectre continu.

Però si la substància que emet la llum està en estat gasós, com és el cas de la descàrrega elèctrica en un gas a baixa pressió o el d’una substància volatilitzada en una flama, l’espectre que s’observa, sobre un fons fosc, no és continu, sinó que està format per una sèrie de ratlles brillants (Fig. 6). Aquesta classe d’espectre s’anomena espectre discontinu o espectre de ratlles.

Tant els espectres continus com els discontinus s’han originat com a conseqüència de l’emissió de llum per par t d’alguna substància; per això, reben el nom d’espectres d’emissió.

L’espectre que s’obté quan la llum blanca passa a través d’un gas a baixa pressió s’anomena espectre d’absorció. L’element intercalat absorbeix radiacions lluminoses determinades que no apareixen en l’espectre, i en el seu lloc queden ratlles fosques. Aquestes ratlles ocupen la mateixa posició que les ratlles brillants de l’espectre d’emissió del mateix element.

Cada ratlla de l’espectre discontinu correspon a una radiació d’una determinada longitud d’ona i freqüència que és característica de la substància que l’emet. Així, per exemple, l’espectre de l’hidrogen (Fig. 6a) presenta quatre ratlles anomenades, α, β, γ i δ, els colors de les quals són el vermell, el blau, l’anyil i el violeta. El sodi presenta, entre d’altres, dues ratlles grogues molt intenses amb una longitud d’ona de 589 nm (Fig. 7a). Els espectres permeten identificar les substàncies que els originen.

a H H

H

H

b 400

nm

450

500

550

600

650

6. a) Espectre d’emissió discontinu de l’hidrogen. b) Espectre d’absorció de l’hidrogen. Els espectres d’emissió i d’absorció d’una substància són complementaris.

a

b

c 7. Espectres d’emissió discontinus del sodi (a), del mercuri (b) i una part de l’espectre discontinu del ferro (c).

En general, les ratlles espectrals apareixen no solament en la regió visible sinó també en l’infraroig i en l’ultraviolat.

9

U01-Q2B (4M).indd 9

12/1/09 15:27:42

1

| Estructura atòmica i propietats atòmiques periòdiques

4 | La interpretació dels espectres atòmics.

La teoria quàntica Els espectres d’emissió s’originen a partir de l’energia radiant emesa pels àtoms quan són prèviament excitats, és a dir, quan se’ls comunica energia.

Experimentalment s’obser va que els espectres d’emissió atòmics estan constituïts per un conjunt de ratlles que, suficientment dispersades pel prisma, poden obser var-se separadament. Són, doncs, espectres d’emissió discontinus, cosa que ens indica que l’àtom ha emès energia de manera discontínua.

Els espectres d’absorció també ens indiquen que els àtoms només absorbeixen energia d’unes determinades longituds d’ona i freqüència. En conseqüència, l’absorció d’energia pels àtoms també és discontínua.

8. Max Planck (1858-1947). Un dels més grans físics alemanys fundador de la teoria quàntica. Va rebre el premi Nobel de física l’any 1918.

Va treballar sobre la idea d’una discontinuïtat en els processos d’absorció i emissió d’energia i va introduir la cèlebre hipòtesi dels quanta d’energia. El 1900 va arribar a l’equació fonamental de la teoria quàntica, ε = h N, que avui porta el seu nom. La constant h (anomenada constant de Planck) està considerada pels físics com una de les fonamentals de l’Univers, després que la hipòtesi dels quanta d’energia fos corroborada per savis prestigiosos com Einstein (explicació de l’efecte fotoelèctric) i Niels Bohr (teoria quàntica de l’àtom d’hidrogen, amb la qual perfecciona el model atòmic de Rutherford).

El fet que els àtoms puguin absorbir o emetre radiació electromagnètica de manera discontínua no pot interpretar-se mitjançant les lleis de la física clàssica. Recorda que l’àtom està constituït pel nucli, on queda concentrada la seva càrrega positiva i gairebé tota la seva massa, i l’embolcall, on es mouen els electrons girant al voltant del nucli. Perquè l’electró tingui un moviment de rotació, ha d’actuar constantment sobre ell una força. Això suposa que està sotmès a una acceleració i, com ja hem explicat, una càrrega accelerada emet energia radiant. L’electró perdria energia i, per tant, velocitat, d’una manera continuada i acabaria caient cap al nucli: els àtoms no serien estables.

No obstant això, els àtoms no emeten energia de forma espontània ni contínua, sinó que solament l’emeten quan prèviament se’ls ha excitat. Per tant, el moviment dels electrons al voltant del nucli escapa de les lleis de la física clàssica.

El fet que els àtoms originin espectres d’emissió i d’absorció, o sigui, que la matèria pugui emetre o absorbir radiació electromagnètica, s’interpreta mitjançant la teoria quàntica iniciada l’any 1900 pel físic alemany Max Planck (1858-1947).

Segons la teoria quàntica, es considera que una par tícula material emet o absorbeix energia radiant, però no d’una manera contínua, sinó discontínua (també se’n diu discreta) mitjançant «grànuls» o corpuscles elementals. Cada un d’aquests corpuscles s’anomena quantum d’energia o fotó.

Això implica que també la radiació electromagnètica, i en concret la llum, transpor ta la seva energia en quanta (plural llatí de quantum) o fotons. De la mateixa manera que la càrrega transportada per un corrent elèctric és un múltiple de càrrega elemental (l’electró), l’energia transportada per un raig de llum monocromàtica és múltiple del quantum d’energia o fotó.

Aquest caràcter quàntic de la llum no el percebem perquè cada fotó està associat a una ínfima quantitat d’energia i en els fenòmens habituals, en què inter venen quantitats impor tants de radiació, aquest caràcter corpuscular no es posa de manifest.

No obstant això, sabem que la llum és un moviment ondulatori. L’aspecte ondulatori de la llum es manifesta clarament en els fenòmens de difracció i d’interferència. Per altra banda hi ha altres fenòmens físics, com ara l’absorció de la llum, la seva emissió per àtoms excitats, els raigs X i l’efecte fotoelèctric que només s’expliquen si s’admet que la llum està formada per

10

U01-Q2B (4M).indd 10

12/1/09 15:27:43

Estructura atòmica i propietats atòmiques periòdiques | 1

«corpuscles d’energia». En definitiva, un raig lluminós es comporta alhora com una ona electromagnètica que es propaga i com un conjunt de fotons que es desplaça, en tots dos casos a la velocitat c. Segons el fenomen que s’estudia s’ha de considerar un o altre comportament de la llum.

Segons Planck l’energia d’un fotó és proporcional a la seva freqüència. ε=hN La constant de proporcionalitat, h, és una constant fonamental de la natura, anomenada en honor seu constant de Planck, el valor de la qual és: h = 6,626 × 10–34 J s La quantitat d’energia, E, d’una radiació monocromàtica constituïda per moltíssims fotons idèntics és un múltiple enter de l’energia del fotó, ε.

E = n ε = n h N = n h c/λ En la taula següent s’indiquen la freqüència i l’energia d’un fotó de les radiacions electromagnètiques: microones, infraroig, llum visible, ultraviolat i raigs X: Característiques d’algunes radiacions electromagnètiques: Radiació

Freqüència

Energia d’un fotó

Microones

10 a 10 Hz

4 × 10-6 eV a 4 × 10-4 eV

Infraroig

1012 a 1014 Hz

2 × 10-2 eV a 2 eV

Llum visible

1014 Hz

2 eV

Ultraviolat

1014 a 1017 Hz

2 eV a 100 eV

Raigs X

1017 a 1022 Hz

102 eV a 108 eV

9

11

EXEMPLE 1.

Calcula en J i en eV l’energia d’un fotó de llum visible corresponent a la ratlla groga de l’espectre d’emissió del sodi de longitud d’ona, λ = 589 nm.

Dades: velocitat de la llum en el buit: c = 3 × 108 m/s; constant de Planck: h = 6,63 × 10–34Js; càrrega de l’electró: e = 1,60 × 10–19C. En espectroscòpia és freqüent expressar les energies en eV, ja que és una unitat molt adequada en aquest camp. Recordem que l’eV és l’energia adquirida per un electró en ser accelerat sota una diferència de potencial d’1V.

1 eV = 1,60 x 10–19 J =hn=h

c

Js

= 1eV

= 2,11 eV

11

U01-Q2B (4M).indd 11

12/1/09 15:27:43

1

| Estructura atòmica i propietats atòmiques periòdiques

5 | L’efecte fotoelèctric

–C

A+

mA

9. Efecte fotoelèctric.

El 1887 Her tz (1857-1894), famós físic alemany, va obser var que la descàrrega elèctrica entre dues esferes a un potencial elevat s’incrementa quan s’il·luminen amb una radiació de freqüència alta, com per exemple, la llum ultraviolada. Aquest fenomen i d’altres, com la descàrrega d’una làmina de zinc carregada en il·luminar-la amb llum ultraviolada, s’atribueixen a l’energia transpor tada per la llum. Aquesta energia es transfereix als electrons del metall, cosa que facilita la descàrrega. Per aquest motiu aquest fenomen rep el nom d’efecte fotoelèctric.

El fenomen s’observa molt millor si s’utilitza el dispositiu esquematitzat en la figura 9. Dues plaques metàl·liques C i A (càtode i ànode) estan situades en l’interior d’un recipient de quars en què s’ha practicat el buit elevat. Si s’estableix una diferència de potencial entre els dos elèctrodes, el miliamperímetre no detecta el pas de corrent. Però si s’il·lumina el càtode amb radiació ultraviolada, immediatament es desvia l’agulla del miliamperímetre. Com a resultat de les experiències efectuades amb dispositius com el de la figura utilitzant diferents metalls, s’arriba a les conclusions següents: a) El miliamperímetre només indica el pas de corrent si s’il·lumina el càtode amb una radiació la freqüència de la qual no ha de ser inferior a un valor N0, anomenat freqüència llindar. b) La freqüència llindar és característica del metall del càtode. c) Per sota de la freqüència llindar no es produeix efecte fotoelèctric per molt que s’augmenti la intensitat de la llum que incideix en el càtode, però, un cop assolida, el corrent elèctric creix amb la intensitat lluminosa.

Segons la física clàssica, l’energia que transporta una radiació electromagnètica creix en augmentar la seva intensitat i també en augmentar la seva freqüència. Per tant, és lògic que, quan la freqüència de la radiació se situï per sobre d’un valor llindar, es produeixi efecte fotoelèctric. Però hom pot pensar que també s’hauria de produir efecte fotoelèctric si s’augmenta suficientment la intensitat de la radiació encara que la seva freqüència sigui baixa. No obstant això, es comprova experimentalment que per més que s’augmenti la intensitat de la radiació no hi ha efecte fotoelèctric si la seva freqüència no sobrepassa un cert valor. Si s’accepta que la llum és un moviment ondulatori, no s’explica l’efecte fotoelèctric.

El 1905 Alber t Einstein va interpretar correctament l’efecte fotoelèctric.

D’acord amb la teoria quàntica de Planck, la llum està constituïda per corpuscles energètics, els fotons, cada un dels quals transpor ta una energia ε = h N.

10. Albert Einstein va néixer a Ulm (Alemanya) el 1879 i va morir als Estats Units el 1955. Einstein no solament va ser el científic més important de la seva generació sinó també un home savi. El 1921 va rebre el premi Nobel de física pels seus estudis sobre l’efecte fotoelèctric i altres treballs de física teòrica.

Les radiacions d’intensitat elevada tenen molts fotons, cada un amb una energia determinada. Quan aquesta radiació xoca amb el càtode pot passar que cada fotó tingui energia suficient per arrencar un electró, cas en què es produeix efecte fotoelèctric. Però si cada fotó no té energia suficient, l’efecte fotoelèctric no té lloc per molt que se n’augmenti el nombre. Dos o més fotons de freqüència inferior al llindar no poden reunir les seves energies per arrencar ni un sol electró.

L’energia del fotó capaç de produir efecte fotoelèctric es consumeix en el treball, w, d’extraure l’electró i la resta en comunicar-li energia cinètica, que li permet allunyar-se del metall.

12

U01-Q2B (4M).indd 12

12/1/09 15:27:44

Estructura atòmica i propietats atòmiques periòdiques | 1

Energia del fotó

=

Treball d’arrencar l’electró

+

hN

=

w

+

=

h N0

Energia cinètica comunicada a l’electró 1 2

o també

hN

1 2

L’energia mínima per alliberar l’electró del metall és h N0 i s’anomena treball d’extracció o funció de treball. Aquesta expressió es coneix com a equació d’Einstein de l’efecte fotoelèctric.

11. El funcionament de les plaques fotovoltaiques està basat en l’efecte fotoelèctric.

La velocitat màxima amb què sur ten els electrons de la super fície del metall depèn únicament de la freqüència de la llum incident i no de la seva intensitat.

La interpretació de l’efecte fotoelèctric proporciona un argument decisiu per a la confirmació de la teoria quàntica de Planck.

6 | La teoria de Bohr El físic danès Niels Bohr (1885-1962) havia estudiat amb detall el model atòmic de l’hidrogen proposat pel seu professor Ernest Ruther ford i sabia per fectament que, adoptant les idees clàssiques sobre l’emissió de radiació, no podia explicar el seu espectre discontinu.

L’àtom d’hidrogen, amb un sol protó en el nucli i un sol electró girant al seu voltant, és l’àtom més senzill. Segons la física clàssica, l’electró, partícula elèctrica accelerada, emetria contínuament ones electromagnètiques i, per tant, perdria velocitat. Descriuria cercles concèntrics al voltant del nucli, cada vegada de radi més petit, fins que al final hi cauria a sobre. No obstant això, l’àtom d’hidrogen és estable i el seu espectre discontinu consta de moltes ratlles, les freqüències i les posicions de les quals mostren regularitats evidents. Aquestes ratlles s’agrupen en determinats conjunts o sèries, que reben el nom dels científics que les van descobrir (Fig. 12).

El 1913, Bohr va aplicar la teoria quàntica a l’àtom d’hidrogen i va proposar un model que permet interpretar els seus espectres d’emissió i d’absorció.

Aquests espectres apuntalen l’existència de diferents estats energètics en els àtoms.

5000 2000

Balmer Ultraviolat

1000

500

250

Lyman

200

150

125

100

Longitud d’ona (λ) nm

12. Regions de l’espectre d’emissió de l’àtom d’hidrogen amb els noms que reben. En cada regió s’observa una certa regularitat entre les ratlles de l’espectre, més juntes cap a l’esquerra, fins que es confonen en el límit de la sèrie. La sèrie de Lyman es troba en la regió ultraviolada; la sèrie de Balmer, en la regió de la llum visible; la de Paschen, en l’infraroig pròxim; i les de Brackett i Pfund, en l’infraroig llunyà.

Paschen Pfund Brackett

Visible

Infraroig 13

U01-Q2B (4M).indd 13

12/1/09 15:27:46

E eV

| Estructura atòmica i propietats atòmiques periòdiques

Estat ionitzat

0 -0,38 -0,54 -0,85

E (n E 6 (n E 5 (n E4 (n

= = = =

) 6) 5) 4)

-1,51

E3 (n = 3)

-3,40

E2 (n = 2)

La teoria de Bohr sobre l’àtom d’hidrogen es basa en els postulats següents: 1. Els electrons, par tícules elèctricament negatives, es mouen al voltant del nucli positiu en cer tes capes o òrbites circulars anomenades nivells energètics principals o nivells quàntics principals. Mentre l’electró es mou en un mateix nivell energètic, no absorbeix ni emet energia; es troba en estat estacionari.

Estats excitats

1

L’energia total de l’electró en cada nivell energètic principal és la suma de la seva energia cinètica, pel fet de ser una par tícula en moviment, i de la seva energia potencial elèctrica, pel fet d’estar en el camp elèctric creat pel nucli positiu.

2. L’energia total d’un electró no pot tenir uns valors qualsevol, sinó cer ts valors ben determinats, permesos, quantitzats.

-13,6

Estat fonamental

Els valors d’energia permesos corresponents a cada nivell quàntic principal van ser calculats per Bohr. A cada nivell energètic principal se li assigna un nombre enter, n = 1, 2, 3, etc., anomenat nombre quàntic principal. El nivell més pròxim al nucli és el n = 1, al qual correspon l’energia més baixa.

Els nivells d’energia es representen en un diagrama d’energia mitjançant traços horitzontals l’altura dels quals respecte d’un valor de referència ens indica l’energia del nivell (Fig. 13).

E1 (n = 1)

13. Diagrama d’energia corresponent als nivells d’energia de l’àtom d’hidrogen.

Com que l’energia de l’electró completament separat del nucli és zero, quan es troba lligat a un àtom la seva energia és més petita i, per tant, s’expressarà amb valors negatius.

E2 E E1 E2 E E1

Quan l’electró es troba en l’estat d’energia més baix possible, es diu que es troba en el seu estat fonamental. Aquest estat correspon a un àtom estable. Els altres estats energètics s’anomenen estats excitats (Fig. 13).

Quan un àtom s’ionitza, és a dir, quan l’electró se separa completament de l’àtom, es diu que ha estat excitat al nivell quàntic n = ∞. L’energia de l’electró completament separat del nucli és zero.

Fotó absorbit h

a

Fotó emès h

b

E3 E2 E1

Quan l’electró absorbeix energia, tant per acció tèrmica com lluminosa o qualsevol altra, salta a un nivell de més contingut energètic. Com que aquest estat és inestable, s’hi queda molt poc temps i torna a nivells energètics inferiors, cosa que fa emetent energia radiant.

El pas d’un electró d’un nivell d’energia a un altre s’anomena transició electrònica.

h 32 h 21

3. En passar l’electró d’un nivell quàntic de més energia a un altre de menys energia no emet gradualment energia, sinó que l’emet d’una sola vegada, de manera discontínua i quantitzada. El seu valor és igual a la diferència d’energia entre els dos nivells energètics.

h 31 c

14. a) Absorció d’un fotó per un àtom en produir-se una transició electrònica entre els nivells E1 de menys energia i E2 de més energia. b) Emissió d’un fotó per un àtom en produir-se una transició electrònica entre els nivells E2 i E1. c) La transició electrònica E3 → E1 pot tenir lloc directament o bé en dues etapes.

L’energia emesa o absorbida en una transició electrònica d’un àtom és l’energia del quantum corresponent a la transició o fotó.

Per tant, es pot escriure el següent: Efinal – Einicial = ∆E = ε = h N En el diagrama de la figura 13 s’obser va que, a mesura que augmenta l’energia d’un nivell i, per tant, el nombre quàntic principal n, disminueix la diferència d’energia entre dos nivells consecutius.

14

U01-Q2B (4M).indd 14

12/1/09 15:27:47

Estructura atòmica i propietats atòmiques periòdiques | 1

La transició electrònica entre dos nivells no immediats pot efectuar-se directament, o bé a través de diverses etapes (Fig. 14), pel principi de conser vació de l’energia:

ε = ε1 + ε2 Les ratlles brillants dels espectres d’emissió corresponen a fotons d’una determinada longitud d’ona i freqüència, emesos en les transicions electròniques des de nivells quàntics de més energia als de menys energia. Al contrari, les ratlles negres dels espectres d’absorció corresponen a les transicions electròniques des de nivells quàntics de menys energia a altres de més energia.

Quan fem passar totes les radiacions de l’espectre continu produït per un sòlid, un líquid o un gas incandescent a pressió reduïda, a través d’hidrogen gasós, només són absorbits aquells fotons les característiques dels quals són les adequades per produir les transicions electròniques corresponents a l’hidrogen, cosa que origina un espectre d’absorció.

7 | Interpretació de l’espectre d’emissió de l’hidrogen

E eV

Infrarroig Sèrie de Pfund

-0,85

Veiem com la teoria de Bohr permet interpretar els espectres d’emissió de l’hidrogen.

L’únic electró de l’àtom d’hidrogen, abans de ser excitat, es troba en estat fonamental, n = 1. En excitar-lo, pot passar al nivell quàntic principal n = 2, o bé al n = 3, etc. Fins i tot, si el fotó absorbit és prou energètic, pot arrencar-lo de l’àtom i apar tar-lo fins a l’infinit: l’àtom s’ha ionitzat.

n = n=7 n=6 n=5

0

-0,38 -0,54

Sèrie de Brackett Infrarroig

-1,51

Sèrie de Paschen

n=4

n=3

Visible

-3,40

Quan els electrons excitats fan una transició electrònica des de qualsevol nivell quàntic al primer, s’originen les radiacions de freqüència i energia més altes, que corresponen a l’ultraviolat. La sèrie de ratlles espectrals que originen l’anomenada sèrie de Lyman no és visible, però es pot registrar fotogràficament (Fig. 15).

Sèrie de Balmer

n=2

Ultraviolat

En la mateixa figura es detallen les transicions electròniques des de nivells quàntics superiors al segon nivell quàntic. Aquestes transicions electròniques de menys freqüència i energia que les de la sèrie de Lyman originen les ratlles de la regió visible de l’espectre. Aquest conjunt de ratlles constitueix la sèrie de Balmer (Fig. 16).

Les ratlles de la sèrie de Paschen corresponen a emissions d’energia radiant quan l’electró de l’àtom d’hidrogen efectua transicions electròniques des de nivells quàntics superiors fins a n = 3. Aquesta sèrie està situada a l’infraroig. Les sèries de Brackett i Pfund corresponen a transicions electròniques als nivells quart i cinquè, respectivament, a partir de nivells més allunyats del nucli. Originen fotons amb freqüències i energies situades a l’infraroig (Fig. 15).

Bohr va donar, doncs, una explicació raonada per a la discontinuïtat dels espectres d’emissió de l’àtom d’hidrogen. A més, els valors teòrics calculats sobre les energies alliberades en les transicions electròniques estaven d’acord amb la realitat experimental.

-13,6

Sèrie de Lyman

n=1

15. Transicions electròniques de l’electró de l’àtom d’hidrogen des de nivells quàntics superiors a nivells quàntics inferiors. Les transicions des de n = 2, 3, 4, 5, 6, etc., fins a n = 1 originen les ratlles de l’espectre de Lyman. Les transicions electròniques des de n = 3, 4, 5, 6, etc., fins a n = 2 originen les ratlles de la sèrie de Balmer. Les sèries de Paschen, Brackett i Pfund s’originen des de n = 4, 5, 6, etc., a n = 3, des de n = 5, 6, 7, etc., a n = 4 i des de n = 6, 7, etc., a n = 5, respectivament.

15

U01-Q2B (4M).indd 15

12/1/09 15:27:48

1

| Estructura atòmica i propietats atòmiques periòdiques

Energia eV 0 -0,38 -0,54 -0,85

Energia d’ionització

-1,51

n=∞ n=6 n=5 n=4 n=3

Espectre d’emissiò de l’hidrogen 410 nm 434 nm

Primer estat excitat

1,89 eV

410 434 486

656 nm

380 nm

780 nm

486 nm 656 nm

-3,40

3,02 2,85 2,55

n=2

A l’estat fonamental

Espectre continu de la llum blanca

16. Les ratlles de la sèrie de Balmer corresponen a les transicions electròniques que originen l’espectre visible de l’àtom d’hidrogen.

S’han indicat les longituds d’ona en nm i les energies dels fotons en eV de les quatre ratlles característiques de l’espectre visible.

EXEMPLES 2.

Quina és l’energia d’ionització de l’hidrogen?

L’energia d’ionització, EI, de l’hidrogen és l’energia mínima que s’ha de comunicar a un àtom d’hidrogen aïllat i en estat fonamental per arrencar-li l’electró, és a dir, per traslladar-lo des de n = 1 a n = ∞: H+ + e

H

L’energia necessària per ionitzar un àtom d’hidrogen és: EI: E (n = ∞) – E (n = 1) = 0 – E (n = 1) EI = –(–13,60 eV) = 13,60 eV = 2,18 × 10–18 J En la pràctica, l’energia d’ionització de l’hidrogen sol expressar-se en eV per àtom o en kJ per mol d’àtoms.

3.

Quan l’electró de l’àtom d’hidrogen fa la transició del nivell quàntic principal n = 3 al nivell quàntic principal n = 1 emet radiació electromagnètica de longitud d’ona λ = 102,8 nm (que correspon a la segona línia de la sèrie de Lyman).

Calcula: a) La freqüència i l’energia d’un fotó d’aquesta radiació. b) L’energia de l’electró en el tercer nivell quàntic principal. c) L’energia necessària per arrencar l’electró del tercer nivell quàntic principal (energia per traslladar-lo a l’infinit) i la longitud d’ona de la radiació capaç de fer aquesta transició. En quina regió de l’espectre se situa aquesta radiació?

Dades: – L’energia de l’electró per a n = 1 és –13,60 eV. – Constant de Planck: 6,63 × 10–34 J s. a) La freqüència és: =

c

=

16

U01-Q2B (4M).indd 16

12/1/09 15:27:49

Estructura atòmica i propietats atòmiques periòdiques | 1

I l’energia del fotó emès: Js b) L’energia de l’electró en el nivell quàntic n = 3 serà la que té per a n = 1 més la del fotó corresponent a la transició entre els dos estats.

E1 = –13,6 eV

1 eV

E3 = c) L’energia necessària és la diferència E∞ – E3.

E=

=

Podem calcular la longitud d’ona de la radiació capaç d’efectuar aquesta transició sabent que: c

=

hc

= La longitud d’ona d’aquest fotó correspon a l’infraroig (Fig. 2).

8 | Ampliació de la teoria de Bohr La teoria de Bohr no solament explica l’espectre de l’àtom d’hidrogen sinó que es pot ampliar a qualsevol element amb un sol electró, com per exemple els ions hidrogenoides He+, Li2+ o Be3+. No obstant això, no passa el mateix amb els espectres dels àtoms polielectrònics (àtoms que tenen diversos electrons), en els quals la multiplicitat de ratlles indica una gran complexitat en els nivells d’energia dels seus electrons.

Els anys que van seguir a la confirmació de la teoria de Bohr es va produir una generalització d’aquesta teoria per aplicar-la a tots els àtoms existents.

Sommer feld, Zeeman, Pauli i tots els investigadors que van contribuir en aquesta feina conser varen les idees fonamentals: UÊ ÃÊi iVÌÀ ÃÊ`i ÃÊDÌ ÃÊÌi i Ê` ÛiÀÃ ÃÊ Ûi ÃÊ`½i iÀ} >° UÊ >ÊÌÀ> Ã V Êi ÌÀiÊ` ÃÊ Ûi ÃÊ`½i iÀ} >ÊiÃÊÀi> Ìâ>Ê«iÀÊ>LÃ ÀV Ê Êi ÃÃ Ê d’un fotó.

El per feccionament continu dels espectròmetres va permetre descobrir que les ratlles de l’espectre de l’hidrogen no eren simples, tal com havia suposat Bohr, sinó que eren diverses i estaven molt juntes. És l’anomenada estructura fina de l’espectre de l’àtom d’hidrogen.

Utilitzant un espectròmetre de gran poder de resolució, s’obser va que la primera ratlla de la sèrie de Lyman està formada per dues de molt pròximes 17

U01-Q2B (4M).indd 17

12/1/09 15:27:49

1

| Estructura atòmica i propietats atòmiques periòdiques

Energia n=2

n=1

Sèrie de Lyman 17. El desdoblament de la primera ratlla de la sèrie de Lyman (regió ultraviolada de l’espectre de l’àtom d’hidrogen) s’explica admetent dues possibles transicions electròniques des de n = 2 a n = 1.

(Fig. 17). Això indueix a pensar que, per al nivell energètic principal n = 2, hi ha dos subnivells d’energia i que, per tant, seran possibles dues transicions electròniques diferents des del segon nivell quàntic principal al primer (Fig. 17).

El 1915, Sommer feld va ampliar els treballs de Bohr sobre l’àtom d’hidrogen i va admetre que a més a més d’òrbites circulars podien haver-hi òrbites el·líptiques, també quantitzades. Va assignar a cada una un nombre quàntic que completa el nombre quàntic principal i determina els possibles subnivells d’energia per a cada valor de n. Aquest nombre es denomina nombre quàntic secundari o també nombre quàntic azimutal i es representa amb la lletra l.

El nombre possible de subnivells en cada nivell quàntic principal es pot conèixer a par tir d’una obser vació detallada de l’espectre. Així, el desdoblament de la primera ratlla de la sèrie de Lyman ens indica que en el segon nivell quàntic principal de l’àtom d’hidrogen hi ha dos subnivells. Quan n = 3, hi ha tres subnivells; quan n = 4, quatre subnivells; i així successivament. Així doncs: El nombre de subnivells de cada nivell d’energia és igual al nombre n que indica el nivell principal.

La diferència d’energies entre dos subnivells d’un nivell quàntic principal és molt petita i obeeix a la forma diferent de l’òrbita.

Sommer feld va ampliar, doncs, la teoria de Bohr a òrbites el·líptiques i gràcies a això fou possible interpretar l’estructura fina de l’espectre de l’àtom d’hidrogen.

Malgrat això, nous avenços en el camp de l’espectroscòpia van complicar més el model atòmic. El físic holandès Pieter Zeeman, en analitzar la llum procedent d’una làmpada d’hidrogen situada dins d’un camp magnètic intens, va descobrir que cer tes ratlles espectrals es desdoblaven en unes quantes. Aquest fenomen, anomenat efecte Zeeman, és degut al fet que el camp magnètic aplicat interacciona amb el camp magnètic creat per cada electró en girar al voltant del nucli de l’àtom. L’efecte Zeeman va permetre establir que les òrbites dels electrons tenen diferent orientació en l’espai, orientació que també està quantitzada.

El nombre quàntic que determina l’orientació de les òrbites en l’espai s’anomena nombre quàntic magnètic i se simbolitza amb la lletra m.

Malgrat les modificacions introduïdes per Sommerfeld i altres físics, la teoria de Bohr (concebuda per explicar l’àtom d’hidrogen) és incapaç d’explicar satisfactòriament els espectres dels àtoms polielectrònics.

Quan una teoria no explica els fets experimentals cal revisar-la o canviar-la.

Analitzant amb gran exactitud els espectres obtinguts amb l’efecte Zeeman, es va obser var que cada ratlla era doble. Aquest fet s’explica considerant que l’electró és una par tícula carregada que gira sobre si mateixa, rotació que també està quantitzada segons que l’electró giri en un sentit o en l’altre.

En resum, els fets experimentals obliguen a modificar el model atòmic de Bohr perquè ens indiquen que l’estat energètic de l’electró no queda ben determinat únicament amb el nombre quàntic principal; sinó que per precisar l’estat energètic de l’electró en l’àtom d’hidrogen es requereixen quatre paràmetres, quatre nombres quàntics.

18

U01-Q2B (4M).indd 18

12/1/09 15:27:49

Estructura atòmica i propietats atòmiques periòdiques | 1

9 | La teoria mecànica ondulatòria de l’àtom Hem comentat que la llum pot considerar-se com una ona que es propaga o com un conjunt de fotons que es desplacen a la velocitat c. Aquesta dualitat ona-partícula fou estudiada, el 1924, pel físic francès Louis de Broglie, que va suggerir que, si la radiació electromagnètica tenia no solament propietats d’ona sinó també de par tícula, els electrons –que són par tícules– podien tenir propietats d’ona. Efectivament, només dos anys després, es van fer els primers experiments que demostraren la naturalesa ondulatòria dels electrons.

El físic austríac Er win Schrödinger va estudiar les propietats ondulatòries dels electrons i el 1926 va proposar un model que explica d’una manera més satisfactòria l’estructura electrònica de l’àtom: el model mecànic ondulatori. Segons aquest model, l’electró es compor ta com una ona que obeeix a una equació quàntica, típica dels moviments ondulatoris, anomenada equació d’ona de Schrödinger. Aquesta equació conté una funció d’ona que permet calcular la probabilitat que l’electró es trobi en un punt donat de l’espai dins de l’àtom. La seva formulació requereix matemàtiques superiors i va més enllà dels continguts d’aquest curs.

Els nivells d’energia per a l’àtom d’hidrogen, calculats a partir de l’equació de Schrödinger, coincideixen amb els que havia determinat Bohr. Els resultats del model mecànic ondulatori poden aplicar-se als electrons d’àtoms més complexos.

Paral·lelament a la formulació matematicoquàntica feta per Schrödinger, el físic alemany Werner Heisenberg va establir un formalisme diferent per explicar l’àtom, anomenat mecànica de matrius, i que condueix a les mateixes solucions físiques. Tot això ens por ta a la conclusió que, molt sovint, no hi ha un únic model matemàtic per interpretar la natura.

10 | Orbitals atòmics A causa del seu caràcter ondulatori, no es pot precisar amb exactitud on es troba un electró; i únicament es pot parlar de la probabilitat de trobar-lo en un determinat punt.

El principi de Heisenberg Werner Karl Heisenberg va néixer el 5 de desembre de 1901 a Würzburg, Alemanya, i va morir el 1976. És considerat un dels primers físics teòrics del món. Va estudiar física amb Max Born a la Universitat de Göttingen. Després de ser nomenat professor de física teòrica, treballà en diferents universitats alemanyes. L’any 1925 va començar a desenvolupar un sistema de mecànica quàntica, anomenada mecànica matricial, que va resultar equivalent a la formulació de Schrödinger. Va guanyar el premi Nobel l’any 1932. L’any 1941 ocupà el càrrec de director de l’Institut Max Planck de física.

El 1927 Heisenberg va formular el principi d’incertesa, que estableix que no es poden conèixer, simultàniament, amb una precisió absoluta, la posició i la quantitat de moviment d’una partícula. Segons aquest principi, el producte de la incertesa de la posició, que es pot designar per ∆x, per la incertesa de la quantitat de moviment, ∆(mv), és més gran o igual que la constant de Planck dividida per 4π: ∆x ∆(m v) ≥ h/4π

Per aclarir el concepte de probabilitat electrònica, podem imaginar l’experiència següent: si fos possible fotografiar un electró amb una càmera tridimensional en instants de temps successius i superposéssim milions de clixés fotogràfics, obtindríem una representació tridimensional de les posicions que ocupa.

Observa la figura 18a. La densitat electrònica no és uniforme al voltant del nucli: és més probable trobar l’electró en una regió propera al nucli i menys probable a mesura que ens allunyem. Per tant, resulta difícil assignar un radi concret a l’àtom, ja que el núvol electrònic és difús i no té límits definits. Per resoldre aquesta dificultat, es dibuixa una superfície que inclogui el 90 o 99 % dels punts. Dins d’aquesta superfície és molt probable que hi sigui l’electró.

Cada electró, amb una energia característica, ocupa preferentment una determinada regió de l’espai al voltant del nucli de l’àtom. Aquesta regió rep el nom d’orbital atòmic. Orbital és un terme que suggereix alguna cosa semblant, però menys definida, que el terme òrbita del model de Bohr. Un àtom té diversos orbitals, cada un amb diferent energia.

19

U01-Q2B (4M).indd 19

12/1/09 15:27:50

1

| Estructura atòmica i propietats atòmiques periòdiques

a

b

18. a) Representació, mitjançant un núvol electrònic, de la posició d’un electró al voltant del nucli positiu. b) Secció transversal d’una superfície esfèrica que engloba un 90 o 99 % de la possibilitat de trobar l’electró.

Encara que sovint es considera l’orbital com la regió de l’espai on és més probable trobar l’electró, en realitat, l’orbital està associat a l’energia que té l’electró. L’orbital representat en la figura 18b correspon a l’electró de l’àtom d’hidrogen en estat fonamental. Es tracta d’un orbital esfèric perquè la super fície que limita el núvol electrònic és una esfera. Més endavant veurem que no tots els orbitals són esfèrics.

11 | Nombres quàntics De l’equació d’ona de Schrödinger es dedueix que només són possibles cer ts orbitals que queden caracteritzats per tres nombres quàntics. a) el nombre quàntic principal (n) b) el nombre quàntic azimutal o secundari (l) c) el nombre quàntic magnètic (m) El nombre quàntic principal, n, informa de l’energia de l’electró i de la seva distància més probable al nucli de l’àtom. En el model de l’àtom de Bohr determinava el radi de l’òrbita; ara determina la distància entre el nucli i els punts del núvol electrònic en què la probabilitat de trobar l’electró és màxima.

Teòricament pot valer 1, 2, 3, 4..., ∞, però a la pràctica pren els valors de n = 1 a n = 7.

El nombre quàntic principal determina el nombre màxim d’electrons que pot contenir un nivell energètic i que s’expressa amb la fórmula 2n2. El primer nivell pot contenir 2 × 12 = 2 electrons; el segon, 2 × 22 = 8 electrons; el tercer, 2 × 32 = 18 electrons; i així successivament.

En cada nivell quàntic principal, els electrons ocupen nivells d’energia lleugerament diferents, anomenats subnivells d’energia. Cada un d’aquests subnivells es caracteritza pel nombre quàntic azimutal, l, que ens informa de la forma de l’orbital.

El nombre de subnivells de cada nivell quàntic principal és igual al nombre que indica el nivell. Així, en el primer nivell quàntic hi ha un únic subnivell; en el segon, dos subnivells; i així successivament. Els diferents valors que presenta el nombre quàntic secundari es representen per les lletres s, p, d i f. Cada lletra representa un orbital amb una forma diferent.

20

U01-Q2B (4M).indd 20

12/1/09 15:27:50

Estructura atòmica i propietats atòmiques periòdiques | 1

Cada orbital presenta una orientació diferent en l’espai, també quantitzada, que ve determinada pel nombre quàntic magnètic, m. S’anomena així perquè cada electró, en moure’s en el seu orbital, equival a un corrent elèctric que crea un camp magnètic. El nombre quàntic magnètic s’indica amb uns subíndexs en el nombre quàntic azimutal, que fan referència a l’orientació en l’espai. Així, per exemple, per als orbitals p són possibles tres orientacions en l’espai, que s’indiquen amb els subíndexs x, y i z. Els orbitals seran p x, p y i p z.

El nombre quàntic principal, n, el nombre quàntic secundari, l, i el nombre quàntic magnètic, m, determinen i defineixen totalment cada orbital atòmic.

A més, a cada orbital pot haver-hi dos electrons. S’ha imaginat que l’electró gira sobre si mateix. Aquest gir o spin (de l’anglès spin, gir), també quantitzat, pot ser en sentit horari o en sentit antihorari (Fig. 19). Aquests valors s’expressen dient que l’electró té nombre quàntic de spin (s) + 12 o – 12 .

Girant sobre si mateix, l’electró es comporta com un petit imant amb el seu pol nord (N) i el seu pol sud (S).

En l’àtom, cada electró es caracteritza per quatre nombres quàntics: el principal, el secundari o azimutal, el magnètic i el de spin.

Per simbolitzar un orbital, s’escriuen junts el nombre quàntic principal i el nombre quàntic secundari. Així, per exemple, per a l’àtom d’hidrogen en estat fonamental escriurem 1s. Si aquest electró s’excita i passa al nivell quàntic principal n = 2, subnivell s, el seu símbol serà 2s; i si passa al nivell quàntic n = 2, subnivell p, el seu símbol serà 2p.

La selecció de les lletres s, p, d i f no és arbitrària. Són les inicials dels termes anglesos sharp (de línies molt definides), principal (principals), diffuse (difuses) i fundamental (fonamentals), termes amb què els espectroscopistes designaren les ratlles dels espectres dels metalls alcalins.

S

N

–

–

N

S

19. Gir d’un electró de spin + 1 (horari) i 2 de spin – 1 (antihorari).

2

12

| La forma dels orbitals

Quina forma té cada un dels orbitals s, p, d i f? Les solucions de l’equació de Schrödinger per a l’àtom d’hidrogen permeten saber com és la regió de l’espai en què hi ha un 90 o 99 % de probabilitats de trobar l’electró i de saber, per tant, quina forma té l’orbital.

Ja hem vist que l’orbital 1s te forma esfèrica (Fig. 18). L’aplicació de l’equació de Schrödinger a l’orbital 2s condueix a un orbital, també esfèric, de més radi que l’orbital 1s. Passa el mateix en el cas dels orbitals 3s, 4s, 5s, 6s i 7s. Es pot generalitzar afirmant que tots els orbitals s tenen simetria esfèrica (Fig. 20).

1s

2s

3s

4s

20. Els orbitals s són esfèrics.

21

U01-Q2B (4M).indd 21

12/1/09 15:27:52

1

| Estructura atòmica i propietats atòmiques periòdiques Per al segon nivell quàntic principal, n = 2, de l’àtom d’hidrogen són possibles dos valors del nombre quantic azimutal, s i p. Ja hem dit que si l’electró ocupa l’orbital 2s, la seva simetria és esfèrica; però que si es troba en un orbital 2p, el nombre quàntic magnètic pot tenir tres valors diferents, que corresponen a tres orbitals amb diferent orientació i que se simbolitza per 2px, 2py i 2pz. Els orbitals p no tenen simetria esfèrica, sinó que són direccionals: estan orientats en les direccions dels eixos x, y i z. A la figura 21, hem representat els núvols electrònics i les super fícies que comprenen el 90 % o 99 % de la densitat electrònica d’aquests orbitals.

Z

Z

X

Z

X

X

Y

Y

Y 2Py

2Px

2Pz

21. Els orbitals 2px , 2py i 2pz són direccionals, és a dir, estan orientats en les direccions dels eixos x, y i z. Cada orbital p té un pla de simetria (que conté el nucli de l’àtom) on la probabilitat de trobar l’electró és nul·la.

Els orbitals 3p, 4p, 5p, 6p i 7p tenen formes semblants a 2p, però volums creixents amb el nombre quàntic principal.

Si n = 3, hi ha tres subnivells d’energia, indicats per les lletres s, p i d.

L’ocupació dels orbitals 3s i 3p presenta característiques anàlogues a 2s i 2p; i es diferencien únicament en els volums. Per als orbitals 3d són possibles cinc valors del nombre quàntic magnètic, m; i s’originaran, per tant, cinc orbitals d amb diferent orientació espacial, la representació dels quals es pot veure a la figura 22.

En general, els orbitals 4d, 5d, 6d i 7d tenen formes semblants a 3d, però volums creixents.

Per als valors n > 3 apareixen orbitals f amb set possibles valors de m. Hi haurà, per tant, set orbitals 4f, 5f, 6f i 7f. La seva geometria és molt complicada i no l’hem dibuixat.

Z Y

Z Y

X

Y

X

orbital dxy

Z Y

X

orbital dyz

Z Y

X

orbital dxz

Z

X

orbital dx2 - y2

orbital d22

22. Representació espacial dels cinc orbitals d.

22

U01-Q2B (4M).indd 22

12/1/09 15:27:58

Estructura atòmica i propietats atòmiques periòdiques | 1

13 | La mecànica quàntica en els àtoms polielectrònics Matemàticament és molt difícil l’aplicació de l’equació de Schrödinger per a l’àtom d’hidrogen a àtoms polielectrònics. En realitat, es poden escriure les equacions per als orbitals, però no es poden resoldre. Malgrat això, es poden generalitzar els resultats obtinguts per a l’àtom d’hidrogen per introducció successiva d’electrons en l’embolcall, i també es pot obtenir una descripció molt acceptable dels orbitals dels protons i neutrons dels àtoms polielectrònics.

Per tant, se suposa que en els àtoms polielectrònics hi ha nivells d’energia semblants als de l’àtom d’hidrogen. S’omplen els diferents orbitals amb el nombre necessari d’electrons fins a «construir» l’àtom desitjat. Per omplir els orbitals se segueixen tres regles impor tants: 1. Els àtoms neutres en estat fonamental tenen els seus electrons en els orbitals d’energia més baixa que estiguin disponibles. En conseqüència, els orbitals «s’omplen» segons les seves energies relatives, començant pels de menys energia.

2. El principi d’exclusió de Pauli afirma que dos electrons en un àtom no poden tenir els quatre nombres quàntics iguals. Aquest principi, que no té justificació teòrica, limita el nombre d’electrons que ocupa cada nivell, cada subnivell i cada orbital. En cada orbital només poden haver-hi dos electrons. Els dos electrons que ocupen l’orbital tenen els mateixos nombres quàntics principal, azimutal i magnètic i, perquè es compleixi el principi d’exclusió de Pauli, un ha de tenir spin + 12 i, l’altre, spin – 12 .

Quan dos electrons ocupen el mateix orbital, es diu que estan aparellats (també es diu que tenen spins antiparal·lels).

3. La regla de màxima multiplicitat de Hund estableix que per als àtoms en estat fonamental, en omplir-se orbitals d’energia equivalent –per exemple, els tres orbitals p–, els spins dels electrons es mantenen desaparellats o paral·lels, si és possible. Així, quan s’omplen els orbitals p, primer entra un electró en l’orbital px; després un altre en py; i, finalment, un altre en pz. Els tres presenten spins paral·lels. Els electrons quar t, cinquè i sisè entren amb spin antiparal·lel, respectivament, en cada un dels tres orbitals p semiocupats.

14 | Nivells d’energia en els orbitals Per omplir els orbitals atòmics hem de conèixer l’energia relativa de cada un d’aquests. Recordem que l’energia d’un orbital està determinada pels nombres quàntics n i l. Experimentalment, es comprova que l’ordre d’energia creixent dels orbitals en els àtoms polielectrònics neutres és:

Els electrons dels subnivells s, p, d i f ocupen els orbitals s, p, d i f.

1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d.

En el diagrama de la figura 23 hem representat l’ordre en què s’omplen els orbitals dels àtoms en estat neutre. Obser va que les diferències d’energia en els valors alts del nombre quàntic principal són molt petites; i els electrons que ocupen cer ts subnivells d’un nivell quàntic inferior poden tenir més energia que altres electrons que ocupen subnivells d’un nivell quàntic superior. Per exemple, els electrons que omplen els orbitals 3d tenen més energia que els que omplen l’orbital 4s; i els que omplen els orbitals 4f, més energia que els de l’orbital 6s.

23

U01-Q2B (4M).indd 23

12/1/09 15:27:58

1

| Estructura atòmica i propietats atòmiques periòdiques

7p 7s 6p 6s 5p 5s 4p 4s

5d

5f 4f

4d

3d

3p

Energia

3s

6d

7s 6s 5s 4s 3s 2s 1s

7p 6p 5p 4p 3p 2p

6d 5d 4d 3d

2s

2p

5f 4f

24. Per recordar l’ordre amb què s’omplen els orbitals atòmics (ordre creixent d’energia), proposem memoritzar aquest esquema.

Les fletxes indiquen l’ordre amb què s’omplen els orbitals d’un àtom neutre.

1s

23. Energies relatives dels orbitals en els àtoms neutres i aïllats. Els electrons ocupen l’orbital disponible d’energia més baixa. Es representa cada orbital amb un quadrat.

15 | Configuracions electròniques La configuració electrònica d’un àtom és la representació de la distribució dels electrons en els diferents orbitals de l’àtom. Per fer la representació electrònica d’un àtom en estat fonamental, es recorre als principis de construcció explicats anteriorment.

S’escriu la configuració electrònica amb el nombre quàntic principal seguit del nombre quàntic secundari, amb un exponent que indica el nombre d’electrons en els orbitals del subnivell. Així, l’àtom d’hidrogen en estat fonamental presenta la configuració electrònica següent: Nombre d’electrons Nombre quàntic principal

1s1 Subnivell (o orbital)

L’àtom d’heli, He, (Z = 2), té una configuració electrònica 1s2 . En el primer nivell energètic no hi caben més electrons: l’àtom d’heli queda complet.

La configuració electrònica del liti, Li, (Z = 3), és 1s2 2s1. El liti, en estat fonamental, té dos electrons en l’orbital s del primer nivell quàntic principal i un electró en l’orbital s del segon nivell quàntic principal.

24

U01-Q2B (4M).indd 24

12/1/09 15:27:59

Estructura atòmica i propietats atòmiques periòdiques | 1

El beril·li, Be, (Z = 4), té una configuració electrònica 1s2 2s2, amb la qual cosa es completa l’orbital 2s.

Amb el bor, B, (Z = 5), comença a ocupar-se un dels orbitals p: 1s2 2s2 2p1.

En el carboni, nitrogen, oxigen, fluor i neó s’omplen els orbitals 2p. D’acord amb la regla de Hund, en primer lloc s’ocupen els orbitals buits i després es completen amb un electró cada un dels orbitals semiocupats.

Les configuracions electròniques són les següents: Carboni, C, (Z = 6): 1s2 2s2 2p2 Nitrogen, N, (Z = 7): 1s2 2s2 2p3 Oxigen, O, (Z = 8): 1s2 2s2 2p4 Fluor, F, (Z = 9): 1s2 2s2 2p5 Neó, Ne, (Z = 10): 1s2 2s2 2p6 En l’àtom de neó es completa el segon nivell quàntic principal i el nou electró ocupa l’orbital 3s. Els àtoms de sodi, amb un total d’onze electrons, presenten la configuració electrònica següent: Sodi, Na, (Z = 11): 1s2 2s2 2p6 3s1 Així es van ocupant els orbitals del tercer nivell quàntic principal fins a arribar a l’argó: Argó, Ar, (Z = 18): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 Quan els orbitals s i p del tercer nivell quàntic estan complets, els nous electrons no ocupen l’orbital 3d, sinó que s’omple primer el 4s, de menys energia, i només a par tir d’aquest moment s’ocupen els cinc orbitals 3d, de més energia.

Hidrogen 1s1

Heli 1s2

Liti

Així, la configuració de l’escandi és la següent:

2

1

1s 2s

Escandi, Sc, (Z = 21):

Beril·li 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 2

2

6

2

6

2

1s2 2s2

1

o bé:

Bor 1s2 2s2 2p1

[Ar] 4s2 3d1

Carboni 1s2 2s2 2p1x 2p1y

L’última expressió és una forma simplificada d’indicar la configuració electrònica de l’escandi. Aquesta fórmula és de validesa general: s’escriu entre parèntesis el símbol del gas noble anterior (que resumeix la configuració precedent) i, a continuació, la configuració restant.

Nitrogen

D’aquesta manera es construeixen les configuracions electròniques de tots els elements. Per escriure-les, cal tenir en compte la regla indicada en la figura 24. Cal advertir que alguns elements presenten desviacions a aquesta regla, que s’estudiaran en cursos més avançats.

Fluor

Les propietats dels elements químics depenen de la seva configuració electrònica, especialment aquelles que són característiques d’àtoms individuals.

A continuació, s’estudien algunes de les propietats més significatives dels àtoms que varien sistemàticament al llarg de la taula periòdica. Aquestes propietats són el radi atòmic i el radi iònic, l’energia d’ionització, l’afinitat electrònica i l’electronegativitat.

1s2 2s2 2p1x 2p1y 2p1z

Oxigen 2

2

2

1

1

1s 2s 2px 2py 2pz

1s2 2s2 2p2x 2p2y 2p1z

Neó 1s2 2s2 2p2x 2p2y 2p2z

25. Una altra manera de simbolitzar la configuració electrònica consisteix a representar cada orbital amb un quadrat, en l’interior del qual es distribueixen fletxes que representen electrons, que poden ser del mateix sentit (spins paral·lels) o de sentit contrari (spins antiparal·lels).

25

U01-Q2B (4M).indd 25

12/1/09 15:28:00

1

| Estructura atòmica i propietats atòmiques periòdiques

16 | Radi atòmic i radi iònic

| Radi atòmic La mida dels àtoms d’un element és una propietat important, ja que afecta el seu caràcter químic.

La mida dels àtoms és difícil de determinar perquè els electrons no estan situats a distàncies fixes del nucli, sinó que la regió en què és més probable trobar l’electró és relativament àmplia.

Amb tot, és possible assignar als àtoms radis atòmics, els quals n’indiquen la mida aproximada. El radi atòmic d’un element correspon a la meitat de la distància que separa els centres de dos àtoms veïns, coneguda, per exemple, per difracció de raigs X. En la figura 26 s’han dibuixat a escala els volums atòmics dels elements representatius i s’han indicat els valors dels radis atòmics en nm.

H 0,0030

Li 0,123

Be 0,089

B 0,080

C 0,077

N 0,070

O 0,066

F 0,064

Na 0,157

Mg 0,136

Al 0,125

Si 0,117

P 0,110

S 0,101

CI 0,099

K 0,203

Ca 0,174

Ga 0,125

Ge 0,122

As 0,121

Se 0,117

Br 0,114

Rb 0,216

Sr 0,191

In 0,150

Sn 0,140

Sb 0,140

Te 0,137

I 0,133

26. Representació dels volums dels àtoms dels elements representatius que corresponen als cinc primers períodes. Sota el símbol de cada àtom hi figura el radi atòmic en nanòmetres.

26

U01-Q2B (4M).indd 26

12/1/09 15:28:07

Estructura atòmica i propietats atòmiques periòdiques | 1

En el mateix període els radis atòmics dels elements representatius decreixen d’esquerra a dreta.

Això és degut al fet que augmenta la càrrega nuclear efectiva al llarg del període i, per tant, en ser més gran l’atracció sobre els electrons de l’embolcall, els radis atòmics disminueixen.

En baixar per un mateix grup, els radis atòmics augmenten ja que, si bé augmenta la càrrega nuclear i, en conseqüència, l’atracció sobre els electrons, predomina l’efecte d’afegir noves capes d’electrons progressivament més distanciades del nucli de l’àtom.

Volum atòmic

Els radis atòmics dels elements de transició són relativament més petits que els dels altres àtoms; i disminueixen d’esquerra a dreta de la taula periòdica, perquè la càrrega nuclear augmenta i, en canvi, els electrons van omplint els orbitals d interns, en lloc d’ocupar orbitals externs. Aquest efecte s’accentua encara més en els lantànids, perquè s’hi ocupen els orbitals 4f, encara més interns. Aquesta disminució molt accentuada del radi d’aquests elements es coneix amb el nom de contracció dels lantànids. En la figura 27 es pot obser var com varia el volum atòmic dels elements en funció del nombre atòmic.

Cs Rb K

Na Li

0

10 2 0 30 40 50 60 70 80 90

Nombre atòmic (Z) 27. Variació del volum atòmic amb el nombre atòmic. En el gràfic destaca el considerable volum que presenten els àtoms dels metalls alcalins. Dins de cada període, el volum atòmic més gran correspon als elements alcalins; i, el més petit, als gasos nobles.

| Radis iònics Quan un àtom s’ionitza modifica el seu volum, que disminueix en perdre electrons i augmenta en guanyar-los.

Així, el radi d’un catió és més petit que el de l’àtom neutre corresponent; i el de l’anió, més gran. Aquest fet s’entén fàcilment si tenim en compte les forces electrostàtiques que el nucli exerceix sobre els electrons. En un ió positiu, el nucli actua sobre un nombre més petit d’electrons que en l’àtom neutre, i això por ta al fet que el núvol electrònic s’apropi més al nucli.

Passa totalment al contrari en el cas dels ions negatius, en què hi ha una expansió del núvol electrònic (Fig. 28).

27

U01-Q2B (4M).indd 27

12/1/09 15:28:08

1

| Estructura atòmica i propietats atòmiques periòdiques

Na 0,157

Mg 0,136

Al 0,125

Si 0,117

P 0,110

S 0,101

CI 0,099

Na + 0,095

Mg 2 + 0,065

Al 3 + 0,050

Si 4 + 0,041

P 3– 0,212

S 2– 0,184

CI – 0,181

28. Els cations tenen un volum (i per tant, un radi iònic) més petit que els corresponents àtoms neutres i molt més petit com més gran és la seva càrrega. Els anions tenen un radi iònic més gran que els corresponents àtoms neutres i molt més gran com més elevada és la seva càrrega elèctrica. Els radis estan expressats en nanòmetres.

17 | Energia d’ionització Recorda que una configuració electrònica en estat fonamental és la distribució de mínima energia dels electrons en l’àtom.

Taula 1 Energies d’ionització des de Z = 1 fins a Z = 20 (en kJ mol–1) 1a energia d’ionització

2a energia d’ionització

3a energia d’ionització

L’energia d’ionització (EI), o també potencial d’ionització (PI), és l’energia mínima necessària per arrencar un electró d’un àtom en fase gasosa i en estat fonamental. L’electró arrencat és el més allunyat del nucli.

L’àtom neutre que ha perdut un electró s’ha ionitzat o cationitzat, i s’ha conver tit en un ió positiu o catió.

Si l’electró arrencat correspon a un àtom neutre es parla de la primera energia d’ionització o primer potencial d’ionització. Un cop separat un electró d’un àtom polielectrònic, és possible arrencar un segon electró, un tercer electró, etc. Llavors es parla de segona energia d’ionització, tercera energia d’ionització, etc., respectivament. Naturalment, l’energia necessària per arrencar successius electrons és cada cop més gran (vegeu taula 1).

H

1312

He

2371

5247

Li

520

7297

11810

Be

900

1757

14840

B

800

2430

3659

C

1086

2352

4619

N

1402

2857

4577

O

1314

3391

5301

b) De l’efecte de l’apantallament que experimenten els electrons més externs a causa dels electrons més interns de l’àtom.

F

1681

3375

6045

c) De la grandària de l’àtom.

Ne

2080

3963

6276

d) De la classe d’orbital (s, p, d o f) del qual s’arrenca l’electró.

Na

495,8

4565

6912

Mg

737,6

1450

7732

Al

577,4

1816

2744

Si

786,2

1577

3229

1896

2910

2260

3380

P

1012

S

999,6

Cl

1255

2297

3850

Ar

1520

2665

3947

K

418,8

3069

4600

Ca

589,5

11464

4941

Els valors de l’energia d’ionització, que s’expressen en eV àtom–1 o en kJ per mol d’àtoms, depenen: a) De la càrrega del nucli de l’àtom.

D’acord amb aquests factors, la primera energia d’ionització augmenta d’esquerra a dreta al llarg d’un període perquè creix en el mateix sentit la càrrega nuclear i disminueix el radi atòmic. Per tant, els electrons són atrets més for tament pel nucli i resulten més difícils d’arrencar. En canvi, disminueix en baixar per un grup perquè el volum atòmic augmenta i, en estar l’electró més allunyat del nucli, és atret amb una força més petita.

En la figura 29 s’ha representat la periodicitat de la primera energia d’ionització en variar el nombre atòmic. Dins de cada període s’aprecien valors màxims per als gasos nobles, a causa de l’estabilitat de la seva configuració electrònica; i valors mínims per als elements del grup 1 (metalls

28

U01-Q2B (4M).indd 28

12/1/09 15:28:10

Estructura atòmica i propietats atòmiques periòdiques | 1

alcalins), perquè tenen un sol electró en l’últim nivell situat a més distància del nucli i pateixen l’efecte d’apantallament dels electrons restants amb configuració de gas noble.

L’energia d’ionització és una magnitud impor tant, ja que proporciona una mesura quantitativa de l’estabilitat de l’estructura electrònica dels àtoms d’un element.

L’EI és una magnitud relativament fàcil de mesurar experimentalment mitjaçant l’estudi i la interpretació dels espectres atòmics.

Primer potencial d’ionització / MJ mol-1

Els elements que tenen baixa energia d’ionització presenten un compor tament químic metàl·lic. Són elements metàl·lics els alcalins, els alcalinoterris, els de transició, els lantànids i els actínids. Els elements d’elevada energia d’ionització són els no-metalls.

2,5 He

Ne

2,0 Ar

1,5

Kr

Xe

Rn

1,0 0,5 0

Li Na K 10

20

Rb 30

40

Cs 50

60

70

80

90

Nombre atòmic (Z)

29. Variació de la primera energia d’ionització amb el nombre atòmic.

EXEMPLE 4.

L’energia d’ionització, EI, del sodi és de 5,15 eV/àtom. Indica, després de fer els càlculs necessaris, si la llum ultraviolada, en incidir sobre els àtoms de sodi gasosos i en estat fonamental, provocarà la seva ionització.

El procés d’ionització del sodi és Na(g)

Na+(g) + 1e

L’energia d’ionització del sodi expressada en J/àtom és: EI =

5,15 eV àtom

Si la ionització del sodi té lloc mitjançant una radiació electromagnètica, cada fotó d’aquesta radiació ha de tenir com a mínim una energia de 8,24 x 10–19 J. La freqüència d’aquesta radiació és:

Si obser vem l’espectre electromagnètic de la figura 2, deduïm que els fotons de la llum ultraviolada de

n = 1,24 × 1015 s–1 (o més gran) provocaran la ionització dels àtoms de sodi.

29

U01-Q2B (4M).indd 29

12/1/09 15:28:11

1

| Estructura atòmica i propietats atòmiques periòdiques

18 | Afinitat electrònica L’afinitat electrònica (AE) o energia d’anionització d’un àtom és la variació d’energia que es produeix en l’addició d’un electró a l’àtom en estat fonamental i en fase gasosa per formar l’anió corresponent: E(g) + e

E–(g)

L’addició d’un nou electró a l’anió format E–(g) + e E2– permet parlar (g) d’una segona energia d’anionització i així successivament.

L’afinitat electrònica, igual que l’energia d’ionització, s’expressa en eV per àtom o, quan es considera un mol d’àtoms, en kJ per mol d’àtoms.

En la taula 2, hi figuren les afinitats electròniques dels halògens.

Taula 2 Afinitats electròniques dels halògens kJ/mol F

–328

Cl

–348

Br

–325

I

–295

Els valors negatius de l’energia d’anionització indiquen que l’àtom de l’element cedeix energia en addicionar l’electró. Són elements d’elevada afinitat electrònica. Els valors positius indiquen que s’ha de comunicar energia a l’àtom perquè addicioni l’electró. Són elements de poca afinitat electrònica.

Així, el grup dels halògens té una elevada afinitat electrònica perquè els seus àtoms cedeixen relativament molta energia quan capten un electró.

F– es desprenen Per exemple, en el procés d’anionització del fluor F + e –1 –1 Cl– es despre328 kJ mol (AE = –328 kJ mol ) i en el del clor Cl + e –1 Be–, necesnen 348 kJ mol . En canvi, l’anionització del beril·li, Be + e –1 sita apor tar 240 kJ mol . La raó d’aquest compor tament diferent està en el fet que els halògens, en captar un electró, adquireixen la configuració del gas noble, molt estable. Els halògens són els elements amb afinitats electròniques més negatives. Al contrari, els elements del grup 2 ja tenen un subnivell complet, el ns, i per tant, se’ls ha de comunicar energia per collocar nous electrons.

Els gasos nobles també tenen afinitats electròniques positives.

La periodicitat de l’energia d’anionització en la taula periòdica no és tan clara com la del potencial d’ionització: en general augmenta d’esquerra a dreta al llarg d’un període i disminueix en baixar per un grup.

19 | Electronegativitat La doble característica dels àtoms potencial d’ionització - afinitat electrònica pot concretar-se en una sola magnitud anomenada electronegativitat.

L’electronegativitat d’un element representa la tendència dels seus àtoms a atraure electrons quan estan combinats amb àtoms d’un altre element.

L’electronegativitat dels elements té molta impor tància a l’hora d’establir el tipus d’enllaç entre els àtoms.

El fluor és l’element més electronegatiu; el franci i el cesi els més electropositius.

Els elements amb potencial d’ionització i afinitat electrònica elevada (molt negativa) són molt electronegatius i de caràcter no metàl·lic. En canvi, els elements amb potencial d’ionització i afinitat electrònica baixes (positiva o poc negativa) són poc electronegatius (diem que són electropositius) i de caràcter metàl·lic.

Els valors de l’electronegativitat s’expressen amb nombres abstractes, en els quals influeixen el potencial d’ionització i l’afinitat electrònica. Aquest conjunt de valors constitueix una escala d’electronegativitats. La

30

U01-Q2B (4M).indd 30

12/1/09 15:28:11

Estructura atòmica i propietats atòmiques periòdiques | 1

més utilitzada és la del químic nord-americà Linus Pauling. Va calcular l’electronegativitat de cada àtom comparant les energies d’enllaç de diverses molècules que contenien aquest àtom. En l’escala de Pauling, s’assigna al fluor, l’element amb més poder d’atracció d’electrons, el valor de 4,0; i amb referència a aquest es comparen els valors d’electronegativitat dels àtoms dels altres elements. El franci i el cesi són els elements menys electronegatius ja que tenen una electronegativitat de 0,7. A la figura 30 estan representades les electronegativitats dels elements. L’altura del bloc que representa a cada element és proporcional a la seva electronegativitat.

30. Representació de les electronegativitats dels elements.

L’electronegativitat és un concepte molt eficaç per descriure qualitativament com estan compar tits els electrons en un enllaç entre dos àtoms diferents.

1

18 2

13

14

15

16

17

Radi atòmic: augmenta

Energia d’ionització: disminueix Electroafinitat: disminueix Electronegativitat: disminueix

Electronegativitat: augmenta Energia d’ionització: augmenta Electroafinitat: augmenta Radi atòmic: disminueix

31. Variació de les principals propietats atòmiques dels elements representatius.

31

U01-Q2B (4M).indd 31

12/1/09 15:28:13

DOCUMENT

1

| Estructura atòmica i propietats atòmiques periòdiques

Un gran científic: Linus Carl Pauling Linus Carl Pauling (1901-1994), químic nord-americà. Estudià al California Institut of Technology i després a Munic.

Pauling és l’única persona que, fins ara, ha rebut dos premis Nobel a títol individual, el de química en 1954 i el de la Pau en 1963. En 1970 va rebre el Premi Lenin de la Pau. El 1939, com a resultat dels seus estudis i investigacions, va publicar The Nature of the Chemical Bond (La naturalesa de l’enllaç químic), un dels llibres més impor tants de la història de la química.

Malgrat que han passat 60 anys des de la seva publicació i s’han fet estudis més profunds sobre l’enllaç químic, bàsicament, moltes idees de Pauling segueixen vigents.

Basant-se en la doble naturalesa de l’electró, ona-corpuscle, teoria Linus C. Pauling. desenvolupada per Louis De Broglie, Pauling va aplicar les idees de la mecànica quàntica a l’estructura de les molècules. Els electrons són els responsables de l’enllaç químic entre els diferents àtoms. Per trencar l’enllaç i separar els àtoms, cal comunicar energia.

La teoria de Pauling va relacionar l’estructura subatòmica de la matèria amb les seves propietats macroscòpiques.

L’aplicació de la mecànica quàntica li va permetre explicar per què els quatre enllaços de l’àtom de carboni estaven orientats simètricament cap als vèr texs d’un tetraedre.

Pauling va elaborar una escala d’electronegativitats en què el fluor és l’element més electronegatiu.

En aquesta escala s’assigna al fluor el valor 4 i amb referència a aquest es comparen els valors de l’electronegativitat dels àtoms dels altres elements.

Va preveure, el 1930, que es podrien obtenir compostos estables de fluor amb un gas noble de massa molecular elevada. Uns 30 anys després, l’obtenció de compostos estables de fluor i xenó va confirmar les seves prediccions.

Recentment s’han obtingut compostos de sofre i kriptó. En el camp de la bioquímica les apor tacions de Pauling també van ser molt impor tants. Es va interessar per l’estudi de l’hemoglobina, la molècula que transpor ta l’oxigen a la sang, i va descobrir l’estructura en hèlix anomenada alfa (α) de les proteïnes.

Durant la seva vida va alternar la investigació i la docència. La seva obra Química general (1947) és un dels millors llibres de text que durant molts anys van fer ser vir els estudiants universitaris del primer curs de ciències químiques.

Pauling va ser un gran lluitador contra les proves nuclears. Després de rebre el primer premi Nobel, el matrimoni Pauling es va dedicar a lluitar per la pau al món. El 1958 es van recollir 11 000 firmes de científics de tot el món que van ésser lliurades al secretari general de les Nacions Unides, sol·licitant l’acabament de les proves de fisió nuclear. El mateix any, va publicar el llibre No more war! (No més guerra!) per la qual cosa li fou atorgat el premi Nobel de la Pau.

32

U01-Q2B (4M).indd 32

12/1/09 15:28:13

Estructura atòmica i propietats atòmiques periòdiques | 1

20 | Les propietats químiques en els blocs del sistema periòdic

| Elements del bloc s (grups 1 i 2) Els elements representatius del bloc s són metalls, la configuració electrònica més externa dels quals és ns1 (metalls alcalins) o ns2 (metalls alcalinoterris). Són elements amb baixes energies d’ionització i electronegativitat. Ambdues propietats disminueixen en baixar pel grup.

1 1

1 H

HIDROGEN

3

Són metalls que presenten una gran reaccionabilitat i això determina que no es trobin en estat natiu.

6,941 4 180,54 1342 0,53

2 Li

Be

LITI

Els metalls alcalins (grup 1) reaccionen vigorosament amb l’aigua. La reacció del sodi amb l’aigua:

22,9898 12 97,72 883 0,97

3 Na 19

MAGNESI 39,0983 20 63,28 759 0,86

4 K 37

CALCI

85,4678 38 39,31 688 1,53

5 Rb

ESTRONCI

55 132,9054 56 28,44 671 1,87

6 Cs CESI

és encara més violenta i es produeix sempre la inflamació explosiva de l’hidrogen desprès.

Ba

(223) 88 27 677

7 Fr

2 KOH(aq) + H2(g)

137,327 727 1897 3,5

BARI

87

2 K(s) + 2 H2O(l)

87,62 777 1382 2,54

Sr

RUBIDI

La reacció del potassi amb l’aigua:

40,078 842 1484 1,55

Ca

POTASSI

és tan exotèrmica que la calor que allibera fon el metall i fins i tot arriba a inflamar l’hidrogen desprès. La formació de l’hidròxid de sodi es posa de manifest perquè l’aigua del vas, a la qual s’ha afegit unes gotes de fenolftaleïna, es tenyeix de color violat.

24,3050 650 1090 1,74

Mg

SODI

2 NaOH(aq) + H2(g)

9,0122 1287 2471 1,85

BERIL·LI

11

2 Na(s) + 2 H2O(l)

2

1,0079 -259,34 -252,87 0,09

Ra

FRANCI

(226) 700 1140 5,0

RADI

32. Elements del bloc s.

La reaccionabilitat amb l’aigua augmenta en baixar pel grup. El cesi reacciona de forma altament explosiva.

Els elements del grup 2 (a excepció del beril·li) també reaccionen amb l’aigua (el magnesi lentament i amb l’aigua bullint).

Formen gairebé exclusivament compostos iònics, a excepció del beril·li. Aquest element, a causa del seu volum atòmic relativament petit, atrau amb més intensitat els electrons i, en conseqüència, presenta el potencial d’ionització més elevat del bloc. Per aquesta raó, forma sovint compostos covalents.

| Elements del bloc p (grups 13, 14, 15, 16 i 17) Els elements del bloc p es caracteritzen perquè presenten una gradació més brusca de les propietats físiques i químiques que els dels altres blocs, a causa sobretot del fet que en aquest bloc es passa dels elements metàllics als no metàl·lics (línia de traç gruixut de la taula periòdica).

Els elements situats a l’esquerra del bloc p (Fig. 33) tenen un potencial d’ionització relativament baix i, per tant, tenen algunes de les propietats característiques dels metalls del bloc s, encara que són menys reactius. El bor és l’element d’aquest grup amb unes propietats més diferents dels altres i són característiques d’un element semimetàl·lic.

Les analogies entre els elements del grup 14 no són gaire notòries. El carboni és un no-metall que presenta la particularitat de formar amb si mateix cadenes molt llargues. El silici és un no-metall amb algunes propietats

13

5

14

15

B

10,811 6 12,011 7 2075 diamant 3550 4000 4492 2,34 3,15

C

N

BOR

CARBONI

NITROGEN

16

14,0067 8 -210,00 -195,80 1,25

O

15,9994 9 -218,79 -182,95 1,43

Al

ALUMINI

31

1414 3265 2,33

Si SILICI

69,723 32 29,76 2204 5,91

44,15 280,4 1,82

P

FÒSFOR

F

OXIGEN

13 26,9815 14 28,0855 15 30,9738 16 660,32 2519 2,70

S

Cl

72,61 33 74,9216 34 938,25 (SUBL.)614 2833 5,32 5,73

Ge

As

Se

GERMANI

ARSÈNIC

SELENI

In INDI

Sn ESTANY

81 204,3833 82

Tl TAL·LI

304 1473 11,85

630,63 1587 6,69

CLOR 78,96 35 221 685 4,79

GAL·LI

231,9 2602 5,75

FLUOR

SOFRE

49 114,818 50 118,710 51 121,760 52

18,9984 -219,62 -188,12 1,69

32,066 17 35,4527 115,21 -101,5 444,60 -34,04 2,07 3,21

Ga

156,60 2072 7,31

17

Br

79,904 -7,2 58,78 3,12

BROM

127,60 53 126,9045 449,51 113,7 988 184,4 6,24 4,93

Sb

Te

ANTIMONI

TEL·LURI

207,2 83 208,9804 84 327,46 271,4 1749 1564 11,35 9,75

Pb

Bi

Po

PLOM

BISMUT

POLONI

I

IODE

(209) 85 254 962 9,32

At

(210) 302,33 7

ÀSTAT

33. Elements del bloc p.

33

U01-Q2B (4M).indd 33

12/1/09 15:28:15

1

| Estructura atòmica i propietats atòmiques periòdiques metàl·liques. Pot formar cadenes amb el carboni, encara que de molta menys longitud. El germani és un semimetall típic.

Finalment, l’estany i el plom són metalls: presenten brillantor metàl·lica, són mal·leables i condueixen l’electricitat; però són menys reactius que els del bloc s i que molts altres del bloc d.

En el grup 15 s’accentuen les propietats no metàl·liques. El nitrogen i el fòsfor són no-metalls i la seva química està governada pels cinc electrons de valència ns2 np3. L’arsènic i l’antimoni són semimetalls i només el bismut es pot considerar un metall.

Els elements dels grups 16 i 17 són típicament no-metalls: potencial d’ionització alt i afinitat electrònica elevada. Són elements molt electronegatius.

| Elements del bloc d (elements de transició) Tots els elements del bloc d (Fig. 36) són metalls. Els que estan situats més a l’esquerra del bloc són reactius i s’assemblen als metalls del bloc s.

En canvi, els de la dreta (com per exemple el coure o l’or) són menys reactius i la seva química s’assembla més a la dels metalls poc actius del bloc p. El coure, la plata i l’or són mal·leables, dúctils i es poden presentar lliures en la natura, és a dir, sense combinar.

Les propietats dels elements del bloc d són de transició entre les del bloc s i les del bloc p, d’aquí el nom de metalls de transició.

34. Bismut: és un element metàl·lic platejat tirant a rosat. No es poden aprofitar les singularitats de les seves propietats físiques a causa de la seva escassetat i la seva poca resistència mecànica. S’utilitza en els camps de l’enginyeria nuclear, en el mesurament de camps magnètics, en la construcció de termopiles solars i en la preparació d’aliatges amb una fusió molt baixa.

35. Mercuri: és l’únic metall líquid a temperatura ordinària (sovint el cesi, el gal·li i el franci es consideren líquids perquè es fonen al voltant dels 28 °C).

El mercuri i els seus compostos són tòxics. El metall contamina alguns peixos comestibles a causa de la concentració de residus industrials i agrícoles a l’aigua del mar.

Els volums atòmics, en el bloc d, disminueixen al llarg d’un període a causa de l’augment de la càrrega nuclear.

34

U01-Q2B (4M).indd 34

12/1/09 15:28:16

Estructura atòmica i propietats atòmiques periòdiques | 1

Un dels trets més característics dels elements del bloc d és que originen una gran varietat de cations amb diferent càrrega, per exemple Fe2+, Fe3+, Cu+, Cu2+, V2+, V3+, etc.

21

44,9559 22 1541 2830 2,99

Sc

Ti

ESCANDI

TITANI

39

Y

88,9059 40 1526 3336 4,47

Zr

ITRI

47,867 23 50,9415 24 51,9961 25 54,9380 26 1668 1910 1907 1246 3287 3407 2671 2061 4,54 6,11 7,19 7,43

57

71 72

La-Lu Hf 103 104

Cr

Mn

Fe

VANADI

CROM

MANGANÈS

FERRO

Mo

NIOBI

MOLIBDÈ

Tc

W

TÀNTAL

TUNGSTÈ (262) 106

Db

RUTHERFORDI DUBNI

(99) 44 2157 4625 11,5

TECNECI

63,546 30 1084 2562 8,96

Co

Ni

Cu

Zn

COBALT

NÍQUEL

COURE

ZINC

101,07 45 102,9055 46 2334 1964 4150 3695 12,41 12,41

65,39 419,53 907 7,13

106,42 47 107,8682 48 112,411 1554,9 961,78 321,07 2963 2162 767 12,02 10,50 8,65

Ru

Rh

Pd

Ag

Cd

RUTENI

RODI

PAL.LADI

PLATA

CADMI

183,84 75 186,207 76 3422 3186 5655 5596 19,3 21,02

Ta

(261) 105

Ac-Lr Rf

95,94 43 2623 4639 10,22

Nb

178,49 73 180,9479 74 2233 3017 4603 5458 13,31 16,65

HAFNI

89

V

91,224 41 92,9064 42 1855 2477 4409 4744 6,51 8,57

ZIRCONI

55,845 27 58,9332 28 58,6934 29 1538 1495 1455 2861 2927 2913 7,87 8,9 8,90

190,23 77 3033 5012 22,57

Re

Os

Ir

RENI

OSMI

IRIDI

(263) 107

(262) 108

(265) 109

192,22 78 2446 4428 22,42

Pt

195,08 79 196,9665 80 1768,4 1064,18 3825 2856 21,45 19,3

PLATÍ

200,59 -38,83 356,73 13,55

Au

Hg

OR

MERCURI

111

112

(266) 110

Sg

Bh

Hs

Mt

Uun

Uuu

Uub

SEABORGI

BOHRI

HASSI

MEITNERI

UNUNNILI

UNUNUNI

UNUNBI

36. Elements del bloc d.

| Elements del bloc f (lantànids i actínids) Tots són metalls típics. La seva característica més impor tant és la gran semblança que presenten entre si, que és deguda al fet que els electrons se situen en els orbitals interns f, cosa que fa que es produeixin només petits canvis en els radis atòmics i iònics. A més, les propietats químiques, que depenen dels electrons més exteriors, varien encara menys quan hi ha estructures electròniques anàlogues.

57 138,9055 58

6 La

920 3455 6,14

LANTANI

89

7 Ac

Ce

140,12 59 140,9076 60 799 931 3424 3510 6,77 6,77

CERI

144,24 61 1016

150,36 63 151,965 64 1072 822 1596 5,24

- 3000 1790 Nd 3066 7,01 Pm 7,26 Sm 7,52 Eu

PRASEODIMI

NEODIMI

PROMETI

(227) 90 232,0381 91 231,0359 92 238,0289 93 1051 1750 1572 1135 3200 4788 4131 11,72 15,37 19,95

ACTINI

(147) 62 1042

Pr

SAMARI

(237) 94 644 3902 20,25

Th

Pa

U

Np

TORI

PROTOACTINI

URANI

NEPTUNI

Pu

EUROPI

(244) 95 640 3228 19,84

PLUTONI

Am

157,25 65 158,9253 66 1314 1359 3221 8,23

Gd 3264 7,90 Tb GADOLINI

(243) 96 1176 2607 13,67

AMERICI

TERBI

(247) 97 1345

162,50 67 164,9303 68 1411 1472 2561 2694 8,55 8,80

Dy

Ho

DISPROSI

(247) 98

Er

HOLMI

(251) 99

167,26 69 168,9342 70 1529 1545 2862 1946 9,06 9,32

Tm

ERBI

TULI

(252) 100

(257) 101

173,04 824 1194 6,90

Yb ITERBI

(258) 102

Cm13,51 Bk

Cf

Es

Fm

Md

No

CURI

CALIFORNI

EINSTEINI

FERMI

MENDELEVI

NOBELI

BERKELI

(259)

37. Elements del bloc f.

| Gasos nobles El grup 18 està constituït pels gasos nobles: heli, neó, argó, criptó, xenó i radó.

Inicialment els químics van anomenar aquests elements gasos iner ts, perquè no es coneixien combinacions d’aquests elements amb d’altres. La seva configuració electrònica els confereix una gran estabilitat.

No obstant això, el 1962, el químic canadenc Neil Bar tlett va obtenir tetrafluorur de xenó (XeF4). Actualment es coneixen altres compostos de xenó i també de criptó i radó. Per aquesta raó, es prefereix anomenar-los gasos nobles, en lloc de gasos iner ts.

Malgrat la seva baixa reactivitat, tenen bastants aplicacions, especialment en aquells processos que requereixen atmosferes iner tes.

35

U01-Q2B (4M).indd 35

12/1/09 15:28:18

1

| Estructura atòmica i propietats atòmiques periòdiques

RESUM La teoria quàntica, iniciada l’any 1900 pel físic alemany Max Planck, interpreta el fet que els àtoms originin espectres d’emissió i d’absorció. Segons aquesta teoria, es considera que una par tícula material emet o absorbeix energia radiant de manera discontínua mitjançant “grànuls” o corpuscles elementals. Cada un d’aquests corpuscles s’anomena quàntum d’energia o fotó. L’energia d’un fotó és ε = h n.

Per omplir els orbitals atòmics cal conèixer l’energia relativa de cada un. L’ordre d’energia creixent als àtoms polielectrònics neutres és: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d.

Cada electró amb una energia característica ocupa preferentment una determinada regió de l’espai al voltant del nucli de l’àtom. Aquesta regió rep el nom d’orbital atòmic.

En un mateix període, els radis atòmics dels elements representatius decreixen d’esquerra a dreta.

En l’àtom, cada electró té quatre nombres quàntics: el principal, el secundari o azimutal, el magnètic i el de spin.

Els àtoms neutres en estat fonamental tenen els electrons als orbitals d’energia més baixa disponibles.

El principi d’exclusió de Pauli afirma que dos electrons en un àtom no poden tenir els quatre nombres quàntics iguals. A cada orbital només hi pot haver dos electrons. Quan dos electrons ocupen el mateix orbital, estan aparellats (tenen spins antiparal·lels). Un electró té spin + 12 i l’altre, spin − 12 ).

La regla de màxima multiplicitat de Hund estableix que, en els àtoms en estat fonamental, en omplirse orbitals d’energia equivalent, els spins dels electrons es mantenen desaparellats (o paral·lels), si és possible.

36

U01-Q2B (4M).indd 36

Propietats atòmiques periòdiques. Les més significatives són: el radi atòmic i el radi iònic, l’energia d’ionització, l’afinitat electrònica i l’electronegativitat.

Quan un àtom s’ionitza, modifica el seu volum, que disminueix en perdre electrons i augmenta en guanyar-los.

L’energia d’ionització (EI) o potencial d’ionització (PI) és l’energia mínima necessària per arrencar un electró d’un àtom en fase gasosa i en estat fonamental. L’electró arrencat és el més allunyat del nucli. Els valors de l’energia d’ionització s’expressen en eV/àtom o en kJ per mol d’àtoms.

L’afinitat electrònica (AE) o energia d’anionització d’un àtom és la variació d’energia que es produeix en addicionar un electró a l’àtom en estat fonamental i en fase gasosa per formar l’anió corresponent.

La doble característica dels àtoms potencial d’ionització-afinitat electrònica es pot concretar en una sola magnitud anomenada electronegativitat.

L’electronegativitat d’un element representa la tendència dels àtoms a atreure electrons quan estan combinats amb àtoms d’un altre element.

Contingut bàsic de la unitat en format hipermèdia, en el DVD.

12/1/09 15:28:19

Estructura atòmica i propietats atòmiques periòdiques | 1

A C T I V I TAT S Estructura atòmica 1

Calcula la freqüència i la longitud d’ona en el buit d’una radiació electromagnètica, els fotons de la qual tenen una energia ε = 7,9 × 10–19 J. A quina regió de l’espectre correspon aquesta radiació?

2

Calcula l’energia d’un mol de fotons d’una radiació infraroja de longitud d’ona λ = 900 nm.

3

Calcula la freqüència i l’energia d’un fotó de les radiacions següents: a) llum groga, de longitud d’ona λ = 530 nm; b) llum infraroja, de longitud d’ona λ = 0,15 pm.

4

Una làmpada de 100 W emet l’1 % de l’energia en forma de llum groga, de longitud d’ona λ = 580 nm. Calcula el nombre de fotons de llum groga emesos per segon. Durant quant de temps ha d’estar encesa la làmpada per emetre un mol de fotons de llum groga?

5

Calcula els mols de fotons d’una radiació infraroja de freqüència n = 3 × 1013 s–1, necessaris per escalfar 100 g d’aigua des de 0 °C fins a 100 °C.

6

Una solució aquosa que conté dissolta una sal de vanadi (III) absorbeix radiació electromagnètica, els fotons de la qual tenen una energia de ε = 2,9 × 10–19 J. Calcula la longitud d’ona d’aquesta radiació i comprova que per tany a l’espectre visible.

A quin color per tany la radiació absorbida?

7

L’ozó, O 3, es produeix a l’estratosfera com a conseqüència de la llum ultraviolada que prové del Sol. La llum ultraviolada dissocia, en primer lloc, una molècula d’oxigen en els seus àtoms i, a continuació, cada un d’aquests àtoms es combina amb una molècula d’oxigen per formar-ne una d’ozó. Calcula quina regió de longituds d’ona de llum ultraviolada serà efectiva per a la producció d’ozó, sabent que per dissociar una molècula d’oxigen es necessiten 5,08 eV.

8

El radar permet localitzar i identificar un objecte i avaluar la distància a la qual es

troba a través de microones. Les microones que utilitza un aparell de radar tenen una longitud d’ona λ = 10 cm. Calcula la freqüència i l’energia d’un fotó d’aquesta radiació.

Expressa l’energia en eV. 9

Quan xoquen un electró i un positró (l’antipartícula de l’electró) de massa igual i càrrega contrària, en unes condicions determinades, les seves masses es destrueixen mútuament i es transformen en energia radiant en forma de dos fotons d’energia igual.

Calcula: a) l’energia despresa en aquesta col·lisió, expressada en eV; b) la freqüència i la longitud d’ona de la radiació produïda.

10

Quan l’electró d’un àtom d’hidrogen prèviament excitat fa la transició electrònica dels nivells principals n = 5 a n = 4, emet radiació electromagnètica de freqüència n = 7,4 × 10 13 s –1.

Calcula quina és la diferència d’energies entre aquests nivells principals.

11

En la transició electrònica de l’àtom d’hidrogen del nivell quàntic principal n = 3 al nivell quàntic n = 1, s’emet radiació electromagnètica de longitud d’ona λ = 103 nm.

Sabent que l’energia de l’electró en estat fonamental és E1 = –2,18 × 10–18 J, calcula l’energia de l’electró en el tercer nivell quàntic principal.

12

L’espectre d’emissió del sodi presenta una línia anomenada ratlla D, la longitud d’ona de la qual és λ = 589 nm.

Calcula la diferència d’energia, expressada en kJ/mol, dels dos nivells entre els quals es produeix la transició.

13

Quants fotons emet per segon una làmpada de vapor de sodi de 25 W, si suposem que tota la radiació que emet és monocromàtica de longitud d’ona λ = 589 nm?

14

Quants subnivells té el nivell quàntic n = 4?

Com s’anomenen? Hi ha cap subnivell de n = 5 amb energia més baixa que algun subnivell de n = 4? Quin?

37

U01-Q2B (4M).indd 37

12/1/09 15:28:19

1

| Estructura atòmica i propietats atòmiques periòdiques

15

És possible que un electró ocupi els subnivells simbolitzats per 1s, 1p, 2p, 3p, 3d, 3f i 4f?

16

Entre les configuracions electròniques següents: 1s2 2p1; 1s2 2s2 2p6 3s3; 1s2 2s2 2p5; 1s2 2s2 2p6 4s1 indica quina o quines representen un estat fonamental de l’àtom, quina o quines un estat excitat i quina o quines un estat impossible. Raona la teva resposta.

17

18

Quan un electró d’un àtom de potassi, que s’ha excitat fins a un orbital 4d, efectua la transició electrònica a l’orbital 4s, emet radiació electromagnètica de longitud d’ona λ = 365 nm (aquesta emissió és molt feble).

Quan l’electró excitat en un orbital 4d efectua la transició electrònica a un orbital 4p, emet radiació electromagnètica de longitud d’ona λ = 694 nm (aquesta radiació és molt intensa).

Quina és la diferència d’energia entre els orbitals 4s i 4p del potassi?

En la taula s’han representat els orbitals del nitrogen. Indica quina o quines de les representacions corresponen a un estat: a) Fonamental b) Excitat c) Prohibit d) Ionitzat Raona la teva resposta.

c) El nombre de neutrons del nucli. d) La massa atòmica relativa o pes atòmic.

Raona la teva resposta.

20

Ordena els orbitals següents de menys a més energia: 1s, 3s, 4s, 2p, 4p, 5p, 6p, 3d, 5d, 4f

21

Atenent al seu nombre atòmic, escriu la configuració electrònica dels elements següents: a) silici b) clor c) zinc d) plata e) potassi f) estronci

22

A quins àtoms neutres i en estat fonamental corresponen les configuracions electròniques següents? a) 1s2 2s2 b) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 c) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5

23

Quines de les configuracions electròniques següents, que corresponen a àtoms neutres en estat fonamental, són incorrectes? Per què? a) 1s2 2s2 3s2 3p4 b) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d8 c) 1s2 2s2 2p8 3s2 3p2 d) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 e) 1s2 2s2 2p6 2d6 3s2 3p6

24

Escriu les configuracions electròniques dels elements de nombres atòmics: 23, 55, 72 i 92

25

Considera les dues configuracions corresponents a àtoms neutres: a) 1s2 2s2 2p6 3s1 b) 1s2 2s2 2p6 5s1 Indica quines de les afirmacions següents són verdaderes i quines són falses: 1. La primera configuració correspon a l’àtom de sodi en estat fonamental.

2. Les dues configuracions corresponen a àtoms diferents.

3. Cal comunicar energia per passar de la configuració a a la b.

4. Es necessita menys energia per arrencar un electró de la b que de la a.

26

El diagrama de la figura representa l’energia d’alguns orbitals que poden ser ocupats per l’electró més extern de l’àtom de sodi.

1s 2s 2px 2py 2pz 3s 3px 3py 3pz

19

Un àtom, en estat fonamental, té dos electrons en el primer nivell d’energia, vuit en el segon, vuit en el tercer i un en el quar t. A par tir d’aquesta informació, indica quines de les característiques següents és possible conèixer: a) El nombre atòmic. b) El nombre de protons del nucli.

38

U01-Q2B (4M).indd 38

12/1/09 15:28:20

Estructura atòmica i propietats atòmiques periòdiques | 1

a) Quina és l’energia d’aquest electró en estat fonamental? b) Quina és l’energia d’ionització de l’àtom de sodi? c) Calcula les longituds d’ona que corresponen a les transicions electròniques: 3s, 4p

3p

3s, 4s

3p

b) Indica quins elements són metalls i quins elements són no-metalls. c) Cap d’aquests elements és de transició?

Raona la teva resposta. d) Com s’anomenen els elements C, D i E? 30

Dels parells d’àtoms següents, indica quin element té un radi atòmic més gran. Raona la teva resposta. a) liti i cesi; b) potassi i brom; c) rubidi i sodi; d) magnesi i estronci.

31

Les espècies químiques següents: F–, Na+, Mg2+ i Al3+, tenen la mateixa configuració electrònica (es diu que són isoelectròniques).

d) Quines de les longituds d’ona calculades en l’apar tat c) corresponen a la regió visible de l’espectre?

Energia eV 0 -1,39 -1,95 -3,04

-5,14

27

28

4p 4s

Tenen totes el mateix radi? En quin sentit varia? Per què?

3p

32 3s

a) Li+, Be2+, B3+ b) Na+, Mg2+, Al3+

Indica en quin grup i en quin període es troben els elements amb les configuracions electròniques en estat fonamental següents: 1s2 2s2 2p4; 1s2 2s2 2p6 3s1; [Kr] 5s2

33

Quines de les configuracions electròniques següents, que corresponen a àtoms neutres que es troben en estat fonamental, són incorrectes? Per què? a) 1s2 2s2 3s2 3p4 b) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d6 c) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2 d) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 e) 1s2 2s2 2p6 2d10 3s2 3p6

34

Les configuracions electròniques, en estat fonamental, dels elements A, B, C, D i E són: A: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1 B: 1s2 2s2 2p6 3s2 C: 1s2 2s2 2p6 D: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 E: 1s2 2s2 2p2 Sense consultar la taula periòdica: a) Indica quin element és un gas noble.

Dels parells d’àtoms següents, indica quin element té l’energia d’ionització més alta: a) b) c) d) e)

potassi i beril·li; sodi i rubidi; rubidi i estronci; silici i fòsfor; argó i criptó.

Indica quines de les informacions següents són correctes. Raona la teva resposta. a) Les energies d’ionització disminueixen de dreta a esquerra al llarg d’un període. b) La primera energia d’ionització de tots els halògens és més elevada que la de tots els gasos nobles. c) La primera energia d’ionització del cesi és més gran que la del bari. d) La primera energia d’ionització de l’alumini és més petita que la del magnesi.

Propietats atòmiques periòdiques 29

Com s’explica la disminució del volum iònic en cada una de les sèries d’espècies isoelectròniques següents?

35

L’energia d’ionització del rubidi és de 402,6 kJ mol–1. Indica, després de fer els càlculs necessaris, si la llum visible, en incidir sobre àtoms de rubidi gasós en estat fonamental, provocarà la seva ionització.

Consulta l’espectre electromagnètic.

39

U01-Q2B (4M).indd 39

12/1/09 15:28:20

1

| Estructura atòmica i propietats atòmiques periòdiques

36

a) Escriu la configuració electrònica dels àtoms dels elements A, B i C, el nombre atòmic dels quals és 13, 17 i 20 respectivament. b) Escriu la configuració electrònica de l’ió més estable de cada un d’aquests elements i ordena els seus ions per ordre creixent dels radis. Raona les respostes.

43

a) Defineix o comenta breument què s’entén per electronegativitat. En quines unitats s’expressa? b) Dels parells d’àtoms dels elements següents, indica quin element té més afinitat electrònica: 1. clor i sofre; 2. sodi i seleni.

37

Donades les dues configuracions electròniques corresponents a àtoms neutres: A: 1s2 2s2 2p6 3s1 i B: 1s2 2s2 2p6 5s1, indica: a) si les dues configuracions corresponen a àtoms d’elements diferents; b) en quin cas cal apor tar més energia per arrencar un electró.

Raona les teves respostes.

44

Per excitar l’electró de l’orbital 3s de l’àtom de sodi a un orbital 3p es necessita llum d’una longitud d’ona λ = 590 nm. Sabent que l’energia d’ionització del sodi en estat fonamental és de 494 kJ mol–1, quina serà l’energia necessària per ionitzar un mol d’àtoms de sodi a par tir de la configuració excitada [Ne]3p1?

45

Dels parells d’àtoms dels elements següents, indica quin element és més electronegatiu: 1. fluor i calci; 2. oxigen i fluor; 3. sofre i clor; 4. fòsfor i arsènic; 5. bor i alumini.

46

L’afinitat electrònica del fluor és de –3,41 eV/àtom.

Calcula l’energia alliberada en ionitzar 1,00 g d’àtoms de fluor en estat gasós i fonamental.

47

Quants electrons desaparellats hi ha en cada una de les espècies químiques següents, si es troben en estat fonamental?

Be, P, Sn2+, Al3+, S2–, Ca2+, K

38

39

L’energia d’ionització de l’hidrogen és de 1,31 MJ mol–1. Indica, raonant-ho, després de fer els càlculs necessaris, si els raigs X, amb longitud d’ona λ = 0,50 nm, en incidir sobre àtoms d’hidrogen gasós i en estat fonamental, provocaran la seva ionització.

Quina és l’energia mínima necessària per ionitzar un àtom d’hidrogen si el seu electró es troba en el nivell quàntic principal n = 5?

Consulta la figura 13 (estructura electrònica).

40

La primera energia d’ionització del sodi és de 493 kJ mol–1 i la segona és de 4 556 kJ mol–1.

Per què la segona energia d’ionització és molt més gran que la primera?

41

L’energia d’ionització (o potencial d’ionització) de la plata és de 7,58 eV àtom–1. Calcula l’energia –expressada en kJ– necessària per ionitzar 1,00 g de plata en estat gasós i fonamental.

42

L’energia d’ionització del liti és de 5,39 eV àtom–1. Indica, després de fer els càlculs necessaris, si una radiació ultraviolada de λ = 250 nm, en incidir sobre àtoms de liti en estat gasós i fonamental, provocarà la seva ionització. Raona la teva resposta.

Investiga 48

Investiga sobre el nou accelerador de par tícules LHC.

49

Investiga sobre els quarks.

A www.ecasals.net trobaràs una llista de pàgines web que t’ajudaran a iniciar la teva investigació i a aprofundir els continguts d’aquesta unitat. No oblidis consultar també enciclopèdies i llibres especialitzats.

40

U01-Q2B (4M).indd 40

12/1/09 15:28:20