Estructura atòmica
QUÈ ÉS LA LLUM. ESPECTRES
1. Introducció Què és la llum?
Durant la segona meitat del segle XIX es va crear una de les teories més fortes de la física, la teoria electromagnètica de Maxwell. Segons aquesta teoria la llum és una radiació electromagnètica, i per tant es comporta com una ona, la freqüència de la qual determina una zona de l’espectre electromagnètic.
2. Radiació electromagnètica Teoria electromagnètica de Maxwell
Característiques de les ones electromagnètiques
La propagació en forma d’ones transversals d’un camp elèctric i un camp magnètic que vibren perpendicularment entre ells, originats per una càrrega elèctrica accelerada, constitueix una radiació electromagnètica.
2. Radiació electromagnètica Teoria electromagnètica de Maxwell
Característiques de les ones electromagnètiques
A: amplitud, desplaçament màxim : longitud d’ona, distància entre dos punts consecutius (m) : freqüencia, nombre de vibracions per unitat de temps (Hz, s-1) T: periode, temps per fer una vibració sencera (s)
2. Radiació electromagnètica Teoria electromagnètica de Maxwell
Característiques de les ones electromagnètiques
A: amplitud, desplaçament màxim : longitud d’ona, distància entre dos punts consecutius (m) : freqüencia, nombre de vibracions per unitat de temps (Hz, s-1) T: periode, temps per fer una vibració sencera (s)
c és la velocitat de la llum en el buit
c= 300000 km/s
3. Espectres atòmics El prisma de Newton
Durant la primera meitat del segle XX es van realitzar alguns experiments que van fer trontollar la teoria de l’electromagnetisme de Maxwell. La llum blanca és la suma de tots els colors i l’espectre solar és un continu, conté totes les radiacions de totes les freqüències
3. Espectres atòmics El prisma de Newton
Newton va realitzar a l’any 1666 un dels experiments més espectaculars de tota la història de la ciència: EL PRISMA DE NEWTON
3. Espectres atòmics Zona visible de la radiació electromagnètica
Ara se sap amb certesa que la llum blanca és la suma de totes les radiacions de totes les longituds d’ona, que es troben dins del visible
2. Inici de la Teoria Quàntica Espectres atòmics d’emissió:
Al connectar una font de corrent contínua a un tub de descarrega amb un gas a poca pressió, aquest és capaç d’emetre radiació. Aquesta radiació, no obstant és contínua, sinó discontínua. Aquest fet anava en contra de la teoria electromagnètica de Maxwell. Cada element químic és capaç d’emetre una radiació característica, que el permet diferenciar dels altres- Empremta dactilar.
2. Inici de la Teoria Quàntica Espectres atòmics d’emissió: a) Espectre continu produït per un sòlid, un líquid o un gas incandescent a pressió normal.
b) Espectre d’emissió discontinu produït per l’hidrogen a baixa pressió. Consisteix en una sèrie de bandes o ratlles brillants aïllades.
c) Espectre d’absorció que es produeix com a conseqüència que l’hidrogen absorbeix algunes de les radiacions del focus lluminós.
2. Inici de la Teoria Quàntica Espectres atòmics d’emissió:
2. Inici de la Teoria Quàntica Teoria quàntica de Max Planck:
Segons la teoria clàssica de l'electromagnetisme, l'energia d’una ona només depèn de la seva amplitud, i no de la seva freqüència. Al 1900, el físic alemany Max Planck va proposar una revolucionària teoria que explicava els fets de l’emissió atòmica i d’altres experiments (radiació cos negre, efecte fotoelèctric, efecte Comton). Els cossos emeten energia o absorbeixen energia en forma de paquets o quantums. Cada paquet de llum es diu fotó i l'energia està relacionada amb la freqüència de la llum segons la constant h= 6,625·10-34 J·s
EL MODEL DE BOHR
Rutherford va descobrir amb el seu experiment que l’atòm era pràcticament buit. Però el seu model presentava un problema, segons Maxwell l’electró hauria de perdre energia i caure fins el nucli. Bohr va modificar el model de Rutherford i va poder explicar els espectres atòmics
Bohr va dir que la teoria electromagnètica de Maxwell no podia explicar l’àtom. Va crear un nou model amb tres postulats El model es basava en el model de Rutherford, i creava nivells d'energia.
Postulat 1: L’electró gira al voltant del nucli descrivint òrbites circulars i sense emetre energia. Postulat 2: Només algunes òrbites són permeses, aquelles per les quals l’energia és. ◦ E= -RH (1/n2) ◦ on RH és la constant de Rydberg, que val 2,18·10-18 J per l’àtom d’hidrogen. ◦ On n=1,2,3,4,...
Bohr havia quantitzat l’energia de les òrbites
ANALOGÍA ÀTOM DE BOHR
ANALOGÍA ÀTOM DE BOHR La pilota pot descansar en qualsevol esglaó, però mai entre esglaons
Postulat 3: Quan un electró absorbeix energia salta d’una òrbita de baixa energia a una de més alta energia. Quan es relaxa, torna a baixar a la òrbita de baixa energia, perdent un fotó. Aquest fotó té un valor d'energia que correspon a la diferència entre els valors d'energia de les dues òrbites.
Els diferents colors de l’espectre d'emissió de l’hidrogen són relaxacions d’electrons a nivells més baixos. La diferència d'energia dona el color segons l’equació de Planck
Cal dir que tot i que nosaltres només podem veure 4 línies hi ha moltes transicions, que es troben a bandes de l’espectre no visibles.
FÍSICA QUÀNTICA
Al 1923 Louis De Broglie anuncia la seva hipòtesis de que totes les partícules, tant fotons, com altres partícules petites, com electrons es poden comportar com ones i com partícules
A l’augmentar la resolució dels espectrògrafs es van començar a trobar desdoblaments en les línies a l’aplicar camps magnètics externs. Aquest fet va provocar la necessitat de millorar el model de Bohr introduint més nombres quàntics
Al 1925 Erwin Schrödinger és capaç de trobar una equació que calcula la funció de la ona (Y) que realitza l’electró dins de l’àtom. La solució de l’equació dona 4 nombres quàntics: ◦ n, l m i s
Què és l’spin? ◦ Tot i que va sorgir inicialment com una propietat relacionada amb el gir dels electrons, Paul Dirac descobrir que estava relacionada amb el moment magnètic de l’electró. Una propietat intrínseca de la matèria. ◦ Per l’electró pot ser +1/2 i -1/2, però pot prendre valors diferents per altres partícules, com 0,1 o 2...
Max Born i Werner Heisenberg troben que la funció d’ona al quadrat (Y2) dona la probabilitat de trobar l’electró. Ja no és una ÒRBITA, és un ORBITAL
CONFIGURACIONS ELECTRÃ’NIQUES
L’equació d’Schrodinger només serveix per l’àtom d’hidrogen. Com ho fem amb àtoms polielectrònics? PRINCIPI DE CONSTRUCCIÓ (aufbau) 1. Primer principi: Els electrons sempre es disposen de menor a major energia de l’orbital 2. Principi d’exclusió de Pauli: Dos electrons d’un mateix àtom no poden tenir els mateixos nombres quàntics 3. Principi de màxima multiplicitat de Hund: Els electrons que entren a orbitals degenerats amb energia idèntica ho fan de manera que els electrons se situen tan desaparellats com els hi és possible i amb el mateix nombre quàntic d’spin.
ORDRE D’ ENERGIES
◦
◦ ◦
A partir del resultat de l’equació d’ Schrödinger podem realitzar una predicció de com estaran distribuïts els electrons d’un element. Utilitzarem el nombre atòmic Z com nombre d’electrons. Per poder-ho fer aplicarem les regles d’ Aufbau (construcció)
◦
DIAGRAMA DE MOLLER PER CONÈIXER RELACIONS D’ENERGÍA ENTRE NIVELLS
â—Ś
Configuracions per blocs
â—Ś
Configuracions per blocs
â—¦
Excepcions bloc D
â—¦
Excepcions bloc D
â—¦
Excepcions bloc D