Model Quàntic quimica PDF

Preview

Summary

tema model quàntic quimica 2n de Batxillerat...

Description

MODEL QUÀNTIC

En base a la Teoria Quàntica de Planck Bohr s’estableix que: a) Els electrons giren a certes òrbites de Radi determinat. b) Aquestes òrbites són estacionàries, en elles l’electró no emet energia. c) L’electró només pren els valors de E corresponents a aquestes òrbites que depen d’un paràmetre n. → El valor més petit d’energia correspon a l’orbital més pròxim al nucli: n=1 → Com més allunyat del nucli es trobi l’orbital, més gran és el valor de n.

Els electrons poden saltar a nivells de major energia quan absorbeixen l’energia electromagnètica adequada. Passat un temps, aquests electrons tornaran al nivell inferior emetent l’energia sobrant en forma de radiació electromagnètica.

TEORIA ATÒMICA MECANO-QUÀNTICA Es basa en: •

La naturalesa dual dels electrons: ona-crepúsul (principi de Broglie): m· v=p=

•

ℎ 𝜆

La impossibilitat de determinar amb exactitud la quantitat de moviment i la posició d’un electró dins d’un àtom (principi d’incertesa de Heisenberg).

DEFINICIÓ D’ORBITAL: Zona dins d’un àtom al voltant del nucli on existeix una alta probabilitat de trobar un electró d’una energia determinada.

MODEL MECANO-QUÀNTIC L’estat energètic d’un electró dins d’un àtom ve determinat mitjançant 4 paràmetres denominats números quàntics: •

n: número quàntic principal

•

ml: número quàntic magnètic

•

l: número quàntic secundari

•

ms: número quàntic de spin

n: número quàntic principal •

Informa sobre el nivell energètic i la mida del orbital. (n = 1, 2,3...)

l: número quàntic secundari •

Informa sobre el subnivell energètic de l’orbital i la seva forma. (l = 0,1..... n-1)

•

l = 0 (s) esfèric

•

l = 2 (d)

•

l = 1 (p) lobular

•

l = 3 (f)

ml: número quàntic magnètic •

informa sobre les possibles orientacions en l’espai del orbital. (ml = -l, ..., 0, ..., l) •

ml (s) = 0

•

ml T (d) = 5

•

ml T (p) = 3 (px, py, pz)

•

ml T (f) = 7

ms: número quàntic de spin •

Informa sobre el sentit de gir de l’electró. (ms = -1/2 i +1/2)

PROPIETATS PERIÒDIQUES DELS ELEMENTS

LA TAULA PERIÒDICA La taula periòdica és una forma de representar els elements químics per ordre creixent de nombre atòmic (z), organitzada en 7 períodes i 18 grups.

Grups: mateixa configuració electrònica (de la capa de valència) última capa. Augment del nombre de nivells electrònics. Període: mateix nombre de nivells electrònics. Augment del nombre d’electrons en l’últim nivell.

PROPIETATS PERIÒDIQUES DELS ELEMENTS Les propietats periòdiques dels elements estan directament relacionades amb la col·locació de l’element en la taula periòdica.

Propietats periòdiques:

•

•

•

•

Energia d’ionització. •

Radis atòmic i iònic.

•

Caràcter metàl·lic i no metàl·lic.

•

Caràcter oxidant i reductor

Afinitat electrònica.

Electronegativitat.

Volum atòmic.

VOLUM ATÒMIC

Radi atòmic = volum atòmic Variació del volum atòmic: •

D’esquerra a dreta al llarg d’un període → Primer disminueix i després augmenta

•

De dalt a baix al llarg d’un grup → Augmenta

RADI ATÒMIC I RADI IÒNIC

El radi atòmic es considera la meitat de la distància entre dos nuclis de dos àtoms d’un mateix element que formin una molècula diatòmica, una estructura covalent o una estructura amb enllaç metàl·lic. El radi iònic és el radi de l’ió resultant d’un àtom quan perd o guanya electrons. Si el volum atòmic augmenta, el radi atòmic també ho fa, i a l’inrevés.

Variació del radi atòmic: •

D’esquerra a dreta al llarg d’un període → Disminueix

•

De dalt a baix al llarg d’un grup → Augmenta

•

Com més càrrega, més força

•

Com més radi/distància del nucli, menys força i a l’inrevés.

Grups: com més cap a baix = més radi Períodes: com més cap a la dreta = menys radi = més força

RADIS IÒNICS

◼ Catió ( X+ < X ): estira més perquè el radi és inferior al neutre = contracció (descompensació de càrregues).

◼ Anió ( X > X- ): el radi és superior al neutre, per tant estira menys.

ENERGIA D’IONITZACIÓ

•

L’energia d’ionització té tendència contrària al radi

La primera energia d’ionització ( Ei / P i ) és l’energia necessària per arrencar un electró d’un àtom en l’estat fonamental i en estat gasós. •

L’energia sempre és positiva i sempre s’ha d’aportar energia, per tant, té tendència a formar cations.

La segona energia d’ionització és l’energia necessària per arrencar un electró d’un ió amb càrrega +1 en estat gasós.

•

En la 2a energia d’ionització, costa més d’arrencar els electrons perquè el radi es contrau més.

Factors que determinen E.I : •

Proximitat electró i el nucli atòmic: com més e prop es troba del nucli l’electró que s’ha d’arrencar, més gran és l’atracció que exerceix el nucli sobre l’electró i, per tant, més gran és l’energia d’ionització.

•

Càrrega nuclear que atreu els electrons: com més càrrega nuclear té l’element, més atracció exerceix sobre l’electró i, per tant, més gran és l’energia d’ionització.

•

Apantallament que fan els electrons interiors respecte de l’electró que cal arrencar: com més exterior és l’electró, més disminueix la força del nucli a causa de l’efecte de pantalla que fan els electrons més interiors i, per tant, més petita és l’energia d’ionització.

Si combinem aquets 3 factors, obtenim: •

Dintre d’un mateix grup: com més amunt de la taula periòdica està situat l’element, més a prop del nucli es troba que cal arrencar i menys apantallament rep dels altres electrons; per tant, té una energia d’ionització més gran.

•

Dintre d ’un mateix període: els elements que pertanyen a un mateix període tenen l’electró que cal arrencar situat al mateix nivell energètic. Com més a la dreta de la taula periòdica està situat l’element, el nombre atòmic i com a conseqüència, la càrrega nuclear són més grans, i per tant, l’energia d’ionització és més gran.

S’observa que la variació de l’energia d’ionització al llarg d’un període presenta algunes irregularitats. Aquestes anomalies corresponen a àtoms d’elements que tenen subnivells plens o semiplens, la qual cosa els dona una major estabilitat. Per aquest motiu, l’energia d’ionització que tenen és més gran del que es podria preveure.

Variació de la primera energia d’ionització: •

D’esquerra a dreta al llarg d’un període → Augmenta

•

De dalt a baix al llarg d’un grup → Disminueix

-

Encara que la tendència general en els períodes és en augment en elevar-se el “Z”, apreciem una disminució en els parells Be (z = 4), B (z = 5) i Mg (z = 12), Al (z = 13). Estabilitat c.e Be/Mg = s2

-

B/Al = s2 p1

En N (z = 7), O (z = 8) i P (z = 15), S (z = 16) també excepcions per estabilitat configuració electrònica. Estabilitat c.e N/P = s2 p3

O/S = s2 p4

3a ionització > 2a ionització > 1a ionització

La càrrega del nucli (positiva) no es modifica, els electrons que queden cada vegada més retinguts, gran augment de l’energia d’ionització quan hi ha canvi de nivell electrònic.

ELECTRONEGATIVITAT

L’electronegativitat (En) mesura la tendència d’un àtom a atreure els electrons quan es combina. No té unitats de mesura. Té gran tendència a formar anions.

Variació d’electronegativitat: •

D’esquerra a dreta al llarg d’un període →Augmenta

•

De dalt a baix al llarg d’un grup → Disminueix

L’electronegativitat és la capacitat d’un àtom d’aquest element per atreure electrons d’altres àtoms amb els que està enllaçat. •

Pauling va establir una escala de electronegativitats, assignant al F (element més electronegatiu) 4 de manera arbitrària.

•

L’electronegativitat presenta una clara tendència en elements representatius i no ho és tant clara en els elements de transició.

•

Els gasos nobles no tenen valors de electronegativitat (EN), aquests elements es caracteritzen per la seva mínima tendència a formar enllaços.

•

L’electronegativitat és una magnitud molt útil per predir tipus d’enllaços que formen dos àtoms....