Curs 2 CHIMIE

Claudia Morgovan – Chimie generală

2. STRUCTURA ATOMULUI Atomul reprezintă o formaţiune complexă, alcătuită dintr-un nucleu încărcat pozitiv şi din electroni care se deplasează în jurul nucleului. Din punct de vedere electric, atomul reprezintă un sistem neutru, în care nr. de electroni este = cu nr. de sarcini pozitive existente în nucleu. Etapele principale care au contribuit la determinarea structurii atomului şi la precizarea conţinutului actual al noţiunii de atom sunt: - descoperirea complexităţii atomului; - descoperirea naturii discontinue a schimbului de energie cu exteriorul (cuantificare); - recunoaşterea naturii duble a particulelor elementare: particulă şi undă. Indicaţii cu privire la structura complexă a atomului s-au obţinut prin studiul razelor ce se formează la descărcarea electrică în gaze rarefiate, a razelor X. 2.1. Nucleul atomic. Constituţia sa Nucleul reprezintă partea constitutivă, fundamentală a atomului, situată în zona centrală a acestuia şi care concentrează, practic, toată masa atomului. Radioactivitatea şi fenomenele pe care le generează au constituit sursa cea mai importantă de informaţii cu privire la structura complexă a nucleelor. Un rol decisiv în acest sens a avut descoperirea, în 1932, de Chadwick, a neutronului. Nucleul este alcătuit din particule elementare de diferite tipuri şi fizica nucleară cunoaşte peste 40 de particule de acest gen. În cea mai simplă concepţie, nucleul se consideră alcătuit numai din două tipuri de particule, protoni şi neutroni (nucleoni), care sunt reciproc transformabili: A 1 1 0 Z 0n ↔ +1p + -1e (electron) A 1 1 0 Z +1p ↔ 0n + +1e (pozitron). Nucleul unui atom se poate reda ca AZE sau ca Z+NZE, în care A, N, Z, sunt numere întregi, suma A = Z + N, reprezentând nr. de masă al nucleului şi redă nr. total de nucleoni din nucleu. Compoziţia nucleonică. Tipuri de nuclee În funcţie de relaţiile existente între N, Z, A, se disting trei tipuri de nuclee: 1. Izotopi - nuclee cu acelaşi nr. de protoni (acelaşi Z), dar care diferă prin N (nr. de neutroni) şi implicit prin A. Z = A1-N1 = A2-N2 =...= ct. Ocupă acelaşi loc în sistemul periodic.

Claudia Morgovan – Chimie generală

2. Izobari - nuclee cu acelaşi nr. de masă A (baros = greutate), dar care diferă prin Z şi N. A = Z1+N1= Z2+N2 =...= ct. Z fiind diferit, izobarii ocupă poziţii diferite în sistemul periodic. 3. Izotoni - nuclee cu acelaşi N şi care diferă prin Z şi A, ocupând poziţii diferite în sistemul periodic. N = A1-Z1 = A2-Z2 =...= ct. 2.2. Structura electronică a atomilor Studiul în laborator a descărcărilor electrice în gaze, la presiune scăzută, a permis fizicienilor să evidenţieze prima particulă subastomică, electronul. Deoarece atomul este neutru d.p.v. electric, înseamnă că prin îndepărtarea electronilor, se formează un rest pozitiv. Corelând aceste observaţii cu cele de la electroliză, J.J. Thomson a introdus ideea revoluţionară în ştiinţă, că atomul poate ceda electroni formând ioni pozitivi, sau poate accepta electroni, formând ioni negativi. Ipoteza sa a fost confirmată prin punerea în evidenţă a ionilor pozitivi. Toate aceste constatări s-au făcut la sfârşitul secolului al XIX-lea. Faptul că din atomi au putut fi îndepărtaţi atât electroni, cât şi fragmente pozitive, a făcut să se imagineze mai multe modele care să redea structura internă a atomilor. Dintre acestea, modelul Rutherford (1911), sau modelul planetar al atomului, imagina atomul ca fiind format dintr-un nucleu central pozitiv ce cuprinde întreaga masă a atomului şi electroni care se mişcă pe orbite în jurul nucleului. Modelul atomic al lui Rutherford explica multe dintre proprietăţile atomilor, dar limitele sale s-au evidenţiat mai ales în explicarea proprietăţilor spectrale ale elementelor. Potrivit legilor electrodinamicii clasice, o sarcină electrică în mişcare accelerată ar trebui să radieze unde electromagnetice. Pierzând astfel energie, electronul ar trebui să se rotească pe orbite cu raqze din ce în ce mai mici (de fapt o spirală), sfârşind prin a cădea peste nucleu. Un asemenea sistem nu poate fi stabil şi deci atomul de hidrogen nu corespunde acestui model. Pentru a ocoli această dificultate, Bohr (1913) a propus un model al atomului de hidrogen care, deşi contrazice în trei privinţe teoria electrodinamicii clasice, dă socoteală cu o uimitoare precizie de unele date experimerntale, în special de nivelurile de energie spectrale ale atomului de hidrogen. Conform acestei concepţii, electronul, în atomul de hidrogen, se poate roti numai pe anumite orbite permise (presupuse circulare); în mişcarea sa pe orbitele permise, electronul nu radiază energie; atomul poate absorbi numai energie radiantă de anumite frecvenţe determinate cuantic, corespunzând tranziţiilor electronice care dau naştere liniilor spectrale. Nivelurile de energie spectrale corespund, conform teoriei lui Bohr, energiei electronului pe orbite cu raze din ce în ce mai mari.

Claudia Morgovan – Chimie generală

Concluziile teoriei lui Bohr pot fi astfel rezumate: a) Atomul (de H) este compus din nucleu, care se găseşte în centru şi electronul care se roteşte în jurul nucleului (ca şi modelul atomic planetar al lui Rutherford). b) Energia unui atom este cuantificată, adică este determinată de aşa-numitele numere cuantice n (n = 1, 2, 3, 4, ...). Atomii nu pot adopta decât anumite niveluri de energie, ale căror valori sunt invers proporţionale cu n2. c) Electronul în mişcare pe una din orbitele permise nu emite şi nu absoarbe energie. Emisia sau absorbţia de energie are lo9c numai atunci când electronul suferă o tranziţie electronică între două orbite cu niveluri de energie diferite, En1 şi En2. d) Spectrele de linii sunt produse de atomi (sau de ioni) individuali, sustraşi influenţelor unor vecinătăţi imediate. e) Teoria lui Bohr, completată şi dezvoltată de Sommerfeld prin ipoteza că unele orbite electronice sunt eleiptice, permite şi o prevedere a unora din proprietăţile magnetice ale atomilor. Electronul în rotaţie în jurul nucleului poate fi considerat ca un curent într-un circuit închis, şi , în consecinţă, trebuie să genereze un câmp magnetic (ca o spiră prin care trece curent). Deşi modelul lui Bohr al atomului de hidrogen, completat de Sommerfeld, a explicat un număr de fenomene importante, el s-a dovedit curânde imperfect în anumite privinţe. Principalul defect al acestei teorii constă în incapacitatea ei de a interpreta spectrele atomilor cu mai mulţi electroni. De asemenea, comportarea magnetică, prevăzută de teorie, este diferită de cea observată experimental. Teoria lui Bohr apare astfel ca o soluţie simplificată a unei probleme complicate, rezolvată abia de mecanica cuantică. Dezvoltarea istorică a fizicii a condus la două teorii contradictorii despre natura luminii, teoria ondulatorie şi teoria corpusculară (undă-corpuscul), această contradicţie fiind numai aparentă. După cum a argumentat fizicianul francez de Broglie (1924), lumina, deşi este compusă din particule, are proprietăţile unei unde; astfel, particulele elementare (printre care şi electronul) trebuie să aibă proprietăţi de unde. O particulă în mişcare trebuie să posede deci o „lungime de undă” care să varieze cu energia sa: γ = h/mv, unde h - constanta Planck. Dualitatea undă-corpuscul asociată microparticulelor stă la baza teoriei mecanicii cuantice. Pentru că electronul este în acelaşi timp şi particulă şi undă, poziţia lui în jurul atomului în orice moment nu poate fi determinată printr-un sistem de coordonate; mişcarea microparticulelor şi a electronilor decurge în urma unor legi specifice, diferite de cele ale fizicii clasice, fiind caracterizată de funcţia de undă orbitală, a cărei ecuaţie a fost stabilită de Schrödinger (1926), fiind ecuaţia fundamentală a mecanicii cuantice. Rezolvarea acestei ecuaţii conduce la aceste funcţii de undă orbitale ce caracterizează mişcările electronilor în atom.

Claudia Morgovan – Chimie generală

∂ 2ψ ∂ 2ψ ∂ 2ψ 8π 2 m + + + ( E − V )ψ = 0 , unde: ∂x 2 ∂y 2 ∂z 2 h2

h - constanta Planck, m - masa electronului, E - energia totală, iar V ( = - e2/r) energia potenţială a electronului, (E - V = energia cinetică). Energia E corespunde unui anumit nivel de energie al electronului, iar ψ (psi) este o funcţie (numită funcţie de undă) a coordonatelor electronului în cursul mişcărilor sale în raport cu nucleul presupus imobil şi situat la originea unui sistem de coordonate x, y, z. Ecuaţia lui Schrödinger nu prevede traiectorii precise ale electronului, ci numai intensităţile maxime şi minime (corespunzând unor antinoduri şi noduri) ale undei staţionare electronice.