Configuració electrònica

Configuració electrònica i

Enllaç químic

Estructura de l’àtom

Nucli (protons i neutrons) i escorça (electrons)

Càrregues (protons “+”, electrons “-” )

Nombre atòmic (Z : protons) i nombre màssic o massa atòmica (A : protons + neutrons).

Exemple: 1939K (Z –> 19 i A –> 19p + 20n = 39)

Isòtops: Mateix nombre atòmic i diferent màssic.

Model atòmic actual (Bohr-quàntic): Nivells d’energia i orbitals (zones de màxima probabilitat).

Taula periòdica

Distribució en la taula dels elements:

Per ordre creixent de masses atòmiques (nombre de protons) d’esquerra a

dreta : H (1p), He (2p), Li (3p) ...

Per períodes (són les files): Se situen tots els àtoms que ocupen el mateix

nivell d’energia. Només hi ha set nivells d’energia: El primer, és el

energèticament més baix i el que està més a prop del nucli.

A dins de cada nivell hi ha també diferents subnivells energètics

anomenats orbitals (tipus: “s, p, d i f”).

Per grups (les columnes): Són els que tenen les mateixes propietats o

característiques. Aquestes característiques estan relacionades amb el

nombre i distribució dels electrons en la capa més externa.

La manera de com s’ordenen els electrons en els àtoms s’anomena:

Configuració electrònica.

Configuració electrònica: (regles) El primer nivell d’energia només pot tenir 2 electrons (només hi ha un

orbital del tipus “s” de forma esfèrica).

El segon nivell només fins a 8 e- (té dos subnivells “s” i “p”)

El tercer nivell fins a 18 e-

(té 3 subnivells “s, p i d”).

El 4t nivell: 32 e- (s,p,d i f)

Exemple de la

distribució dels e-

en un àtom de ferro:

Anem a veure les formes

geomètriques que tenen

aquest orbitals.

TIPUS I FORMES DELS ORBITALS ATÒMICS

PRIMER NIVELL

SEGON NIVELL

TERCER NIVELL

1s

2s 2p

3d

px py pz

px py pz

dxy dxz dyz dx2-y2 dz2

3p3s

Subnivell orbitalsNº

d’e-

s 1 2

p 3 6

d 5 10

f 7 14

Distribució energètica dels orbitals

Espectre de la llum blanca (suma de tots els colors)Cada color és una ona amb una freqüència diferent i cada freqüència té una energia determinada.

Espectres d’absorció i emissió dels àtoms:

Espectre de la llum blanca:

Les línies fosques de l’espectre d’absorció de l’hidrogen representen absorcions molt concretes de determinades quantitats d’energia, que coincideixen amb els diferents nivells electrònics. Això vol dir que cada línea representa un salt dels electrons a un nivell d’energia superior.(Exemple: de l’1s al 2s, del 2s al 2p, del 3s al 4p,...).D’aquesta manera es poden mesurar i quantitzar els diferents nivells d’energia dels àtoms.

ESPECTRES D’EMISSIÓ:

Les línies d’absorció i d’emissió coincideixen en les mateixes freqüències (en les mateixes posicions).

Cada element té el seu propi espectre d’emissió i absorció diferent dels altres (són únics).

Altres aplicacions de l’espectrometria

Alguns grups de la taula: Tots els elements del grup 1 (Alcalins) tenen 1 electró en l’últim nivell (s1)

molt allunyat de la resta. Tenen una alta probabilitat de que el perdin i

es

transformin en ions positius (+1 ).

Ex: Li (1s2 2s1) Període 2 , grup 1

Els del grup2 (Alcalinoterris) tenen 2 electrons a l’últim nivell, però

omplen un orbital “s”. Si es transformen en ions serà probablement

perden tots dos electrons (+2).

Ex: Mg (1s2 2s2 2p6 3s2 ) Període 3 , grup 2

Del grup 13 al 17 es comença a omplir el subnivell “p”.Els del grup 13 acaben la seva config. elect. en “p1”.Exemple: Ga(31): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p1.Els del grup 14 acaben en “p2”.Exemple: Si(14): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2....El grup 17 (halògens) només li faltarà un electró per omplir tot un subnivell “p5”. Completar-lo, dóna molta estabilitat a l’àtom. El grup 18 (gasos nobles) tenen tot un subnivell ja ple d’electrons “p6” i son molt estables.

Massa atòmica (U)

Símbol

Nom

Nombre atòmic

Lantànids

Actínids

Alcalins

Alcalinoterris

Metalls de transició

Calcògens

Halògens

Gasos nobles

Els metalls de transició omplen , per ordre, el subnivell “d” i els lantànids i actínids el subnivell “f” com indica la taula.

La mida dels àtoms i la variació del radi atòmic

Radi atòmic creixent

Ra

di

atò

mic

cre

ixe

nt

H

Li

Na

K

Rb

Cs Ba

Ca

Sr

Mg

Be B C

Al

Ga

In

Tl

Si

Ge

Sn

Pb

N

P

As

Sb

Bi

O

S

Se

Te

Po

F

Cl

Br

I

At

Ne

Ar

Kr

Xe

Rn

He

1 2 17 1816151413

El radi atòmic augmenta quan es comença un nou nivell, es a dir, augmenta amb el període (cap avall), perquè els nous nivells estan cada vegada més allunyats del nucli. Però disminueix, quan a dins d’un mateix nivell, es va omplint d’electrons, es a dir, disminueix amb el grup (d’esquerra a dreta) perquè l’atracció elèctrica del nucli és cada vegada major.

augmenta

Gràfica de valors reals:

Nota: 1 pm equival a 10-12 m