Tema 3: Teories atòmiques

Tema 3: Teories atòmiques
3.1 Introducció
La humanitat ha recorregut un gran viatge cap al coneixement per tal de resoldre una de les preguntes existencials connaturals a la curiosa identitat de l’ésser humà: De què està constituïda la matèria que ens envolta?
La primera qüestió que hem de resoldre per arribar a entendre l’enigma és: La matèria és indivisible?
A l’antiga Grècia a nivell filosòfic aquest problema ja era resolt. Tales de Mileto va ser el primer en afirmar que és impossible que la matèria es pugui subdividir indefinidament sense arribar a una unitat d’aquesta matèria, unitat que si dividim ja no conserva les propietats de la matèria original.
A la cultura grega havia 2 corrents de pensament que van mirar de caracteritzar aquests elements de la matèria:
Empèdocles va postular la teoria dels 4 elements: aigua, aire, terra i foc i va considerar que cada  material conegut tenia una determinada  proporció de cadascun d’aquests 4 elements. Aquesta teoria va ser la més socialment acceptada durant 2000 anys.
Demòcrit va definir el concepte d’àtom (en grec in-divisible) com la part mes petita i indivisible, a partir de la qual està formada tota la matèria. Aquesta teoria va caure en l’oblit fins que la va rescatar Dalton per elaborar la seva teoria sobre la matèria.
Fins ara ens movem en el terreny de la filosofia i no es pot parlar encara de ciència per la manca de comprovació experimental de cap afirmació filosòfica.
Posteriorment, a partir del segle XVIII l’estudi de l’àtom va ser molt profitós pel coneixement i la gran pregunta.
En aquest tema anem fer un recorregut històric fins arribar a conèixer com són els àtoms per dins, però primer anem a recordar com classifiquem la matèria que ens envolta.
3.2 Classificació de la Matèria
Esquemàticament podem classificar la matèria de la següent forma:

3.3 Les substàncies pures: Compostes i simples. Introducció.
Ja hem separat les substàncies de les mescles, però podem separar encara més el que hem obtingut? O dit d’una altra manera, podem separar l’aigua en dos o més coses decantant-la, filtrant-la o destil·lant-la?
La resposta és: mitjançant els processos esmentats abans no. És a dir, per molts procediments físics que li fem a l’aigua sempre obtindrem aigua. Hem arribat per fi a les substàncies pures.
Una substància pura és aquella que està constituïda per un sol component, té propietats característiques fixes i una composició química també invariable. No es pot separar en altres components mitjançant mètodes físics però si en mètodes químics.

Mètodes químics
Electròlisi

L’electròlisi és un mètode de separació dels elements que formen un compost aplicant-los electricitat:
Descomposició tèrmica

És un mètode de separació dels elements que formen un compost aplicant-los calor.
Descomposició lumínica

És un mètode de separació dels elements que formen un compost aplicant-los llum, com per exemple, l’oxidació d’una poma

3.3.1 Les substàncies pures: Compostes i simples.
Anem a analitzar més a fons que entenem per substancies simples i compostes. Cal recordar
Quan parlem la partícula d’aigua, que com sabeu s’escriu també com H2O, ens hauríem d’imaginar alguna cosa com les següents:

Aquesta “partícula” d’aigua és molt resistent i no podem “trencar-la” per cap procediment físic, encara que com podem veure “està formada” per altres “partícules”, concretament dos d’Hidrogen (H) i una d’oxigen (O). Com suposareu, hi haurà alguna forma de trencar-la però no anem tan ràpid, seguim parlant de la “partícula” d’aigua.
Totes les partícules d’aigua tenen aquesta estructura, independent d’on es trobe i inclús en quin estat es troben. Observem la següent imatge:
Per tant, podem concloure que l’aigua té una estructura química invariable i sempre està composta per hidrogen i oxigen.
Evidentment, diferents substàncies pures tenen diferent composició química com per exemple:
Sal comuna
(NaCl)
Alcohol
(CH3-CH2OH)
Or
(Au)
Hidrogen
(H2)

En totes elles vegem que estan fetes de diferents partícules, però en dos d’elles eixa partícula es única. Concretament en l’or i en l’hidrogen.
Això dóna peu a la següent pregunta. Poden trencar-se aquestes “partícules”?. Ja ho hem contestat abans, per procediments físics no, però sí podem trencar algunes d’elles per procediments químics! Quines creieu que es poden trencar en substàncies més senzilles?
Un procediment químic és aquell que canvia la naturalesa de les partícules que intervenen, com per exemple, la descomposició  de la sal de cuina una substància sòlida i innòcua (en petites quantitats) que es desfà en Sodi i Clor. Estudiem el següent dibuix:

Cal dir que les substàncies obtingudes són prou diferents en molts aspectes, tal com podem veure en el quadre inferior:

Substància
Densitat
Tª de fusió
Tª d’ebullició
Comentaris
Sal comuna (NaCl)
2160, kg/m³
801 ºC
1465 ºC
Innòcua en petites quantitats.
No reacciona violentament en l’aigua.

Sodi (Na)
968 kg/m³
97ºC
883 ºC
Sòlid a temperatura ambient.
Reacciona violentament amb l’aigua.
Clor gasos (Cl2)
3,2 kg/m3
-102 ºC
-34 ºC
Gasos a temperatura ambient.
Verinós si es respira.

Ara que ho tenim tot per definir:
Les substàncies pures compostes poden separar-se en els seus elements o en altres  substàncies compostes més senzilles per mètodes químics.
Les substàncies pures simples no poden separar-se en altres  substàncies compostes més senzilles per cap mètode.
Si vos adoneu, és fàcil distingir les substàncies pures compostes de les simples si les escrivim com fan els científics, intenten fer-ho en la taula de la pàgina 12.
3.3.2 Substàncies pures compostes
A continuació tenim un resum de les substàncies pures compostes:
Estan fetes de substàncies pures simples
No poden esdevenir alguna cosa més senzilla per procediments físics encara que sí per procediments químics.
Hi ha milions de substàncies.
Es representen amb lletres i models de boles.
Exemple: Aigua (H2O),
àcid sulfúric (H2SO4), sal comuna(NaCl).

3.3.3 Substàncies pures simples
A continuació tenim un resum de les substàncies pures simples:
Estan fetes d’elements
No poden esdevenir alguna cosa més senzilla ni per procediments físics ni per procediments químics.
Són la base de tota la matèria.
Sols hi ha…… 118 elements
Es representen amb lletres i models de boles.
Exemples: Oxigen, Carboni, Heli, etc.
I s’agrupen en la coneguda taula periòdica:

3.4 Lleis ponderals de la química
S’anomenen lleis ponderals a un conjunt de quatre lleis experimentals obtingudes mitjançant l’anàlisi químic gravimètric dels elements químics que constituïen els composts químics. D’acord amb elles, John Dalton va poder establir la seva teoria atòmica.
Foren descobertes tres al final del segle XVIII i la quarta al principi del segle XIX. El seu descobriment el varen fer quatre químics diferents, de diferents indrets (dos francesos, un anglès i un alemany), gràcies a la utilització sistemàtica de la balança en l’anàlisi químic quantitatiu de la composició dels composts químics i en l’estudi de les reaccions químiques, així com de la clarificació del que s’havia d’entendre per element químic, aportacions fetes pel químic francès Antoine L. Lavoisier.
3.4.1 La llei de conservació de la massa, de Lavoisier
Fou enunciada pel químic francès Antoine L. Lavoisier gràcies a la introducció de la balança de precisió dins del laboratori iniciant la gravimetria. Diu així:
La massa dels productes d’una reacció química és igual que la massa dels reactius de la reacció.
Matemàticament podríem dir que:
Massa dels reactius = Massa del productes
És a dir, si suposem que tenim una reacció química tal que:A + B → C + D, tindríem que:
M(A) + M(B) = M(C) + M(D)
3.4.2 La llei de les proporcions definides o llei de Proust
Aquesta llei fou descoberta pel químic francès Joseph Louis Proust entre 1794 i 1804. Diu així:
Si dos o més elements es combinen per formar un determinat compost ho fan en una relació de masses invariable.
És a dir, si tenim la reacció anterior  A + B → C + D, si A té de massa 1 gram i B té de massa 2 grams, i reaccionen completament, si volem fer que reaccionen completament 2 grams d’A necessitariem 4 grams de B.
3.5 Teoria atòmica de Dalton
El científic anglès John Dalton (1766-1844) va recollir l’idea de àtom proposada pel savi grec Demòcrit 2300 anys  abans i va promulgar una teoria que es pot resumir en els postulats següents:

1. La matèria es compon de partícules extremadament petites, indivisibles i indestructibles, anomenades àtoms.
2. Tots els àtoms d’un mateix element químic són iguals pel que fa a les dimensions, la massa i les propietats.
3. Els àtoms d’un de terminat element químic són diferents dels d’un altre element.
4. Sempre s’uneix el mateix nombre i tipus d’àtoms per formar molècules d’un determinat compost químic.

Avui en dia s’han de fer correccions a aquests postulats però a la seva època va ser un gran avanç a la recerca de l’explicació de l’estructura de l’àtom (veure correccions als postulats de Dalton)
Amb aquests postulats el model atòmic de Dalton és molt simple. Considera l’àtom com a una esfera d’un material massís i homogeni.
3.5.1 Els èxits de la teoria de Dalton
Les hipòtesi de Dalton van poder explica a la perfecció dues lleis de la química fonamentals.
a) Llei de conservació de la massa (Lavoisier):
Si els àtoms són inalterables, no se transformen, aleshores, la matèria deu mantenir-se constant.
A les reaccions químiques, els àtoms ni se creen ni se destruïxen, només canvia la seua distribució.
b) Llei de les proporcions definides (Proust):
La relació de masses que intervenen en una reacció química és constant.
Siga quina siga la forma d’obtenir un compost químic, l’estat en què se trobe: gas, líquid o sòlid, la proporció en massa dels elements que el componen és constant.
Això se podria traduir, segons la hipòtesi atòmica de Dalton en què, el nombre d’àtoms dels elements que composen el compost químic és el mateix sempre que se tracte del mateix compost.
És a dir, la proporció en massa, en l’aigua, és de 1 a 8 entre l’hidrogen i l’oxigen perquè la proporció entre els àtoms és fixa de 2 a 1 i cada àtom d’oxigen és 16 voltes més pesat que un d’hidrogen, com sabem ara, encara que llavors no ho podia saber encara Dalton.
És a dir, que la hipòtesi de l’existència d’àtoms, explicava esta regularitat en la  proporció en massa de forma satisfactòria.

3.5.2 Els límits de la teoria de Dalton
Segons Dalton, els àtoms eren indivisibles i tenien unes propietats determinades. No obstant això, el 1897, el físic britànic J.J. Thomson (1856-1940) va descobrir una partícula que formava part de l’àtom, l’electró, que presentava una propietat nova, la càrrega elèctrica.
La presència dels electrons es va evidenciar mitjançant l’experiment dels raigs catòdics.
Posteriorment amb una variació respecte de l’experiment dels raigs catòdics es van descobrir els raigs canals que van evidenciar la resta positiva que roman en desprendre’s un electró de l’àtom.
Mitjançant l’anomenat experiment de Millikan, el físic americà Robert Millikan (1868-1953) va determinar en 1911 la càrrega de l’electró.
Per tant, els àtoms no eren indivisibles, i Thomson va plantejar, en conseqüència, un model per explicar l’estructura de l’àtom en 1904:

Càrrega de l’electró : -1,602 × 10 -19 C
Massa de l’electró : 9,1 × 10 -31 kg

3.6 Teoría atòmica de Thomson
La demostració experimental de l’existència dels electrons va permetre a J.J. Thomson elaborar el primer model atòmic, és a dir, fer una il·lustració sobre com les càrregues que formen l’àtom (positives i negatives, deixant de banda els neutrons) es trobaven distribuïdes en la totalitat de l’àtom.
Thomson va optar per un model simple, en el qual la càrrega positiva massiva omplia uniformement el volum atòmic, mentre que els electrons se situaven en l’interior d’aquesta massa. El model de Thomson sovint s’associa amb la imatge que ofereix un púding de panses o una síndria, en vocabulari més mediterrani.
3.6.1 Els èxits de Thomson
A simple vista el model de Thomson semblava correcta, doncs donava lloc a càrregues positives i negatives dins de l’àtom i a l’explicació dels ions positius (cations) i negatius (anions).
Un ió no és més que un àtom que no està equilibrat elèctricament, és a dir, que no te el mateix nombre de protons que d’electrons.
Thomson podia explicar molt fàcilment la formació d’ions, simplement era que un àtom perdia o guanyava un electró, que era la partícula que més fàcilment es podia arrancar d’un àtom.
Si un àtom guanya electrons es queda carregat → L’ió format s’anomena anió.
Si un àtom perd electrons es queda carregat → L’ió format s’anomena catió.

3.6.2 Els límits de Thomson
No obstant, un experiment realitzat pel físic Ernest Rutherford impossibilitaria l’aplicació del model de Thomson ens els àtoms reals.
Recordem, J.J.Thomson va introduir en l’àtom químic una càrrega negativa, l’electró, al final del segle XIX, gràcies al seu treball amb els raigs catòdics. Com que l’àtom conegut era neutre, la càrrega (o càrregues) negativa havia d’estar contrastada per una càrrega positiva. Thomson va suposar que els seus electrons es trobaven immersos en una massa positiva, tal com va il·lustrar en el seu model atòmic. No obstant, una dècada més tard, Ernest Rutherford, físic neozelandès, va demostrar la inviabilitat del model de Thomson gràcies a un experiment que ha passat a la història, i que trobem en qualsevol llibre de física de batxillerat.
L’experiment de Rutherford
Hans Geiger i Ernest Marsden, dos dels deixebles de Rutherford, estaven mesurant en el laboratori Cavendish de Cambridge com afectava la presència d’una làmina d’or fina la trajectòria de varies partícules alfa. El seu objectiu era mesurar els angles de desviació de les partícules, els quals quedaven registrats en pantalles de sulfur de zinc, i determinar l’estructura de l’àtom.
El seu mestre (Rutherford) els va demanar que detectessin aquells casos en què les partícules alfa, que emanaven d’una font radioactiva, rebotaven al xocar contra la làmina d’or. Van detectar que tan sols 1 partícula de cada 8.000 tornava a la font que emetia la radiació alfa; la resta a penes s’alteraven al xocar amb els àtoms d’or.
Això significava que, per motius desconcertants, un 0,01% de les partícules alfa es van estavellar contra una part de l’àtom capaç de retornar-les cap a la font.
Aquest component de l’àtom químic havia de tenir unes característiques que es deduïen a partir dels resultats obtinguts en l’experiment.Havia de ser massiu, ja que era capaç de fer rebotar les partícules alfa amb força, i petit, posat que tan sols 1 de cada 8.000 xocaven amb ell.
Com que ja es coneixien els electrons, que eren negatius, el més probable era que Rutherford hagués topat amb la part positiva de l’àtom, i així ho va suposar.
Així doncs, es tractava de quelcom dens i positiu, que formava part de tots els àtoms químics. Si els àtoms de la làmina d’or fossin tal com els va descriure Thomson, gairebé totes les partícules alfa haurien rebotat, ja que haurien xocat contra quelcom milers de vegades més gran (el component positiu de l’àtom de J.J.Thomson ocupa el 100% del volum d’aquest).

L’única explicació lògica que va trobar Rutherford a aquest fet extraordinari és que les partícules alfa havien topat amb un quelcom ubicat a l’interior de l’àtom de massa molt superior a la de les partícules i amb càrrega positiva. Però és més, el nombre de partícules desviades era tan escàs que va conduir a pensar a Rutherford que aquest “quelcom” havia de ser molt petit respecte les dimensions de l’àtom. La deducció és lògica, ja que si aquesta “cosa” fos més gran el nombre de partícules desviades seria major.
3.7 Teoria atòmica de Rutherford
L’experiment amb la làmina d’or va ser l’any 1909. Al principi de l’any 1911, Ernest Rutherford va publicar un article en què declarava l’existència del nucli atòmic. Aquest component de l’àtom era molt petit; aproximadament una milionèsima part del volum total. Era massiu; molt més que els electrons; i positiu; ja que repel·lia les partícules alfa, que tenen càrrega positiva.

El nucli de Rutherford era la segona subdivisió de l’àtom, que anys enrere es considerava indivisible. Aquesta subdivisió era molt més massiva que l’anterior, els electrons. Per ser exactes, un protó és 1836 vegades més massiu que un electró. A més, estava formada per dues partícules, els protons i els neutrons –aquests darrers es van descobrir al final de l’any 1932. Els neutrons, al seu torn, són 1,00137 més pesants que els seus companys de nucli.

Resumint, Rutherford introdueix el model planetari, que és el més conegut encara avui dia. Considera que l’àtom es divideix en:
Un nucli central, que conté els protons i neutrons (i per tant allí es concentra tota la càrrega positiva i gairebé tota la massa de l’àtom).
Una escorça, formada pels electrons, que giren al voltant del nucli en òrbites circulars, de forma similar a com els planetes giren al voltant del Sol.
Els experiments de Rutherford van demostrar que el nucli és molt petit comparat amb la grandària de tot l’àtom: l’àtom està pràcticament buit.

3.7.1 Els èxits de Rutherford
Un dels grans èxits de l’àtom de Rutherford va se que va ser capaç d’explicar els isòtops dels elements. Però abans de parlar d’ells anem a aprendre a escriure científicament els àtoms:
Nombre atòmic i nombre màssic
Nombre atòmic:
Indica el nombre de protons que es troben al nucli de l’àtom. El nombre atòmic definix la configuració electrònica de l’àtom i permiteix l’ordenament dels elements químics de la taula periòdica. És el DNI dels àtoms.
En un àtom no alterat, el nombre atòmic és igual que el nombre d’electrons, i per tant, la càrrega elèctrica serà igual que 0. S’indica amb un subíndex situat a l’esquerra de l’element.
Z= nº de protons

Nombre màssic:
Indica el nombre de partícules presents al nucli, és a dir, expressa la suma del nombre de protons i de neutrons. El nombre màssic s’indica amb un superíndex situat a l’esquerra del símbol, sobre el nombre atòmic.
A=nº de protons + nº de neutrons
A=Z+N
Per conèixer el nombre de neutrons N, haurem de fer : N= A – Z
Quan representam un àtom, ho fem utilitzant el símbol del seu element , i aquests dos nombres Z i A, de la següent forma :

Els isòtops
Segons Dalton tots els àtoms d’un mateix element eren iguals però es va descobrir que hi havia, per exemple, tres tipus d’hidrògens que tenien 3 masses diferents (proti, deuteri i triti). La teoria de Rutherford era capaç d’explicar aquest fenomen.  Però anem pas a pas:
Els isòtops d’un element químic són àtoms amb el mateix nombre atòmic però diferent nombre màssic. És a dir, els seus nuclis atòmics tenen el mateix nombre de protons però diferent nombre de neutrons. El nom ve del grec isos, mateix, i topos, lloc, degut al fet que ocupen el mateix lloc en la Taula periòdica dels elements.
Els isòtops d’un mateix element, tenen el mateix nombre atòmic, Z, però distint nombre màssic, A.

Per exemple, aquests són els principals isòtops de l’hidrogen;
1H o hidrogen-1 : hidrogen amb un protó i cap neutró, Z=1, A=1, també anomenat proti.
2H o hidrogen-2 : hidrogen amb un protó i un neutró, Z=1, A=2, també anomenat deuteri.
3H o hidrogen-3: hidrogen amb un protó i dos neutrons, Z=1, A=3, també anomenat triti.
Ions

3.7.2 Els límits de Rutherford
El model de Rutherford basat en principis de la mecànica clàssica, no podia explicar alguns fets que s’havien descobert:
Atès que la força atractiva de Coulomb proporciona la força centrípeta necessària per tal que l’electró es mantingui en òrbita, la teoria electromagnètica clàssica diu que l’àtom en aquestes condicions hauria de ser elèctricament inestable, ja que l’electró accelera quan es mou circularment i per tant irradia energia electromagnètica de freqüència igual a la del seu moviment. Així, l’electró que es mou al voltant del nucli aniria perdent energia i acabaria movent-se en espiral fins xocar contra el nucli de l’àtom, irradiant cap a l’exterior la seva energia.
Encara no es podia explicar que l’electró en el seu moviment pogués emetre qualsevol valor d’energia. Per tant, hi hauria una emissió contínua d’energia, que donaria un espectre continu.

3.8 Teoria atòmica de Bohr
El 1913, i només amb 28 anys, Niels Bohr, basant-se en el model del seu mestre Rutherford, s’atreví a establir-ne un de nou per a l’àtom d’hidrogen, un àtom amb un sol electró. Niels Bohr va resoldre les deficiències del model de Rutherford elaborant un model atòmic basat en unes consideracions prèvies i tres postulats que no va demostrar.
D’acord amb aquest model, l’electró de l’àtom d’hidrogen es mou sota la influència de l’atracció de Coulomb cap al nucli positiu d’acord amb la mecànica clàssica, la qual prediu òrbites circulars o elíptiques amb el centre de forces en un focus, tal com té lloc en el moviment dels planetes al voltant del Sol.
El model de l’àtom de Rutherford ja deixava clar la part referida al nucli. El nucli de l’àtom és molt petit i és on es concentra la càrrega positiva i gairebé tota la seva massa.
Els tres postulats es refereixen exclusivament a l’electró.
1. Primer postulat: L’electró, com a conseqüència de la força centrípeta produïda pel protó del nucli, gira al seu voltant en òrbites circulars ben definides sense emetre energia ni absorbir-ne, anomenades estats estacionaris. La radiació s’emet, només, quan l’electró efectua una transició d’una òrbita (estat estacionari) a una altra.
El segon postulat relaciona la freqüència de radiació amb les energies dels estats estacionaris.
2. Segon postulat: Només són permeses per l’electró aquelles òrbites circulars l’energia de les quals no pot tenir uns valors qualssevol, sinó uns certs valors quantitzats.
3. Tercer postulat: El pas d’un electró d’una òrbita a una altra provoca una emissió o absorció d’energia d’acord amb la diferència d’energia entre els dos nivells energètics.
Ho vorem més clar en el dibuix del marge.
a) Si un electró passa d’una òrbita de més energia a una de menys energia, aquest emet energia
b)Si un electró passa d’una òrbita de menys energia a una de més energia, aquest absorbeix energia
No gaire temps després de publicar-se aquest model, van aparèixer espectògrafs de poder resolutiu més gran i van posar de manifest que les línies espectrals estàven realment formades per diverses línies molt fines tal com havia predit Bohr.
3.8.1 Model de capes de Bohr: 1a configuració electrónica
Aixi, en l’àtom de Bohr s’assigna un nombre màxim d’electrons a cada nivell segons la proximitat al nucli (n=1, 2, 3, … ).
La regla bàsica es que en cada nivell hi cap un nombre màxim d’electrons: 2n²:
Fer la CONFIGURACIÓ ELECTRÒNICA d’un àtom, es distribuir els seus electrons en les diferents capes o nivells.
Però, com ja sabem, no a totes les capes hi caben el mateix nombre d’electrons. Per als 20 primers elements de la taula periòdica (fins el Calci inclòs, Z=20) a cada capa hi caben els següents electrons
1a capa = hi caben com a màxim 2 electrons.
2a capa = hi caben com a màxim 8 electrons.
3a capa = hi caben com a màxim 8 electrons.
4a capa = hi col·locam la resta d’electrons.
Per distribuir els electrons començam per la primera capa, quan està plena passam a la següent, quan esta plena passam a la següent i així successivament.
Exemples :
Fes la configuració electrònica del sodi (Na : Z = 11).
L’àtom de sodi té Z = 11, per tant té 11 electrons.
Configuració electrònica :
1a capa = 2  electrons.
2a capa = 8 electrons.
3a capa = 1 electró
Una forma abreviada de posar la configuració electrònica serà : 2 8 1
3.8.2 Els èxits i límits de Bohr
Bohr va explicar, en el seu model, les errades de Rutherford i també:
Explica la formació dels espectres discontinus.
Calcula la freqüència de cada una de les línies de l’espectre de l’H que coincideix amb el valor experimental.
Per un altra banda, el model atòmic de Bohr fallava en l’explicació numérica d’altres aspectes i en l’explicació de perquè els electrons tenien òrbites fixes en les quals no radiaven energia.
Les intuïcions de Bohr varen donar lloc al gran canvi en la Física ja que va ser el precursor de la Física Quàntica.
3.9 Teoria atòmica actual
En la segona década del segle XX es van produir una sèrie de descobriments científics que van canviar la forma de veure l’atom.
En apenes tres anys es van establir les bases del nou model mecànic quàntic gràcies a tres grans científics:
a) En 1924, Louis de Broglie, va postular que els electrons tenien un comportament dual d’ona i partícula. Qualsevol partícula que té massa i que es mou a certa velocitat, també es comporta com a ona.
b) El 1927, Werner Heisenberg, suggereix que és impossible conèixer amb exactitud la posició, el moment i l’energia d’un electró. D’això se’n diu “principi d’incertesa”
c) El 1927, Erwin Schrödinger, estableix una equació matemàtica que en ser resolta permet obtenir una funció d’ona (psi quadrat) anomenada orbital. Aquesta descriu probabilísticament el comportament d’un electró en l’àtom. Aquesta funció és anomenada densitat electrònica i indica la probabilitat de trobar un electró prop del nucli. La probabilitat és més gran com més propera al nucli i menor si ens allunyem del nucli. Amb aquesta teoria de Schrödinger queda establert que els electrons no giren en òrbites al voltant del nucli com el model de Bohr, sinó en volums l’entorn del nucli.
Això dona lloc a l’àtom mecano-quàntic i els seus orbitals. Anem a veure els tres primers (s, p i d):

En definitiva, l’àtom seria un núvol de probabilitat paregut a açó:

La configuració electrònica d’un àtom és la representació de com estan distribuïts els electrons en els diferents orbitals de l’àtom.
Per recordar d’ordre en què es van omplint els orbitals atòmics per ordre creixent d’energia, et propose memoritzar l’esquema de la figura. Les fletxes indiquen l’ordre en què es van omplint els orbitals d’un àtom neutre.

Carboni, C, (Z = 6): 1s2  2s2 2p2
Nitrogen, N(Z=7): 1s2 2s2 2p3
Oxigen ,(Z=8) 1s2  2s2  2p4
Fluor, F, (Z = 9): 1s2  2s2p5
Neó, Ne, (Z = 10): 1s2 2s2 2p6

Deixa un comentari

L'adreça electrònica no es publicarà. Els camps necessaris estan marcats amb *