STRUCTURA ATOMULUI

Atom - cea mai mică particulă a unui element care nu poate fi divizată prin metode chimice şi carepăstrează toate proprietăţile chimice ale elementului respectiv.

Atomul - formaţiune complexă: nucleu central dens (+) în jurul căruia gravitează electroni (-).

Nucleul - alcătuit din particule elementare numite nucleoni (protoni - încărcaţi pozitiv şi neutroni– neutri din punct de vedere electric).

Sarcinile electrice ale protonilor şi electronilor sunt diferite dar egale în valoare absolută în cazulatomilor neutri.

Cel mai simplu atom - H alcătuit din:► nucleu (+), compus dintr-un proton şi un neutron;► un electron (-)

Cel mai mare atom din natură – U (92 protoni,146 neutroni, 92 electroni).

Explicarea proprietățile atomilor - teoria structurii atomului, elaborându-se mai multe modeleatomice care s-au perfecționat în timp.

Modele atomice:►precuantice;

► cuantice.

A. Modelele atomice precuantice

Modelul Thomson (modelul atomic static, modelul cozonac cu stafide)- atomul are formă sferică, sarcina electrică pozitivă uniform distribuită în tot volumul iarelectronul, încărcat negativ, oscilează în interiorul atomului datorită câmpului electric carese creează.

Modelul Rutherford (modelul planetar)- atomii constau dintr-un nucleu central mic, dens, încărcat pozitiv înconjurat de electroni,

încărcaţi negativ, care se mişcă pe orbite circulare. Ideea existenţei nucleului central încare este concentrată aproape toată masa atomului şi a fost preluată de modeleleatomice ulterioare.

Ex: atomul de hidrogen constă dintr-un nucleu şi un electron; cele douăparticule încărcate cu sarcini diferite ar trebui să se atragă prin forţecoulombiene, într-un mod asemănător cu cel în care Soarele atragePământul prin forţa gravitaţională. Ca urmare, electronul, în mişcarea saîn jurul nucleului emite radiaţii, pierde continuu energie, în conformitate cuteoria electromagnetismului, iar traiectoria sa devine o spirală care arconduce la căderea electronului pe nucleu şi distrugerea acestuia dinurmă.Datele experimentale demonstrează că electronii nu emit radiaţii spontanşi continuu, infirmând această ipoteză.

Modelul este în contradicţie cu electrodinamicaclasică.

B. Modele atomice cuantice

Modelul atomic Bohr are la bază concepţia nucleară a atomului elaborată de Rutherford şi concepţiacuantică asupra emisiei radiaţiei electromagnetice elaborată de Max Planck. Prin teoria sa Bohrpresupune că:

► în stare staţionară (stare bine determinată în care atomii sau sistemele atomice se pot găsi timp îndelungat)electronii se mişcă pe orbite specifice presupuse circulare, permise, care au energii restricţionate laanumite valori, adică sunt cuantificate; energiile exacte ale orbitelor permise depind de atomul studiat; înmişcarea pe orbitele permise electronii nu emit şi nu absorb energie;

► când un electron face un salt de pe o orbită pe alta nu se aplică legile mecanicii clasice; diferenţa de energiedintre orbita cu rază mai mare şi cea cu rază mai mică este cedată sau acceptată prin intermediul uneisingure cuante de energie; nivelurile energetice spectrale corespund, conform teoriei lui Bohr, energieielectronului care se mişcă pe orbite cu raze din ce în ce mai mari;

► rangul orbitei este dat de numărul cuantic principal (n) care are valoarea cea mai mică egală cu 1. aceastăvaloare corespunde celei mai mici raze posibile cunoscută sub numele de raza Bohr şi explică de ceelectronul, în mişcarea sa, nu cade pe nucleu şi ca urmare atomii sunt stabili.

Modelul atomic Sommerfeld - dezvoltare a modelului atomic Bohr.Analizând spectrul atomului H, Sommerfeld constată că fiecare linie spectrală este formată din mai multe linii

foarte apropiate. Aceasta dovedeşte că în atom există mai multe niveluri energetice decât cele prevăzutede teoria lui Bohr. Sommerfeld a încercat să explice structura fină a liniilor spectrale admiţând căelectronul parcurge în jurul nucleului nu numai traiectorii circulare ci şi traiectorii eliptice.

Teoria mecanic-cuantică asupra structurii atomuluiModelele atomice anterioare nu au putut calcula intensitatea liniilor spectrale şi energia atomilor multielectronici.

Louis de Broglie a emis ideea dualităţii de comportare a microparticulelor. În mişcarea sa omicroparticulă (electronul), se comportă atât ca particulă cât şi ca undă.

Fiecărei particule i se asociază o undă cu λ invers proporţională cu masa (m) şi viteza particulei (v)

λ= h/mv, în care h - constanta lui Plank

Principiul de incertitudine al lui Heisenberg - elimină noţiunea de traiectorie a unei microparticule arătândcă este imposibil să se cunoască simultan atât poziţia cât şi viteza de deplasare a unei particule.

Schrödinger, având în vedere natura ondulatorie a microparticulelor, a tratat atomul ca un sistem deunde staţionare elaborând, pentru unda tridimensională asociată electronului, ecuaţia de undă a luiSchrödinger - ecuaţia fundamentală a mecanicii cuantice ce corelează caracteristicile de corpusculale electronului (E, m, v) cu cele ondulatorii (amplitudinea vibraţiei într-un punct caracterizat decoordonatele x, y, z).

Rezolvarea ecuaţiei lui Schrödinger dă probabilitatea de a găsi o particulă cum este electronul în învelişulelectronic şi conduce la o funcţie matematică numită funcţie de undă orbitală sau orbital.

În concluzie: în mecanica cuantică noţiunea de traiectorie a electronului este înlocuită cu noţiunea deprobabilitate de existenţă a electronului. Electronul este imaginat ca o particulă care se mişcă cuviteză foarte mare în spaţiul din jurul nucleului. Atomul este imaginat ca fiind format dintr-un nucleuînconjurat de un nor electronic (orbital) care nu are graniţe precise.

Fiecare orbital se poate descrie folosind 3 numere cuantice (n, l, m) şi fiecare electron folosind 4numere cuantice (n, l, m, ms).

Aceste 4 numere cuantice ale fiecărui electron definesc energia, orientarea în spaţiu şi interacţiunile posibile cualţi electroni.

n = număr cuantic principal (n=1,2,3,4,…….,n) – se referă la energia unui electron şi indică stratulelectronic care se află la aceeaşi distanţă medie faţă de nucleu. Energia electronilor creşte în sensulîndepărtării de nucleu astfel că cea mai mare energie o au electronii de pe ultimul strat. Electronii careaparţin aceluiaşi strat electronic au aceeaşi energie. Straturile electronice sunt reprezentate simbolicprin cifre sau litere ale alfabetului, în ordine crescătoare dinspre nucleu spre exterior:

n = 1 2 3 4 5 6 7K L M N O P Q

l = număr cuantic secundar (l=0, 1, 2, ……….n-1) – indică forma substraturilor. Electronii care auacelaşi număr cuantic secundar alcătuiesc un substrat. Orbitalii aceluiaşi substrat au energii egale.Diferenţa dintre aceştia constă în simetria în raport cu axele de coordonate. Subnivelurile energeticese desemnează prin simboluri:

Electronii cu l=0 - orbitali s; l=1 p; l=2 d; l=3 f;

Subnivelul s conţine un orbital, subnivelul p - 3 orbitali, subnivelul d - 5 orbitali, subnivelul f - 7 orbitali.Fiecare dintre orbitali poate să fie ocupat sau nu cu electroni. Energia creşte în ordinea:

s < p < d< f.

m = număr cuantic magnetic (poate lua 2l+1 valori care variază între –l şi +l) – indică poziţia orbiteielectronice într-un câmp magnetic, adică cele 2l+1 orientări posibile ale orbitelor electronilor într-uncâmp magnetic aplicat din exterior (perturbator) sau generat de alţi electroni. Este o mărimecuantificată şi ne arată unghiul de înclinare al orbitelor faţă de câmpul magnetic.

ms = număr cuantic de spin (ms=±1/2) – indică faptul că electronul se roteşte în jurul axei proprii. Înfuncţie de sensul de rotaţie numărul cuantic de spin are valorile –1/2 şi +1/2.

Orbitali atomici

Orbitalii reprezintă serii de funcţii de undă sau distribuţii ale probabilităţilor de existenţă a electronilor,rezultate în urma rezolvării ecuaţiei lui Schrödinger. Orbitalii au energie şi formă (distribuţie) diferite.

Orbitalii de tip s apar de la n ≥ 1 şi se caracterizează prin l = 0, m = 0. Orbitalii s au simetrie sferică.

În fiecare strat electronic va exista câte un orbital s cu diametru din ce în ce mai mare:

• n = 1, l = 0, m = 0 este orbitalul 1s;

• n = 2, l = 0, m = 0 este orbitalul 2s;

• n = 3, l = 0, m = 0 este orbitalul 3s etc.

Orbitali de tip p apar la n ≥ 2 şi sunt caracterizaţi de l = 1 şi m = ±1,0.În fiecare strat electronic există 3 orbitali p cu simetrie bilobară. Cei doi lobi ai fiecărui orbital p, care

reprezintă regiunile de probabilitate maximă de prezenţă a electronului, sunt situaţi de o parte şi dealta a nucleului având, prin urmare, un singur plan nodal. Convenţional, orbitalii p se notează înfuncţie de sistemul de axe x, y, z de-a lungul cărora se dirijează lobii.

Orbitalii de tip d apar la n ≥ 3 ; sunt caracterizaţi de l = 2 şi m = ± 1, ±2, 0, fiind în număr de 5. Orbitalii d au două planuri nodale care împart norul de electroni în patru secţiuni şi ca urmare prezintă structură tetralobară. Trei orbitali d sunt aşezaţi sub unghiuri de 45o faţă de axele de coordonate şi sunt notaţi dyz, dxz, dxy.

În cazul celorlalţi doi orbitali, probabilitatea de existenţă a electronilor este de-a lungul axelor de coordonate. Orbitalul dx2-y2 are probabilitatea de existenţă a electronilor de-a lungul axelor x şi y iar orbitalul dz2de-a lungul axei z.

Orbitalii f apar la n ≥ 4; sunt caracterizaţi de l = 3 şi m = ±1, ±2, ±3, 0, fiind în număr de şapte [fxyz, fx(z2-y2), fy(x2-z2), fz(x2-y2), fx3, fy3, fz3]. Structura lor este complicată deoarece aceşti orbitali au trei planuri nodale care trec prin nucleu şi au formă octalobară.

Ocuparea cu electroni a orbitalilor atomici - se realizează cu respectarea anumitor reguli:

Principiul ocupării succesive a orbitalilor cu electroni - orbitalii se ocupă cu electroni succesiv, înordinea crescătoare a energiei.

Stabilirea structurii electronice a elementelor nu ar pune probleme dacă succesiunea energetică asubstraturilor ar fi aceeaşi cu ordinea lor normală 1s 2s 2p 3s 3p etc. (aplicabilă pentru primele 3perioade).

Pentru nivelurile energetice superioare are loc o Întrepătrundere a substratelor din diferite straturi,proces care conduce la o succesiune diferită faţă de cea normală deoarece E4s<E3d; E5s<E4d,E6s<E5d şi 4f, astfel incat ordinea devine:

1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p ….

În general, un atom cu număr atomic Z are o configuraţie electronică identicăcu a elementului cu numărul atomic Z-1 de care diferă prin locul electronuluiadăugat ulterior numit electron distinctiv.

Principiul de excludere al lui Pauli - stabileşte repartiţia electronilor pe orbitali. Doi electroni dintr-unatom nu pot avea toate numerele cuantice identice (n, l, m, ms). Într-un orbital pot existamaximum 2 electroni cu spin opus care se numesc electroni cuplaţi.

Regula lui Hund se referă la modul de completare cu electroni a orbitalilor atomici. Fiecare orbital esteocupat succesiv mai întâi de un singur electron după care este completat cu cel de-aldoilea electron.

Ocuparea cu electroni a orbitalilor atomici se realizează în aşa fel încât energia întregului sistem să fieminimă.