I. ATOMUL. STRUCTURA ATOMULUI

RALUCA POP MIHAIELA ANDONI

MANUALE

Editura „Victor Babeş”

TIMIŞOARA 2021

Editura „Victor Babeş”

Piaţa Eftimie Murgu nr. 2, cam. 316, 300041 Timişoara Tel./ Fax 0256 495 210

e-mail: [email protected] www.umft.ro/editura

Director general: Prof. univ. emerit dr. Dan V. Poenaru

Referent ştiinţific: Conf. univ. dr. Codruţa Şoica

Colecţia: MANUALE

Indicativ CNCSIS: 324

© 2021 Toate drepturile asupra acestei ediţii sunt rezervate.

Reproducerea parţială sau integrală a textului, pe orice suport, fără acordul scris al autorilor este interzisă şi se va sancţiona conform legilor în vigoare.

ISBN 978-606-786-231-7

CUPRINS

Capitole Pagina

I. Atomul. Structura atomului 1

I.1. Nucleul atomic ... 2

I.2. Modele atomice ... 11

I.3. Configurația electronică ... 25

II. Proprietăți periodice ale elementelor 32 II.1. Proprietăți periodice fizice ... 35

II.2. Proprietăți periodice chimice ... 40

III. Legătura chimică 44 III.1. Legătura ionică ... 45

III.2. Structuri Lewis ... 47

III.3. Legătura covalentă ... 48

III.4. Legături intermoleculare ... 68

IV. Tipuri de reacții chimice 73 V. Calcule stoechiometrice 82 VI. Noțiuni de termodinamică chimică 88 VI.1. Echilibrul chimic ... 90

VII. Stări de agregare. Diagrama de echilibru a transformărilor de stare 93 VIII. Solidul cristalin 100 VIII.1. Legătura metalică ... 101

VIII.2. Structuri ionice ... 103

Bibliografie 109

I. ATOMUL. STRUCTURA ATOMULUI

I.1. NUCLEUL ATOMIC

Noțiuni de bază

- particule elementare

- număr atomic și număr de masă - radioactivitate

Scop

- determinarea compoziției nucleelor pe baza mărimilor Z și A - identificarea izotopilor, izotonilor și izobarilor

- calcularea masei atomice relative - predicția stabilității nuclizilor

- identificarea principalelor tipuri de dezintegrare nucleară

I.1.1. Structura nucleului atomic

Atomul reprezintă cea mai mică unitate constitutivă a materiei care are proprietățile unui element chimic. Atomul este alcătuit din nucleu (partea centrală, care conține protoni și neotroni) și învelișul electronic, alcătuit din electroni.

Principalele caracteristici ale nucleului atomic sunt următoarele:

 este plasat în centrul atomului, are formă sferică;

 reprezintă ≈99.9% din masa atomului;

 este caracterizat de următoarele mărimi: Z (număr atomic sau număr de ordine, reprezintă numărul de protoni din nucleu); N (număr de neutroni) și A (număr de masă, reprezintă numărul protonilor şi neutronilor din nucleu); A = Z + N;

 un nucleu complet caracterizat este cel pentru care se cunosc Z, N și A; se numește nuclid;

 particulele care alcătuiesc nucleul, protonii și neutronii, sunt numiți nucleoni;

 nucleul atomic determină identitatea atomului căruia îi corespunde.

! Într-un atom neutru, numărul protonilor (sarcini pozitive) este întotdeauna egal cu cel al electronilor (sarcini negative).

Particulele care alcătuiesc atomul sunt caracterizate prin numărul de masă și sarcina acestora.

Acestea sunt:

- protonul, particulă cu sarcină pozitivă (+1) și număr de masă A=1. Este simbolizat ca _𝟏^𝟏𝒑 sau

1𝐻

1 ;

- neutronul, particulă neutră și număr de masă A=1. Este simbolizat ca _𝟎^𝟏𝒏;

- electronul, particulă cu sarcină negativă (-1) și A=0. Este simbolizat ca _−𝟏^𝟎𝒆⁻.

Un nucleu al unui atom se poate simboliza astfel: ^𝐴_𝑍𝐸. Exemple: ¹²₆𝐶 ; ₂₀⁴²𝐶𝑎 ; ₃₅⁸⁰𝐵𝑟.

Structura atomului este redată în figura de mai jos:

Figura 1. Structura atomului [1]

Fie atomul de heliu, al cătui nuclid poate fi simbolizat ₂⁴𝐻𝑒. Nucleul acestuia conține 2 protoni și 2 neutroni, iar stratul electronic este populat cu 2 electroni. Reprezentarea grafică este redată în Figura 2:

Figura 2. Structura atomului de heliu [2]

În funcție de numărul atomic Z, nucleele pot fi împărțite în:

- ușoare: Z ≤ 20 - medii: 20 < Z ≤ 82 - grele: Z > 82

I.1.2. Izotopi, izotoni, izobari

Ținând cont de relațiile posibile între numărul atomic Z, numărul de neutroni N și numărul de masă A întâlnim următoarele specii: izotopi, izotoni și izobari.

Izotopii sunt nuclee care au același număr de protoni (același Z, deci aparțin aceluiași element chimic), dar au un număr diferit de neutroni.

Exemplu: izotopii oxigenului

Elementul chimic este definit ca specia de atomi identici -cu același număr de protoni, deci același număr atomic Z-, respectiv cu același număr de electroni în învelișul electronic. Un element chimic poate avea mai mulți izotopi, în funcție de numărul de neutroni din nucleu. În acest caz, masa atomică relativă a acestuia se calculează cu relația:

Masa atomică relativă = ∑ ^𝒂𝒊

𝟏𝟎𝟎∙ 𝑨_𝒊 ;

unde: ai – abundența relativă a izotopului i (%); Ai – numărul de masă al izotopului i.

Exemplu: clorul are doi izotopi, ³⁵Cl şi ³⁷Cl, care se găsesc în următoarele abundențe relative:

a ³⁵Cl = 75%; a ³⁷Cl = 25%

𝐴̅_𝐶𝑙 = 75

100∙ 35 + 25

100∙ 37 = 35.5

! Valorile abundenţelor relative ale diverșilor izotopi sunt determinate experimental și se găsesc tabelate în literatura de specialitate.

Izotonii sunt specii care au un număr diferit de protoni, dar au același număr de neutroni (același N).

Exemplu: ₁³𝐻 ș𝑖 𝐻𝑒.₂⁴

Izobarii sunt nuclee care au un număr diferit de protoni, un număr diferit de neutroni, dar au același număr de masă (același A).

Exemplu: ₁³𝐻 ș𝑖 𝐻𝑒₂³ ; nucleul de hidrogen are 1 proton și 2 neutroni, în timp ce nucleul de heliu are 2 protoni și 1 neutroni. Numărul de masă este identic pentru cele două specii, fiecare având 3 nucleoni.

I.1.3. Stabilitatea nucleelor

Un nucleu este considerat stabil dacă nu poate fi transformat fără un aport exterior de energie. Dacă se reprezintă grafic numărul de neutroni în funcție de numărul de protoni ai nucleelor stabile, se poate observa că toți acești izotopi stabili se încadrează într-o bandă îngustă numită bandă de stabilitate. În general, nucleele stabile ușoare au un număr de protoni și neutroni aproximativ egal. Nucleele stabile cu masă atomică mai mare au, de obicei, un număr de neutroni mai mare decât al protonilor; acest fapt se datorează apariției repulsiilor proton- proton, care necesită un număr mai mare de neutroni care să compenseze aceste forțe de repulsie.

Figura 3. Reprezentarea grafică N=f(Z); banda de stabilitate a nucleelor [3]

Dezintegrarea radioactivă

Transformarea spontană a unui nuclid instabil într-un altul este cunoscută sub numele de dezintegrare radioactivă. Nuclidul instabil se numește nuclidul părinte; nuclidul care rezultă din dezintegrare este cunoscut sub numele de nuclid fiică. Nuclidul fiică poate fi stabil sau se poate descompune în continuare.

Radiația produsă în timpul dezintegrării radioactive este de așa natură încât nucleul fiică se află mai aproape de banda de stabilitate decât nucleul părinte, deci locația unui nuclid în raport cu banda de stabilitate poate servi drept ghid pentru tipul de descompunere pe care îl va suferi.

I.1.4. Radioactivitatea

Desfășurarea reacțiilor chimice presupune modificări ale structurii electronice a atomilor participanți în reacție. Structura nucleului, numărul de protoni și neutroni ai atomilor implicați în reacție rămâne neschimbată. În schimb, chimia nucleară se ocupă cu studiul reacțiilor care implică modificări în structura nucleelor.

Tipuri de particule întâlnite în reacții nucleare - protoni și neutroni, componenții nucleului atomic - particule alfa: nuclee de heliu (₂⁴𝐻𝑒)

- particule _β: electroni (₋₁⁰𝑒⁻) - particule +β: pozitroni (₊₁⁰𝑒⁺) - radiații gamma (₀⁰𝛾)

! Razele gamma sunt radiații electromagnetice de lungime de undă scurtă, au energie mai mare decât razele X și se pot comporta ca particule în sensul dualității undă-particulă. Razele gamma sunt produse atunci când un nucleu suferă o tranziție de la o stare de energie mai mare la o stare de energie mai mică, similar cu modul în care un foton este produs printr-o tranziție electronică de la un nivel superior la unul de energie inferioară. Datorită diferențelor de energie mult mai mari dintre straturile de energie nucleară, razele gamma care emană dintr- un nucleu au energii care sunt de obicei de milioane de ori mai mari decât radiațiile electromagnetice care provin din tranzițiile electronice.

Astfel, putem întâlni următoarele tipuri de reacții de dezintegrare nucleară:

Emisie α: emisia unei particule α din nucleu.

𝒁𝑬

𝑨 →^𝑨−𝟒_𝒁−𝟐𝑬^′+ 𝑯𝒆_𝟐^𝟒

Are loc în principal în nucleele grele, cu Z > 82. Deoarece pierderea unei particule α dă un nuclid fiică cu un număr de masă cu patru unități mai mic și un număr atomic cu două unități mai mic decât cele ale nuclidului inițial, nuclidul fiică va avea un raport n:p mai mare decât nucleul părinte.

Emisie _β: emisia unui electron.

𝒁𝑬 →

𝑨 _𝒁+𝟏^𝑨𝑬^"+ 𝒆_−𝟏^{𝟎 −}

Dezintegrarea beta, care poate fi considerată ca fiind conversia unui neutron într-un proton și o particulă β, se observă la nuclizi cu un raport mare n:p. Astfel de nuclee se află deasupra benzii de stabilitate. Emisia unui electron nu modifică numărul de masă al nuclidului, dar crește numărul protonilor și scade numărul neutronilor acestuia. În consecință, raportul n:p este scăzut, iar nucleul fiică se află mai aproape de banda de stabilitate decât nucleul părinte.

Emisie +β: emisia unui pozitron din nucleu.

𝑍𝐸 →

𝐴 _𝑍−1^𝐴𝐸^′′′+ 𝑒₁^{0 +}

Emisia de pozitroni este observată pentru nuclizi în care raportul n:p este scăzut. Acești nuclizi se află sub banda de stabilitate. Dezintegrarea pozitronului este conversia unui proton într-un neutron cu emisia unui pozitron. Raportul n:p crește, iar nucleul fiică se află mai aproape de banda de stabilitate decât nucleul părinte.

Captură de electron (captură K): unul dintre electroni este capturat de către nucleu.

𝐸 + 𝑒₋₁^{0 −}

𝐴𝑍 → _𝑍−1^𝐴𝐸^′′′

Captarea electronilor are loc atunci când un electron din straturile electronice interacționează cu un proton și este transformat într-un neutron. Captarea electronilor are același efect asupra nucleului ca și emisia de pozitroni: numărul atomic este redus cu o unitate, iar numărul de masă nu se modifică. Acest lucru mărește raportul n:p, iar nucleul fiică se află mai aproape de banda de stabilitate decât nuclidul părinte. Este dificil de prezis dacă se produce captarea electronilor sau emisia de pozitroni. Alegerea se datorează în primul rând factorilor cinetici, fiind cel mai probabil să apară procesul care necesită o energie de activare mai mică.

Emisie γ: este observată atunci când un nuclid trece dintr-o stare excitată și apoi se descompune la starea sa fundamentală cu emisia unei raze γ, o cuantă de radiație electromagnetică de energie ridicată. Nu există nicio modificare a numărului de masă sau a numărului atomic într-o emisie de tip gamma.

Figura 4. Principalele tipuri de dezintegrare radioactivă în funcție de stabilitatea nucleelor [4]

Echilibrarea reacțiilor nucleare

O ecuație echilibrată/egalată a reacției nucleare indică faptul că există o rearanjare de particule subatomice în timpul unei astfel de reacții. Reacțiile nucleare respectă legile de conservare a materiei și sunt echilibrate în două moduri:

1. Suma numerelor de masă ale reactanților este egală cu suma numerelor de masă ale produșilor de reacție;

2. Suma numerelor atomice ale reactanților este egală cu suma numerelor atomice ale produșilor de reacție.

Figura 5. Descompunerea radioactivă de tip α și _β [5,6]

Emisia de tip α este specifică nucleelor grele, în timp ce emisia β se întâlnește atât la nucleele grele, cât și la cele ușoare.

Stabilizarea nucleelor uşoare

În cazul nucleelor ușoare, stabilitatea acestora se determină astfel:

• Dacă Z este nr. par, este stabil izotopul cu A = 2·Z

• Dacă Z este nr. impar, este stabil izotopul cu A = 2·Z + 1

Nucleele ușoare pot fi cu exces de neutroni (au un număr mai mare de neutroni decât izotopul stabil) sau cu deficit de neutroni (au un număr mai mic de neutroni decât izotopul stabil).

Nuclee cu exces de neutroni: _𝟎^𝟏𝒏→ 𝒑_𝟏^𝟏 +_−𝟏^𝟎𝒆⁻ (emisie _β) Nuclee cu deficit de neutroni: _𝟏^𝟏𝒑→_𝟎^𝟏𝒏 + 𝒆_𝟏^{𝟎 +} (emisie +β)

𝟏𝒑

𝟏 + 𝒆_−𝟏^{𝟎 −} → _𝟎^𝟏𝒏 (captura K) Exemple:

6𝐶

14 → 𝑁¹⁴₇ + ₋₁⁰𝑒⁻ (emisie _β)

11𝑁𝑎

22 → ¹²₁₀𝑁𝑒 + 𝑒₁^{0 +} (emisie +β)

11𝑁𝑎

22 + 𝑒₋₁^{0 −} → ₁₀¹²𝑁𝑒 (captura K)

Stabilizarea nucleelor grele

Nucleele cu număr atomic Z > 82 sunt instabile. Aceste nuclee se dezintegrează pentru a forma noi nuclee (prin emisii α și β)→ radioactivitate naturală.

90𝑇ℎ

232 → ²²⁸₈₈𝑅𝑎 + 𝐻𝑒₂⁴

90𝑇ℎ

232 → ²³²₉₁𝑃𝑎+ ₋₁⁰𝑒⁻

Serii (familii) radioactive

Izotopii radioactivi naturali ai elementelor cu număr atomic mare trec printr-o serie de dezintegrări succesive, iar toate speciile din această serie constituie o familie radioactivă sau o serie de dezintegrare radioactivă. Trei dintre aceste serii includ majoritatea elementelor radioactive natural ale tabelului periodic. Acestea sunt seria uraniului, seria actinidelor și seria toriului. Seria neptuniului este o serie de dezintegrare artificală, cu perioade de înjumătățire mici ale speciilor implicate. Fiecare serie este caracterizată de un cap de serie care are un timp de înjumătățire mare și o serie de nuclizi fiice care duc în cele din urmă la un produs final stabil - adică un nuclid care se găsește pe banda de stabilitate.

O serie radioactivă constă în emisii succesive α și _β ale unui nuclid instabil; toate elementele care se formează prin dezintegrarea succesivă a primului termen al seriei formează o familie radioactivă, ultimul termen al seriei fiind întotdeauna un nuclid stabil.

Cele patru serii radioactive sunt: (4n+0), (4n+1), (4n+2), (4n+3).

Seria Cap de serie Termen final

4n + 0 ²³²Th ²⁰⁸Pb

*4n + 1 ²³⁷Np ²⁰⁹Bi

4n + 2 ²³⁸U ²⁰⁶Pb

4n + 3 ²³⁵U ²⁰⁷Pb

* serie artificială

! Nucleele din cadrul unei serii se caracterizează prin aceeași valoare a numărului de masa A față de numărul 4: A = 4n + a, în care a este restul împărțirii lui A la 4.

I.2. MODELE ATOMICE

Evoluția modelelor atomice [7]

Noțiuni de bază

- natura electronului; dualitatea undă-particulă - numere cuantice

- orbitali atomici

Scop

- cunoașterea caracteristicilor diverselor modele atomice

- cunoașterea semnificației numerelor cuantice și utilizarea acestora pentru caracterizarea orbitalilor atomici

- cunoașterea principalelor caracteristici ale orbitalilor atomici

I.2.1. Spectre atomice. Modelul atomic al lui Bohr

Atunci când un curent electric este trecut printr-un gaz într-o incintă vidată la presiuni scăzute, lumina pe care gazul o emite poate fi dispersată de o prismă în mai multe linii distincte (spectru de emisie). Aceste linii pot fi înregistrate, iar lungimea de undă a luminii care a dus la apariția liniilor poate fi calculată.

În mod similar, dacă se trece un fascicul de lumină albă (care conține o distribuție continuă a lungimilor de undă) printr-un gaz se va putea analiza fasciculul care apare. Se constată că doar anumite lungimi de undă au fost absorbite. Fiecare linie spectrală corespunde unei anumite lungimi de undă a luminii și deci unei cantități specifice de energie care este fie absorbită, fie emisă. Un atom al fiecărui element afișează propriul set caracteristic de linii în spectrul său de emisie sau absorbție. Aceste spectre pot servi ca „amprente digitale” care permit identificarea diferitelor elemente prezente într-un eșantion, chiar și în cantități mici.

Spectrul de emisie al hidrogenului a fost obținut prin trecerea curentului electric prin hidrogen gazos la presiuni foarte mici. La sfârșitul secolului al XIX-lea, J. Balmer și J. Rydberg au arătat că lungimile de undă ale diferitelor linii din spectrul hidrogenului pot fi corelate printr-o ecuație matematică:

𝝂̅ =^𝟏_𝝀= 𝑹 (_𝒏^𝟏

𝟏𝟐−_𝒏^𝟏

𝟐𝟐);

unde n sunt numere întregi pozitive, iar n1 este mai mic decât n2.

Ecuația Balmer-Rydberg este o ecuație empirică. În 1913, Niels Bohr a formulat ecuațiile care descriu electronul unui atom de hidrogen rotindu-se pe orbite circulare în jurul nucleului.

Totodată, a formulat ipoteza că energia electronică este cuantificată; adică sunt posibile doar anumite valori ale energiei. Acest lucru l-a determinat să sugereze că electronii se găsesc doar pe anumite orbite discrete și că absorb sau emit energie în cantități discrete pe măsură ce se deplasează de pe o orbită pe alta.

Fiecare orbită corespunde astfel unui nivel de energie definit pentru electron. Când un electron se deplasează de pe un nivel inferior pe unul superior, acesta absoarbe o anumită cantitate de energie. Atunci când electronul revine la nivelul inițial de energie, acesta emite exact aceeași cantitate de energie pe care a absorbit-o în tranziția de la nivelul inferior la cel superior.

Valorile n1 și n2 în ecuația Balmer-Rydberg corespund nivelului inferior, respectiv superior, al acestor tranziții electronice.

Sumarizând, putem spune că modelul atomic Bohr, propus pentru atomul de hidrogen, se bazează pe următoarele ipoteze:

• Electronul se rotește în jurul nucleului în orbite circulare;

• Energia unui electron într-o orbită este direct proporțională cu distanța față de nucleu.

Cu cât electronul se află la o distanță mai mare față de nucleu, cu atât va avea o energie mai mare;

• Există un număr limitat de orbite permise, de o anumită energie (multiplă a constantei Planck);

• Deplasarea unui electron de pe o orbită inferioară pe una superioară se face cu absorbție de energie; deplasarea electronului de pe o orbită superioară pe una inferioară are loc cu emisie de energie;

• Energia emisă sau absorbită va fi exact egală cu diferența dintre energiile orbitelor.

Figura 6. Ilustrarea grafică a modelului atomic Bohr [8]

Astfel, au fost formulate următoarele două postulate:

Postulat 1

Electronul se roteşte în jurul nucleului numai pe anumite orbite circulare permise, fără a emite sau a absorbi energie.

Postulat 2

Un atom emite sau absoarbe radiaţie electromagnetică doar la trecerea dintr-o stare staţionară în alta. Energia pe care o primeşte sau o cedează este egală cu diferenţa dintre energiile celor două nivele între care are loc tranziţia.

Radiaţia emisă sau absorbită are frecvenţa dată de relaţia:

2 1

n n

h   E  E

h – constanta Planck; h = 6.626 x 10^-34 J∙s ν = frecvenţa radiaţiei emise/absorbite;

En1, En2 = energiile stărilor staţionare între care are loc tranziţia Raza unei orbite electronice este dată de:

2 1 n

r n r

 Z 

n – numărul stratului electronic Z – număr atomic

r1 – raza primei orbite permise (r1 = 0.53Å) Viteza electronului pe o orbită:

1 n

v Z v

  n

v1 = viteza electronului pe prima orbită Bohr în atomul de hidrogen (v1 = 2.2 ∙ 10⁶ m/s) Energia electronului aflat pe o orbită n:

2 2 1 n

E Z E

  n 

E1 – energia electronului aflat pe prima orbită în atomul de hidrogen (E1 = -13.6 eV)

Figura 7. Serii spectrale [9]

Spectrul de emisie al atomului de hidrogen este împărțit într-un număr de serii spectrale, cu număr de undă dat de formula anterioară (Rydberg). Acestea se datorează deplasării electronilor între două niveluri energetice din atom (nf → ni).

Tranzițiile electronice au fost împărțite în mai multe serii spectrale: Lyman, Balmer, Paschen, Brackett, Pfund, Humphrey.

Fiecare serie spectrală este alcătuită din mai multe linii, numite linii spectrale:

Δn = nf – ni = 1 → linia α Δn = nf – ni = 2 → linia β Δn = nf – ni = 3 → linia γ Δn = nf – ni = 4 → linia δ Δn = nf – ni = 5 → linia ε

Figura 8. Spectrul atomului de hidrogen [10]

Modelul atomic Bohr-Sommerfeld

Modificarea adusă de Sommerfeld modelului atomic Bohr poate fi rezumată astfel: electronii se găsesc pe orbite eliptice în jurul nucleului (nu în orbite circulare).

Figura 9. Reprezentarea grafică a modelului atomic Bohr-Sommerfeld [11]

I.2.2. Modelul atomic Schrödinger. Numere cuantice

Modelele care prezintă mișcarea electronilor în jurul nucleului (bazate pe principiile mecanicii clasice) permit explicarea unui număr limitat de proprietăți ale elementelor.

Mecanica cuantică -dezvoltată pe baza lucrărilor lui E. Schrödinger și W. Heisenberg- arată că diferitele fenomene atomice sunt determinate și de existența cuantelor.

Principiul mecanicii cuantice: în 1924, L. de Broglie enunță concepția potrivit căreia electronul are proprietăți atât de undă, cât și de particulă. Caracterul dual undă-particulă este exprimat prin relația în care lungimea de undă λ depinde de momentul mecanic m∙v:

λ = _𝑚𝑣^ℎ

Atunci când un electron se deplasează pe o orbită circulară în jurul nucleului, unda asociată acestuia se extinde în jurul orbitei.

Lungimea circumferinței orbitei (2πr) trebuie să fie un multiplu întreg al lungimii de undă a electronului, relația de mai jos reprezentând condiția de stabilitate a orbitelor electronice:

2πr =n∙λ = 𝑛_𝑚𝑣^ℎ

Această condiție de cuantificare a orbitelor electronice este identică cu postulatul lui Bohr.

Ecuația lui Schrödinger: H∙Ψ = E∙Ψ, unde:

H – operator hamiltonian; E – energie totală; Ψ (psi) – funcție de undă.

Soluţia ecuaţiei Schrödinger pentru orbitalii atomici poate fi exprimată sub formă de coordonate sferice: r, θ şi φ.

Pentru un punct (r, θ, φ), r – distanţa până la centrul nucleului,

θ – unghiul format cu axa z,

φ - unghiul format cu axa x în planul Oxy.

Soluția generală a ecuației lui Schrödinger are forma:

n,l,m = Rn,l(r)  Yl,m(,), unde:

n,l,m = soluţia ecuaţiei lui Schrödinger; reprezintă suprafaţa unde este cea mai mare probabilitate să se găsească electronul (altfel spus, reprezintă un orbital atomic)

Rn,l(r) = componenta radială Yl,m(,) = componenta angulară

Expresia componentei radiale a ecuației lui Schrödinger este:

,

( )  

r

l n

R

r    ct r   P r  

 e

l = număr cuantic secundar P(r) = polinom

 = numărul de suprafeţe nodale interioare

 = n – l - 1

Definiție: Plan nodal (suprafață nodală) – regiunea în care densitatea electronică este ≈ 0 (cea mai scăzută probabilitate de a găsi un electron)

Suprafețele nodale pot fi:

- Interioare: numărul acestora se calculează cu formula β = n – l – 1 - Exterioare: în funcție de numărul cuantic orbital secundar l

Soluția ecuației Schrödinger pentru atomul de hidrogen duce la obținerea funcțiilor de undă, care descriu diferitele stări ale electronului din atomul de hidrogen. Fiecare dintre aceste stări posibile este descrisă prin patru numere cuantice. Aceste numere cuantice se pot folosi pentru a desemna aranjarea electronilor în atomi, așa-numitele configurații electronice. Aceste numere cuantice joacă un rol important în descrierea nivelelor de energie ale electronilor și a formei orbitalilor care descriu distribuția electronilor in spatiu.

!

Starea electronului în atom este determinată de următoarele patru numere cuantice:

n = număr cuantic principal, determină energia şi amplasarea straturilor electronice.

n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7

l = număr cuantic secundar (orbital). Numărul cuantic secundar arată forma regiunii din spațiu pe care o ocupă un electron. În cadrul unui strat electronic (definit de valoarea lui n, numărul cuantic principal) sunt posibile diferite niveluri secundare sau substraturi, fiecare cu o geometrie caracteristică. Un nivel este scindat în l subnivele notate cu s, p, d, f, corespunzător valorilor lui l.

l = 0 s l = 1 p l = 2 d l = 3 f

l = 0, 1, 2,...,(n-1)

Astfel, stratul electronic n=1 va conține doar un orbital de tip s, stratul 2 va conține orbitali s și p, iar stratul 3 va conține orbitali s, p și d.

m = număr cuantic magnetic; numărul cuantic magnetic m desemnează un anume orbital dintr- un substrat. Orbitalii dintr-un substrat diferă în ceea ce privește orientările lor în spațiu, dar au aceeași energie. În cadrul fiecărui substrat, m poate lua valori de la -l, …, 0, …, +l.

m =[-l,...., 0,..., +l]

s = număr cuantic de spin, caracterizează mişcarea de rotaţie a electronului în jurul axei proprii și orientarea câmpului magnetic produs de această rotație.

s = ½

Un set de valori ale numerelor cuantice n, l și m descriu un anumit orbital atomic. Fiecare orbital atomic poate fi ocupat de maximum doi electroni, unul de spin pozitiv, iar celălalt de spin negativ.

I.2.3. Orbitali atomici

Știm deja că fiecare electron al unui atom ocupă un orbital atomic definit de un set de numere cuantice n, l și m. În orice atom, fiecare orbital poate conține maximum doi electroni. În cadrul fiecărui atom, acești orbitali atomici pot fi reprezentați ca un nor difuz de electroni.

Stratul din care face parte fiecare orbital atomic este indicat de numărul cuantic principal n. După cum am văzut, numărul cuantic principal ia valori de la 1 până la 7. Valoarea n=1 descrie primul strat electronic, cel care este cel mai apropiat de nucleu și are energia cea mai mică. Straturile electronice succesive se află la distanțe din ce în ce mai mari de nucleu și sunt caracterizate de energii mai mari. De exemplu, stratul cu n=2 se găsește la o distanță mai mare față de nucleu comparativ cu primul strat și, de asemenea, are o energie mai mare decât acesta.

Orbitali atomici de tip s

Fiecare strat electronic conține un substrat de tip s (caracterizat de l=0) care este alcătuit dintr- un singur orbital atomic de tip s (caracterizat de m=0). Diferențierea între orbitalii atomici s din diferitele straturi electronice se face prin intermediul numărului cuantic principal n; astfel, 1s desemnează orbitalul din stratul electronic 1, 3s indică orbitalul s din cel de-al treilea strat electronic.

În orice strat principal există câte un orbital s; toți orbitalii s sunt de simetrie sferică.

 Numărul cuantic secundar l = 0 (n = 1, 2, 3, ..., 7)

 m poate lua (2l + 1) valori → când l este 0, m are 1 valoare (există un singur orbital s)

 Nu au plan nodal exterior

! Un orbital atomic de tip s este caracterizat de o simetrie sferică:

Figura 10. Orbitalul atomic s [12]

Ținând cont de forma sferică a orbitalilor atomici s putem spune că nu avem suprafețe nodale exterioare (acolo unde posibilitatea de a găsi un electron este nulă); în schimb, în funcție de stratul electronic în care se găsește orbitalul respectiv, apar suprafețe nodale interioare.

Figura 11. Suprafețe nodale interioare (exemple) [13]

Orbitali atomici p

Începând cu cel de-al doilea strat electronic, fiecare din cele șase straturi electronice va conține un substrat definit de l=1. Fiecare dintre aceste substraturi p constă dintr-un set de trei orbitali atomici p, care corespund celor trei valori permise ale lui m (-1, 0 și 1). Substraturile sunt denumite 2p, 3p, 4p ... pentru a indica straturile principale în care se găsesc. Un orbital de tip p este reprezentat prin doi lobi de dimensiuni egale, așezați perpendicular. Notațiile px, py și pz se referă la axa pe care situați cei doi lobi.

Densitatea electronică a acestor orbitali este maximă în două puncte opuse, situate de o parte și alta a nucleului. Din acest motiv, forma orbitalilor p este bilobară.

 Numărul cuantic secundar l = 1 (n = 2, 3, ..., 7)

 m are (2l + 1) valori → m are 3 valori (există 3 orbitali p: px, py, pz)

 1 plan nodal exterior (direcţionaţi, doi lobi simetrici faţă de nucleu)

Figura 12. Orbitalii atomici de tip p [14]

Un orbital atomic p are o singură suprafață nodală exterioară (situată la intersecția celor doi lobi).

Figura 13. Suprafața nodală exterioară a orbitalului p [15]

Orbitali atomici de tip d

Începând cu stratul n=3, fiecare strat principal are cinci orbitali d, de formă tetralobară. Orbitalul dz2 este simetric în raport cu axa z; orbitalul dx2-y2 are lobii îndreptați de-a lungul axelor x și y;

orbitalii dxy, dyz și dxz au lobii reprezentați între axele Oxy, Oyz și Oxz.

 Numărul cuantic secundar l = 2 (n = 3, ..., 7)

 m are (2l + 1) valori → m are 5 valori (există 5 orbitali d: dxy, dyz, dxz, dx2

-y2, dz2)

 2 planuri nodale exterioare (direcţionaţi, patru lobi simetrici faţă de nucleu)

Figura 14. Orbitalii atomici de tip d [16]

Orbitali atomici f

Începând cu n=4, fiecare strat principal conține șapte orbitali f (de formă și orientare complexe).

 Numărul cuantic secundar l = 3 (n = 4, ..., 7)

 m are (2l + 1) valori → m are 7 valori (există 7 orbitali atomici f)

Figura 15. Orbitalii atomici de tip f [17]

Sumarizând informațiile din modelele atomice prezentate, putem spune că:

 Învelişul electronic al atomului este o structură stratificată.

 Electronii care au acelaşi număr cuantic principal n formează un strat electronic.

 Fiecare strat electronic conţine n² orbitali.

 Fiecare strat electronic conţine 2n² electroni.

 Orbitalii care au o anumită valoare a lui n şi o anumită valoare a lui l formează substraturi electronice.

 Fiecare substrat este alcătuit din (2l+1) orbitali.

 Fiecare orbital conţine maximum 2 electroni.

 Orbitalii sunt caracterizaţi de 3 numere cuantice: n, l, m.

 Electronii sunt caracterizaţi de 4 numere cuantice: n, l, m, s.

De exemplu, pentru stratul electronic n=4 o să avem următoarea situație:

n=4 l m s Număr electroni

0 (s) 0 +1/2; -1/2 2

1 (p)

-1 +1/2; -1/2 6

0 +1/2; -1/2 +1 +1/2; -1/2

2 (d)

-2 +1/2; -1/2 10

-1 +1/2; -1/2 0 +1/2; -1/2 +1 +1/2; -1/2 +2 +1/2; -1/2

3 (f)

-3 +1/2; -1/2 14

-2 +1/2; -1/2 -1 +1/2; -1/2 0 +1/2; -1/2 +1 +1/2; -1/2 +2 +1/2; -1/2 +3 +1/2; -1/2

32 electroni

Figura 16. Reprezentarea grafică a orbitalilor atomici s, p, d, f[18]

I.3. CONFIGURAȚIA ELECTRONICĂ

Configurație electronică (atomul de hidrogen) [19]

Noțiuni de bază

- Orbitali atomici

- Regulile privind ocuparea orbitalilor atomici cu electroni

Scop

- Determinarea configurației electronice a unui element

- Corelarea poziției în tabelul periodic a unui element cu proprietățile acestuia

Energia electronilor din orbitalii atomici

Structura centrală a unui atom este nucleul, care este alcătuit din protoni și neutroni. Acest nucleu este înconjurat de electroni. Deși toți acești electroni au aceeași sarcină și aceeași masă, fiecare electron dintr-un atom are o cantitate diferită de energie. Electronii cu cea mai mică energie se găsesc cel mai aproape de nucleu, unde forța de atracție a nucleului încărcat pozitiv este cea mai mare. Electronii cu energie mai mare se găsesc în straturile aflate la distanță mai mare de nucleu.

Straturi electronice

Într-un atom, electronii sunt dispuși în niveluri de energie, sau straturi, în jurul nucleului unui atom. Electronii care se află în primul nivel de energie (nivelul de energie 1) sunt cei mai apropiați de nucleu și vor avea cea mai mică energie. Electronii mai îndepărtați de nucleu vor avea energie mai mare. Învelișul de electroni al unui atom poate găzdui 2n² electroni, unde n este numărul stratului electronic respectiv. De exemplu, primul strat poate fi ocupat de 2 electroni, cel de-al doilea strat poate găzdui 8 electroni, cel de-al treilea strat electronic poate fi ocupat cu 18 electroni, șamd.

Strat electronic Număr de electroni

1 2

2 8

3 18

4 32

... ...

De exemplu, fluorul are numărul atomic Z= 9, ceea ce înseamnă că un atom de fluor neutru are 9 electroni. Primii 2 electroni se găsesc în primul strat electronic, iar ceilalți 7 se găsesc în al doilea strat electronic.

!

Ocuparea cu electroni a învelișului electronic al atomilor respectă următoarele principii:

I. Principiul stabilității: în stare fundamentală electronii vor ocupa mai întâi nivelele energetice de energie minimă, deci cu stabilitatea cea mai mare.

II. Principiul excluziunii al lui Pauli: doi electroni dintr-un atom nu pot avea toate cele patru numere cuantice identice (într-un orbital există maximum doi electroni de spin opus).

III. Principiul multiplicității maxime (regula lui Hund): distribuția electronilor în orbitalii atomici de aceeași energie (degenerați) se face astfel încât numărul electronilor cu spin paralel (necuplați) să fie maxim.

I. Principiul stabilităţii (principiul ocupării cu electroni a subnivelelor energetice)

Ordonarea energetică a subnivelelor caracterizate de numerele cuantice n şi l este dată de regula sumei (n + l) minimă: energia subnivelelor creşte paralel cu valoarea sumei (n + l), iar la valori egale ale acestei sume, energie mai mică are subnivelul caracterizat de o valoare mai mică a numărului cuantic principal n.

Regula sumei (n + l) minime poate fi ilustrată de schema tablei de şah a lui Goldanski:

1s

2s

2p 3s

3p 4s

3d 4p 5s

4d 5p 6s

4f 5d 6p 7s

5f 6d 7p

Succesiunea ocupării substraturilor va fi: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f d 7p II. Principiul excluziunii al lui Pauli arată că un orbital atomic (n,l,m) poate fi ocupat de cel mult doi electroni având spinul opus, iar numărul maxim de electroni dintr-un nivel energetic n este limitat la:

1 2

2 

(2 l   1) 2 n

Altfel spus, într-un orbital există maximum doi electroni de spin opus.

Electronul de spin pozitiv (s= +1/2) este reprezentat prin ↑, iar electronul de spin negativ (s= -1/2) este reprezentat prin ↓.

III. Regula lui Hund stabileşte că pe orbitalii de acelaşi tip electronii se dispun în aşa fel încât suma numerelor cuantice magnetice (în modul) să fie maximă. In consecinţă, se populează iniţial fiecare orbital atomic al subnivelului cu câte un electron de acelaşi spin, iar după semiocupare se completează orbitalul atomic cu electronul de spin opus.

↑↓ ↑ ↑ corect 2p⁴

↑↓ ↑↓ greșit 2p⁴

↑↑ ↑ ↑ greșit 2p⁴

Altfel spus, regula lui Hund afirmă că:

Fiecare orbital dintr-un subnivel este ocupat cu câte un singur electron, apoi se completează cu electronul de spin contrar. Toți electronii din orbitalii ocupați individual au același spin (s= +1/2).

Explicația este următoarea:

1. Electronii sunt încărcați negativ și, ca urmare, se resping reciproc. Electronii tind să minimizeze repulsia electron-electron ocupând fiecare câte un orbital, decât împărțind un orbital cu un alt electron.

2. Electronii necuplați din orbitalii ocupați individual au același spin (pozitiv). Dacă toți electronii orbitează în aceeași direcție, se întâlnesc mai rar decât dacă unii dintre ei orbitează în direcții opuse.

De exemplu, să considerăm configurația electronică a oxigenului (ZO=8; 1s² 2s² 2p⁴): avem 2 electroni cuplați în orbitalul 1s, 2 electroni cuplați în orbitalul 2s, iar restul de 4 electroni vor fi așezați pe orbitalii 2p.

Respectând regula lui Hund, mai întâi se va așeza un electron cu spin pozitiv pe fiecare din cei trei orbitali p, iar cel de-al patrulea electron va avea spin negativ și va forma o pereche de electroni pe primul din cei trei orbitali p.

↑↓_ ↑__ ↑__ 2p⁴

Formularea configurației electronice se face astfel:

- Se indică numerele cuantice n și l; mai întâi se scrie numărul cuantic n, după care urmează numărul cuantic secundar l.

- Se notează, sub formă de exponent, numărul de electroni

Exemplu: configurația 1s²2s²2p⁵ arată că în atomul respectiv se găsesc doi electroni în orbitalul 1s, doi electroni în orbitalul 2s și cinci electroni în orbitalii 2p (in total 9 electroni, configurația electronică a atomului de fluor; ZF = 9)

Se pot distinge trei tipuri de configurații electronice:

1. Cele în care electronul distinctiv se află în stratul exterior, care poate conține 1-8 electroni.

Aceste elemente fac parte din grupele principale ale tabelului periodic.

ns¹ - grupa I principală ns² – grupa a II-a principală np¹ - grupa a III-a principală np² - grupa a IV-a principală np³ - grupa a V-a principală np⁴ - grupa a VI-a principală np⁵ - grupa a VII-a principală np⁶ - grupa a VIII-a principală

Configurația electronică a elementelor din grupa VIIIA fiind cea mai stabilă, elementele din grupele vecine tind să dobândească configurația de tip p⁶. Astfel, elementele grupelor VIIA, VIA și VA au tendința de a accepta 1, 2, respectiv 3 electroni pentru a trece la configurația stabilă a gazului rar din perioada respectivă (caracter electronegativ). Tot astfel se explică și caracterul electropozitiv al elementelor din grupele IA, IIA și IIIA, care au tendința de a ceda 1, 2 respectiv 3 electroni pentru a obține configurația stabilă a gazului rar din perioada precedentă.

2. Cele în care electronul distinctiv se găsește în penultimul strat (poate conține 9-18 electroni).

Aceste elemente fac parte din grupele secundare și alcătuiesc grupul metalelor tranziționale.

Configurațiile electronice ale acestor elemente sunt de tipul ns²(n-1)d^x; în ulțimul strat n se găsesc doi electroni, iar în penultimul strat (n-1) se pot găsi 1-10 electroni d.

3. Cele în care electronul distinctiv se găsește în antepenultimul strat (poate conține 19-32 electroni).

Aceste elemente formează grupa lantanidelor (parioada a 6-a) și grupa actinidelor (perioada a 7- a).

Scopul configurațiilor electronice

Când atomii intră în contact unul cu celălalt, mai întâi vor interacționa electronii exteriori ai acestor atomi (electronii de valență sau stratul de valență). Un atom este mai puțin stabil (și, prin urmare, mai reactiv) atunci când învelișul său de valență nu este complet ocupat. Electronii de valență sunt în mare parte responsabili pentru comportamentul chimic al unui element.

Elementele care au același număr de electroni de valență au deseori proprietăți chimice similare.

Configurațiile electronice pot prezice, de asemenea, stabilitatea. Un atom are cea mai mare stabilitate (și, prin urmare, este nereactiv) atunci când orbitalii săi sunt complet ocupați. Cele mai stabile configurații sunt cele care au niveluri complete de energie. Aceste configurații apar în gazele rare. Gazele rare (inerte sau nobile – grupa VIIIA) sunt elemente foarte stabile care nu reacționează ușor cu niciun alt element.

Pe baza configurației electronice a unui element se pot face predicții legate de reactivitatea acestuia. Astfel, un element este mai reactiv atunci când stratul electronic de valență este incomplet ocupat (va putea accepta/ceda electroni de la alți atomi pentru a-și asigura o configurație stabilă).

Proprietăți magnetice ale elementelor Diamagnetism și paramagnetism

De fiecare dată când doi electroni ocupă același orbital, numerele lor cuantice de spin trebuie să fie diferite. Ori de câte ori doi electroni sunt cuplați, ei sunt electroni diamagnetici. Atomii cu toți electronii diamagnetici sunt numiți atomi diamagnetici.

Un electron paramagnetic este un electron neîmperecheat/necuplat. Un atom este considerat paramagnetic dacă are chiar și un singur orbital ocupat cu un singur electron. Un atom poate conține zece electroni diamagnetici, dar atâta timp cât are și un electron paramagnetic, este considerat în continuare un atom paramagnetic.

Atomii diamagnetici resping câmpurile magnetice. Electronii necuplați ai atomilor paramagnetici se realinizează ca răspuns la câmpurile magnetice externe și, prin urmare, sunt atrași de câmpul magnetic.

Diamagnetism

De fiecare dată când doi electroni se află în același orbital, numerele lor cuantice de spin trebuie să fie diferite. Cu alte cuvinte, unul dintre electroni trebuie să fie de spin pozitiv, cu s = + 1/2, în timp ce celălalt electron este cu spin negativ, s = -1/2. Acest lucru este important atunci când vine vorba de determinarea spinului total al electronilor într-un orbital. Pentru a decide dacă spinul electronilor se anulează, se adună numerele lor cuantice de spin. Ori de câte ori doi electroni sunt împerecheați într-un orbital sau spinul lor total este 0, ei sunt numiți electroni diamagnetici.

Spinul electronilor este foarte important în determinarea proprietăților magnetice ale unui atom.

Dacă toți electronii dintr-un atom sunt împerecheați și împart un orbital cu un alt electron, atunci spinul total din fiecare orbital este zero și atomul este diamagnetic.

Paramagnetism

Electronii necuplați dintr-un orbital se numesc electroni paramagnetici. Prin urmare, un atom este considerat a fi paramagnetic atunci când conține cel puțin un electron paramagnetic. Așa cum am mai precizat, un atom poate avea 10 electroni (diamagnetici) împerecheați, dar atâta timp cât are și un electron necuplat (paramagnetic), este considerat un atom paramagnetic.

II. PROPRIETĂȚI PERIODICE ALE ELEMENTELOR

Noțiuni de bază - Raza atomică - Energia de ionizare

- Afinitatea pentru electron - Valența față de hidrogen - Valența față de oxigen

Scop

- Cunoașterea noțiunii de periodicitate

- Evaluarea caracterului metalic/nemetalic al unui element

Tabelul periodic al elementelor

Formularea actuală a sistemului periodic al elementelor se datorează dezvoltării de-a lungul timpului a următoarelor idei fundamentale:

- Necesitatea găsirii unei clasificări naturale a elementelor chimice

- Existența unei mărimi fundamentale, caracteristică fiecărui element, și comportarea chimică a elementuluii respectiv

- Recunoașterea periodicității elementelor în funcție de această mărime fundamentală.

Legea periodicității a cunoscut două formulări. Prima aparține lui Mendeleev (sec. XIX) și este formulată astfel: proprietățile fizice și chimice ale elementelor se repetă periodic, în funcție de masele lor atomice. Moseley (sec. XX) a reformulat legea periodicității: proprietățile elementelor chimice sunt funcții periodice ale numărului atomic Z.

Tabelul periodic este alcătuit din 18 grupe –coloanele verticale- (8 grupe principale și 10 grupe secundare) și 7 perioade (rândurile orizontale).

Perioada 1: se găsesc doar 2 elemente, hidrogen (H ) și heliu (He).

Perioada a 2-a: conține 8 elemente (elemente din grupele principale), de la litiu (Li) → neon (Ne).

Perioada a 3-a: conține 8 elemente (elemente din grupele principale), de la sodiu (Na) → argon (Ar).

Perioada a 4-a: conține 18 elemente (elemente din grupele principale și secundare), de la potasiu (K) → kripton (Kr).

Perioada a 5-a: conține 18 elemente (elemente din grupele principale și secundare), de la rubidiu (Rb) → xenon (Xe).

Perioada a 6-a: conține 32 elemente (dintre care 14 sunt lantanide), de la cesiu (Cs) → radon (Rn).

Perioada a 7-a: conține 32 elemente (dintre care 14 sunt actinide), de la franciu (Fr) → oganesson (Og) (Og- element sintetizat).

Observații

 Grupele tabelului periodic conțin elemente care au aceeași configurație electronică a stratului de valență, având proprietăți fizice și chimice asemănătoare.

 Strat de valență: stratul electronic ocupat cu electroni cel mai îndepărtat de nucleu.

 Electroni de valență: electronii din stratul de valență.

 Pentru elementele din grupele 1-12, numărul grupei corespunde numărului electronilor de valență.

 Pentru elementele din grupele 13-18, numărul de electroni de valență se calculează prin diferența (numărul grupei – 10).

 Electronii de valență ai unui element din grupele principale sunt electronii din substraturile ns np (unde n este cel mai mare număr cuantic principal al configurației electronice a elementului respectiv)

 Electronii de valență ai unui element din grupele secundare sunt electronii din substraturile ns (n-1)d (unde n este cel mai mare număr cuantic principal al configurației electronice a elementului respectiv)

În tabelul periodic, elementele sunt aranjate în blocuri s, p, d și f în funcție de tipurile de orbitali atomici ai ultimului substrat. De asemenea, grupele primesc notația „A” și „B”. Grupele A conțin elemente în care ultimul substrat este de tip sau p. Grupurile B sunt cele în care există unul sau doi electroni în orbitalul s al ultimului strat electronic, iar orbitalii din stratul electronic anterior sunt parțial sau complet ocupați.

Litiul, sodiul și potasiul, elemente din grupa IA, au un singur electron în orbitalul lor exterior (configurație electronică a ultimului substrat de tip ns¹). Beriliul și magneziul, din grupa IIA, au doi electroni în stratul electronic exterior, ns², în timp ce borul și aluminiul (grupa IIIA) au trei electroni în stratul exterior, ns²np¹.

II.1. Proprietăți periodice fizice ale elementelor

Proprietăţi fizice periodice ale elementelor sunt:

1. Raza atomică și raza ionică 2. Energia de ionizare

3. Afinitatea pentru electron 1. Raza atomică

Raza atomică a unui element se calculează ca fiind jumătatea distanței dintre nucleele a doi atomi vecini și identici.

Razele atomice cresc în grupă cu creşterea numărului de ordine şi scad în perioadă cu creşterea numărului de ordine.

Raza ionică

• Raza anionică (întotdeauna mai mare dacât raza atomului din care provine)

• Raza cationică (întotdeauna mai mica decât raza atomului din care provine)

Într-o serie izoelectronică, razele ionice scad odată cu creşterea sarcinii ionului:

𝒓_𝑿^𝟑− > 𝒓_𝑿^𝟐− > 𝒓_𝑿⁻ > 𝒓_𝑿 > 𝒓_𝑿⁺ > 𝒓_𝑿^𝟐+ > 𝒓_𝑿^𝟑+

Figura 17. Razele atomilor neutri, cationilor și anionilor elementelor din grupele IA, IIA, IIIA, VIA, VIIA [20]

Cationul, care este un ion cu o sarcină pozitivă, are prin definiție mai puțini electroni decât protoni. Pierderea unui electron va avea drept consecință o modificare a razei atomice în comparație cu atomul neutru. Astfel, va avea loc o scădere a dimensiunii atomice, deoarece acum există mai puțini electroni pe care protonii trebuie să îi atragă înspre nucleu și va avea ca rezultat o atracție mai puternică a electronilor.

Un anion, pe de altă parte, va avea o dimensiune mai mare decât cea a atomului neutru (din cauza electronului/electronilor suplimentari). Numărul mai mare de electroni exteriori va determina o forță de atracție mai scăzută a nucleului, implicit și o creștere a razei.

Notație H⁺ H H^-

Clasificare cation atom neutru anion

Număr de protoni

1 1 1

Număr de electroni

0 1 2

Sarcină +1 0 -1

2. Energia de ionizare reprezintă energia minimă consumată la îndepărtarea unui electron dintr- un atom în fază gazoasă: [59]

E  E⁺ + e^-; E1(eV)

 cea mai mare energie de ionizare o au elementele cu configuraţii stabile (gazele rare)

 cea mai mică energie de ionizare o au metalele alcaline

Excepții: EI (IIIA) < EI (IIA) și EI (VIA) < EI (VA) (datorate stabilității substraturilor s² (IIA) și p³ (VA))

! Energia de ionizare crește odată cu creșterea sarcinii nucleare efective Zef.

Efectul de ecranare și sarcina nucleară efectivă

Efectul de ecranare, aproximat prin sarcina nucleară efectivă, se datorează electronilor interiori care se interpun între electronii de valență și nucleu.

Efectul de ecranare descrie scăderea forței de atracție dintre un electron și nucleu în orice atom cu mai mult de un strat electronic. Cu cât sunt mai multe straturi electronice, cu atât este mai mare efectul de ecranare asupra electronilor exteriori. În atomul de hidrogen, care are doar un electron, forța netă asupra electronului este la fel de mare ca atracția electrică din nucleu. Cu toate acestea, atunci când sunt implicați mai mulți electroni, asupra fiecărui electron (din stratul n) se exercită nu numai atracția electromagnetică din nucleul încărcat pozitiv, ci și forțele de respingere de la alți electroni din straturile electronice 1→(n-1). Acest lucru face ca forța electrostatică netă asupra electronilor din straturile exterioare să fie semnificativ mai mică. Prin urmare, acești electroni nu sunt legați la fel de puternic ca electronii mai apropiați de nucleu.

! Efectul de ecranare explică de ce electronii stratului de valență sunt mai ușor de îndepărtat dintr-un atom.

Calculul sarcinii nucleare efective (Zef)

• Într-un atom, nucleul acestuia (sarcină pozitivă) manifestă o forță de atracție electrostatică față de straturile electronice (sarcină negativă).

• În cazul atomilor cu mai mulți electroni, straturile electronice interioare “ecranează” forța de atracție electrostatică exercitată de nucleu asupra electronilor din stratul de valență.

• În acest caz, sarcina nucleară pozitivă care se manifestă asupra electronilor este sarcina nucleară efectivă Zef:

Zef = Z – σ (σ – constantă de ecranare)

Calculul constantei de ecranare (σ)

- se bazează pe regulile formulate de Slater

1. Se scrie configurația electronică a elementului pentru care se calculează Zef.

2. Se scrie configurația electronică sub următoarea formă (electronii din substraturile s și p se consideră ca făcând parte din același grup):

(1s) (2s, 2p) (3s, 3p) (3d) (4s, 4p) (4d) (4f) (5s, 5p) . . .

3. Se identifică substratul din care face electronul distinctiv și se ignoră toate substraturile exterioare (aflate la dreapta substratului respectiv).

4. Dacă electronul distinctiv se găsește într-un orbital s sau p se ține cont de următoarele reguli:

- Electronii din același substrat contribuie la ecranare cu 0.35, excepție electronii din 1s, care ecranează cu 0.30;

- Electronii din substratul (n-1) ecranează cu 0.85;

- Electronii din substraturile mai îndepărtate de (n-1) ecranează cu 1.0

5. Dacă electronul distinctiv se găsește într-un orbital d sau f se ține cont de următoarele reguli:

- Electronii din același substrat contribuie la ecranare cu 0.35;

- Electronii din toate straturile anterioare ecranează cu 1.0 Electron Alți electroni din

aceeași grupă

Electronii din (ns np)

Electronii din grupe cu număr

cuantic (n-1)

Electronii din grupe cu număr cuantic <

(n-1)

[1s] 0.30 - - -

[ns, np] 0.35 - 0.85 1

[nd] sau [nf] 0.35 1 1 1

3. Afinitatea pentru electron (Ae) reprezintă energia degajată sau absorbită la acceptarea unui electron în stratul de valenţă şi transformarea unui atom în ion negativ: [59]

E + e^-  E^-

În cadrul aceleiași perioade, afinitatea pentru electron crește odată cu creșterea lui Z.

În cadrul aceleiași grupe, afinitatea pentru electron crește odată cu scăderea lui Z.

II.2. Proprietăți periodice chimice ale elementelor

1. Caracterul metalic (electropozitiv) [59]

Caracterul electrochimic reprezintă proprietatea elementelor de a accepta sau ceda electroni, transformându-se în ioni (anioni, respectiv cationi) și variază periodic.

Caracterul electropozitiv (metalic) al elementelor subliniază tendința acestora de a ceda electroni, formând ioni pozitivi.

- Crește odată cu scăderea energiei de ionizare

- Crește în grupă de sus în jos (o dată cu creșterea lui Z) și în perioadă de la dreapta la stânga (odată cu scăderea lui Z și a numărului de electroni cedați).

- Astfel, cel mai pronunțat caracter metalic (electropozitiv) îl vor avea elementele din grupa 1 (IA), respectiv din perioadele mari.

Metalele sunt ordonate în sensul descrescător al caracterului electropozitiv în seria activităţii metalelor, în care tendinţa atomilor metalici de a ceda electroni este comparată folosind drept etalon tendinţa atomului de hidrogen de ceda electroni:

! Un caracter electropozitiv pronunțat determină o reactivitate chimică mai mare metalului respectiv.

2. Caracterul electronegativ (nemetalic) al elementelor subliniază tendința acestora de a accepta electroni, formând ioni negativi.

- Crește odată cu creșterea afinității pentru electron;

- Crește în grupă de jos în sus (o dată cu scăderea lui Z) și în perioadă de la stânga la dreapta (odată cu creșterea lui Z și a numărului de electroni acceptați).

- cel mai pronunțat caracter nemetalic (electronegativ) îl vor avea elementele din grupa 17 (VIIA), respectiv din perioadele mici.

Astfel, fiecare perioadă începe cu un element cu caracter metalic pronunțat și se încheie cu un element cu caracter puternic nemetalic (făcând excepție de gazele rare). Ca urmare, metalele se găsesc așezate în grupele principale spre partea din stânga jos a tabelului periodic, iar nemetalele sunt așezate în grupele principale, în partea din dreapta sus a sistemului periodic.

 Observație 1: grupele secundare sunt alcătuite exclusiv din metale.

 Observație 2: cu cât două elemente sunt mai opuse din punct de vedere al caracterului electrochimic (cu cât sunt mai îndepărtate între ele în sistemul periodic), cu atât este mai mare tendința acestora de a forma combinații chimice.

Periodicitatea proprietăților chimice se manifestă în compoziția combinațiilor chimice, unde hotărâtoare sunt valențele (stările de oxidare) ale elementelor participante.

3. Valența maximă față de oxigen

Valența maximă față de oxigen a elementelor este aceeași în cadrul aceleiași grupe a sistemului periodic; ea este egală cu numărul grupei și crește de 1 (elementele grupei IA) până la 7 (elementele grupei VIIA). Gazele rare (elementele grupei VIIIA) nu formează combinații cu oxigenul.

Grupa principală a tabelului periodic

IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA

Formula oxizilor superiori E2O EO E2O3 EO2 E2O5 EO3 E2O7 -