Introducere in chimie

Chimia are ca obiect studiul substantelor definite si fenomenele prin care acestea se schimba unele in altele.

Originea chimiei este atribuita Egiptului (dupa alte izvoare Chinei), etimologic fiind cert ca provine de la CHEMA care in limba veche egipteana inseamna nisipul aluvionar al Nilului (Egiptul insusi ca existenta)

Scopul cunoasterii in chimie (in stiinte in general) este stabilirea de legi si teorii (ipoteza si experimentul fiind primordiale in cercetare).

Multa vreme clasificarea elementelor a fost o ipoteza ,Mendeleev bazat pe un bogat material faptic, a emis legea periodicitatii proprietatilor fizice si chimice a elementelor.

Cercetarea stiintifica nu se reduce la stabilirea pe baza observatiei si experimentului de legi,cercetatorul bazandu-se pe argumnete logice, deductii matematice care implica un grad mare de abstractizare elaboreaza in final o teorie.Teoria explica unele fapte observate si permite prevederea altora.Spre deosebire de legi,teoriile evolueaza pe masura ce cunoasterea se perfectioneaza.

1.2.Modele atomice

Studiile descarcarilor electrice in gazele rarefiate,descoperirea radioactivitatii naturale,descoperirea radiatilor X si a particulelor subatomice (e ^- si p⁺)etc.,au impus revederea notiunii de atom.

Prima incercare de reprezentare sintetica a atomului a fost realizata de J.J. Thomson prin modelul "static" (cozonacul cu stafide).

Acest model nu a putut explica rezultatele experminetale obtinute de E. Rutherford si de aceea a fost inlocuit cu modelul "dinamic".

Acesta pe baza penetrarii particulelor (He²⁺) prin foite metalice,a elaborate modelul "planetar"(dinamic) al atomului,caruia ii corespunde o structura lacunara(fig.nr.1.1.)

Fig.nr.1.1 Modelul dinamic al atomului

Modelul propus de Rutherford contravine mecanicii clasice,deoarece electronul in miscare emite continuu energie si ar "cadea" in final in nucleu.

1.3.Modelul lui Bohr

Descoperirea spectrelor de linii ale atomilor a reprezentat un moment important in studiul atomului iar ulterior teoria cuantica a lui Plack a fost hotaratoare in aparitia unui nou model atomic.

Balmer a stabilit o relatie empirica pentru spectrul hidrogenului in vizibil:

n=3,4,5,6,7 pt

Ritz si Balmer au generalizat relatia pentru spectrul IR si UV

Z=numar de ordine al atomului

Valabilitatea teoriei cuantice a lui Plack a fost dovedita de Einstein care a aplicat-o pentru a explica efectul fotoelectric.

Toate acestea l-au condus la elaborarea unui model atomic pe N.Bohr care a mentinut de la Rutherford structura planetara (lacunara)a atomului , conditiile de echilibru (,dar pentru a explica stabilitatea atomului si discontinuitatea spectrelor, extinde teoria lui Planck () la atomul de hidrogen ,sintetizandu-si principiile sale asupra structurii cuantice a atomului in doua postulate:

Postulatul 1

Atomii neexcitati (in stare fundamentala)pot exista numai in anumite stari energetice determinate ,numite stari stationare, in care electronii se misca continuu pe traiectorii circulare denumite orbite stationare sau premise numai orbitelor pentru care momentul cinetic orbital este un multiplu intreg de cuante de actiune:

(1)

cuanta de actiune

n = numarul cunatic principal pentru cuantificarea momentului pentru traiectoria circulara

Postulatul 2

In atomii excitati au loc miscari discontinui ale electronilor,tranzitii electronice ,cu absorbtie sau emisie de energie radianta de o anumita frecventa,cuantificata:

Pe baza celor doua relatii (1) si (2) si o conditie de echilibru () Bohr calculeaza aceasta frecventa cuantificata:

; iar

Corelatia dintre liniile,seriile spectrale si tranzitiile electronului pe diferite niveluri energetice in atomul de hidrogen,conform modelului Bohr, este ilustrata in diagrama Grotrian,o reprezentare conventionala a nivelelor energetic,respective a termenilor spectrali.

Fig.nr.1.2. Diagrama Grotrian.Spectre de emisie.Linii spectrale

1.4.Concluzii

Importanta modelului Bohr consta in faptul ca a explicat unele rezultate experimentale cu privire la cuantificarea energiei atomului dar perfectionarea aparaturii spectrale a aratat ca in locul liniilor prevazute de Bohr apar grupe de linii foarte apropiate numite multipleti.Structura fina a liniilor spectrale nu putea fi prezentata prin variatia unui singur numar cuantic,

n - numar cuantic principal

Ulterior pentru a cuantifica energia pe orbite eliptice s-a introdus numar cunatic secundar l,numar cuantic magnetic m si numar cuantic de spin s.

Cele patru numere cuantice introduse arbitrar explica relativ bine formarea invelisurilor electronice la atomii polielectronici.Astfel aceste numere cuantice pot lua valori:

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

l=0,1,2,..,n-1. l=o 1 2 3 s p d f

m=-l,-(l-1),..,-1,0,+1,..,l-1,+l,

s=1/2

Nivelele energetice pot fi reprezentate astfel schematic:

Fig.nr.1.3. Nivelele energetice a straturilor si substraturilor electronice

1.5.Modelul mecano-cuantic al atomului. Dualitatea corpuscul-unda

Fizicienii Louis de Broglie,E. Schrodinger,W. Heisenberg s.a. pun bazele mecanicii ondulatorii.Ei trateaza matematic caracterul ondulatoriu al electronului ,concluziile fiind spectaculoase.

De Broglie extinde dualitatea corpuscul unda de la foton(Einstein),ipoteza confirmata prin experientele de difractie a electronilor.

(Analogie cu fotonul )

In locul orbitelor premise se introduce notiunea de unda stationara care se propaga pe un contur inchis.

Deci lungimea cercului:

Rezulta astfel nefortat(nepostulat) conditia Bohr de cuantificare a energiei in atom.

1.6.Principiul incertitudinii al lui Heisenberg

Heisenberg arata clar ca la nivelul atomic pentru o particula elementara este imposibila determinarea cu precizie, concomitent, a unei proprietati corpusculare (impuls,viteza) si a unei proprietati ondulatorii (pozitie,frecventa).

Daca se incearca determinarea pozitiei electronului in atom, eroarea de determinare nu poate fi mai mica decat lungimea de unda a luminii folosite:

Analog pentru impuls:

Eroarea totala:

Deci daca dorim cu precizie a stabili pozitia obtinem imprecizie pentru impuls si invers.

Acest lucru reprezinta o improbabilitate de principiu legile mecanicii clasice neputandu-se aplica microcosmosului atomic deoarece apare dualitatea corpuscul unda la particulele elementare ,mecanica ondulatorie reusind sa ofere o imagine mult mai buna asupra structurii atomului.

Bazele noii mecanici cuantice ,ondulatorii, au fost puse odata cu teoria lui Schrondinger de la a carui ecuatie ,postultata, a inceput dezvoltarea ei.

1.7.Ecuatia lui Schrondinger

Pe baza analogiei unda asociata electronului si vibratia unei corzi fixate la capete ,Shrondinger a incercat sa defineasca starea electronului in atom adoptand prevederi ale probabilitatii.

Sansa de a intalni cel mai des electronul in jurul nucleului este maxima in zona care amplitudinea undei electronice este maxima.

In acustica avem: unde = iar=

Prelucrand matematic aceasta ecuatie si folosind ecuatia de Broglie: v/; se ajunge la ecuatia:     

Miscarea electronului in atom este in spatiu si atunci se inlocuieste cu o functie sau mult mai bine cu obtinand o ecuatie celebra:

operator Laplace

De la aceasta ecuatie ,postulata, rezulta concluzii importante care prezinta starea electronului in atom.

Acest lucru rezulta din rezolvarea matematica a a ecuatiei lui Schrondinger si a conditiilor pe care le impune rezolvarea acesteia, in sensul ca adopta solutii numai pentru anumite valori ale energiei totale E.Aceste valori se numesc valori proprii, cuantificarea rezulta asadar fara nici un postulat suplimentar .

Patratul modulului functiei de unda | |²       este luat drept o masura a probabilitatii de a gasi electronul intr-un element de volum dV sau mai bine ,reprezentand probabilitatea de a gasi electronul intr-un strat sferic (sector sferic) de grosime .

De exemplu : pentru n=1 l=0 m=0 avem ceea ce reprezinta o orbitala sferica

In mod analog pentru n=n (n=2,3,4,5,6,7) avem ceea ce reprezinta orbitale sferice de grosime in crestere (Forma de sector de sfera r

Fig.nr.1.4. Orbitali tip s

In plan orbitalul de tip s este reprezentata cerc, grosimea liniei cercului fiind grosimea sectorului de sfera.

Pentru n=2 si l=1 m=-1,0,+1 avem trei orbitali cea ce reprezinta o orbitala dilobara ; x,y,z fiind axele de simetrie ale acestora.

Fig.nr.1.5. Orbitali tip p

Pentru n=3 si l=2 m=-2,-1,0,+1,+2 avem cinci orbitali de geometrie tetralobara: ceea ce axial reprezinta si (exceptie, fiind dilobar si cu un inel in jurul sau)

Pentru n=4 si l=3 m=-3,-2,-1,0,+1,+2,+3 avem sapte orbitali de geometrie octolobara.

Principii si reguli de constructie a invelisului de electroni

Fig.nr.1.5.Orbitali tip d si f

1.8.Principii si reguli de constructie a invelisului de electroni

a)Principiul energetic

Ocuparea cu electroni a orbitalilor atomici se realizeaza in ordinea cresterii energiei acestora (s<p<d<f).Orbitalii d si f au energii mai mari decat a stratului din care apartin si de aceea orbitalii d se ocupa cu electroni dupa orbitalul s din stratul imediat iar f se ocupa in al doilea strat imediat:

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

b)Principiul lui Pauli(principiul excluziunii)

Intr-un atom nu pot exista doi electroni cu aceleasi valori pentru numerele cuantice n,l,m,s, electronii difera cel putin printr-un numar cuantic.

Ca urmare intr-un orbital (n,l,m aceeasi) pot fi cel mai mult doi electroni dar cu spin diferit (opus)

Reprezentam grafic astfel:

c)Regula lui Hund(regula multiplicitatii maxime)

Orbitalii de egala energie (dintr-un subnivel) se ocupa succesiv cu cate un electron de spin paralel si numai dupa semiocuparea lor urmeaza completarea cu al doilea electron de spin opus.

1 1 1

Aceasta explica unele abateri in ocuparea orbitalilor la atomii unor elemente Exemplu:Cr,Mo,Cu,Ag,C etc.)