Structura atomului

Studiază modelele atomice și structura nucleului și a învelișului electronic.

Particulele subatomice și nucleul

Atomul este format din nucleu și înveliș electronic. Nucleul concentrează practic toată masa, dar ocupă un volum de circa zece mii de ori mai mic decât atomul — atomul este, în cea mai mare parte, spațiu gol.

Cele trei particule fundamentale, cu datele care se cer la examen:

• Protonul (p) – sarcină electrică pozitivă (+1), masă relativă 1, se află în nucleu.
• Neutronul (n) – neutru electric, masă relativă 1, se află în nucleu.
• Electronul (e) – sarcină negativă (–1), masă de circa 1836 de ori mai mică decât a protonului, se află în învelișul electronic.

Protonii și neutronii se numesc împreună nucleoni. Într-un atom neutru, numărul de protoni este egal cu numărul de electroni, deci sarcina totală este zero.

Modelele atomice care se cer în ordine istorică: Dalton (atom sferă compactă, indivizibilă), Thomson (modelul cozonacului cu stafide, sarcină pozitivă difuză cu electroni înfipți în ea), Rutherford (experimentul cu foița de aur — nucleu mic, dens, pozitiv, cu electronii rotindu-se în jur, model planetar), Bohr (electronii se mișcă pe straturi de energie determinată, iar energia se emite sau se absoarbe doar în cuante, la trecerea dintr-un strat în altul) și modelul actual, cuantic, în care poziția electronului se descrie prin orbitali, adică regiuni de probabilitate maximă.

Merită reținut de ce s-a renunțat la modelul planetar al lui Rutherford: un electron care se rotește pe orbită ar trebui să radieze energie continuu și să cadă în nucleu. Bohr a rezolvat problema postulând straturi staționare, pe care electronul nu radiază.

Număr atomic, număr de masă, ioni

Numărul atomic Z este numărul de protoni din nucleu. El este cartea de identitate a elementului: dacă Z se schimbă, s-a schimbat elementul.

Numărul de masă A este numărul total de nucleoni, adică A = Z + N, unde N este numărul de neutroni. De aici rezultă relația pe care o vei folosi la fiecare exercițiu: N = A – Z.

Notația completă a unui nuclid pune Z jos-stânga și A sus-stânga față de simbolul chimic. Pentru un atom cu A = 23 și Z = 11 (sodiu) avem 11 protoni, 12 neutroni și, dacă e neutru, 11 electroni.

La ioni se schimbă numai numărul de electroni, niciodată numărul de protoni:

• Cationul se formează prin cedare de electroni, deci are sarcină pozitivă. Na+ are 11 protoni și 10 electroni.
• Anionul se formează prin acceptare de electroni, deci are sarcină negativă. Cl– are 17 protoni și 18 electroni.

Regula de calcul: numărul de electroni al unui ion este Z minus sarcina. Pentru Al3+: 13 – 3 = 10 electroni. Pentru S2–: 16 – (–2) = 18 electroni.

Greșeala care se repetă la fiecare teză: elevul crede că un ion pozitiv are mai mulți protoni. Nu. Protonii rămân neschimbați; sarcina pozitivă apare fiindcă lipsesc electroni. Dacă s-ar schimba protonii, ar fi vorba de o reacție nucleară, nu chimică.

Mai reține că masa atomică relativă a unui element, cea din tabelul periodic, este o medie ponderată a maselor izotopilor, în funcție de abundența lor naturală. De aceea clorul apare cu 35,5 — nu există niciun atom de clor cu masa 35,5, ci un amestec de izotopi cu A = 35 și A = 37.

Izotopi

Izotopii sunt specii de atomi ai aceluiași element (deci cu același Z) care au număr diferit de neutroni, deci A diferit.

Exemplele standard:

• Hidrogenul are trei izotopi: protiul (A = 1, fără neutroni), deuteriul (A = 2, un neutron) și tritiul (A = 3, doi neutroni, radioactiv).
• Carbonul: carbon-12 (stabil, etalonul pentru masele atomice), carbon-13 (stabil) și carbon-14 (radioactiv, folosit la datarea materialelor organice).
• Uraniul: uraniu-235 (fisionabil) și uraniu-238.

Un lucru esențial și des ratat: izotopii aceluiași element au proprietăți chimice practic identice, pentru că reactivitatea chimică depinde de electroni, iar izotopii au același număr de electroni și aceeași configurație. Diferă doar proprietățile fizice legate de masă: densitatea, viteza de difuzie, punctul de fierbere, și, evident, stabilitatea nucleară.

Calculul masei atomice medii se face ponderat. Dacă un element are doi izotopi, cu masele A1 și A2 și abundențele p1 și p2 exprimate procentual, atunci masa atomică relativă este (A1 · p1 + A2 · p2) / 100. Pentru clor, cu 75 la sută Cl-35 și 25 la sută Cl-37: (35 · 75 + 37 · 25) / 100 = 35,5.

De evitat confuzia dintre izotopi și izobari: izotopii au același Z și A diferit; izobarii au același A dar Z diferit, deci sunt elemente diferite. Iar ionii nu sunt izotopi — la ioni se schimbă electronii, la izotopi se schimbă neutronii.

Învelișul electronic: straturi, substraturi, orbitali

Electronii sunt distribuiți pe straturi (numite și niveluri energetice), notate cu n = 1, 2, 3, 4... sau cu literele K, L, M, N, O, P, Q. Un strat n poate conține maximum 2n la pătrat electroni: K maximum 2, L maximum 8, M maximum 18, N maximum 32.

Fiecare strat se împarte în substraturi, notate s, p, d, f, cu capacități fixe:

• s – 1 orbital, maximum 2 electroni
• p – 3 orbitali, maximum 6 electroni
• d – 5 orbitali, maximum 10 electroni
• f – 7 orbitali, maximum 14 electroni

Orbitalul este regiunea din jurul nucleului în care probabilitatea de a găsi electronul este maximă. Orbitalul s este sferic, orbitalii p au formă bilobată și sunt orientați pe cele trei axe.

Stratul K conține doar substratul 1s. Stratul L conține 2s și 2p. Stratul M conține 3s, 3p și 3d. Stratul N conține 4s, 4p, 4d și 4f.

De reținut că numărul de substraturi dintr-un strat este egal cu numărul stratului: stratul 3 are trei substraturi. Dar asta nu înseamnă că toate se ocupă în ordinea stratului — vezi secțiunea următoare, unde 4s se ocupă înaintea lui 3d.

Electronii de pe ultimul strat se numesc electroni de valență și sunt cei care determină comportarea chimică a elementului. La elementele reprezentative, numărul lor este egal cu cifra grupei principale. Pentru un atom în stare fundamentală, electronii ocupă orbitalii de energie minimă disponibili; dacă un electron este promovat pe un nivel superior, atomul este în stare excitată, o stare instabilă din care revine emițând energie sub formă de lumină.

Configurația electronică: regulile de completare

Configurația electronică se scrie respectând trei reguli, care trebuie știute pe nume.

Principiul stabilității (aufbau) – orbitalii se ocupă în ordinea crescătoare a energiei. Ordinea de completare, cea pe care o vei folosi până în clasa a XII-a: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s.

Principiul lui Pauli – un orbital poate conține maximum doi electroni, obligatoriu cu spin opus.

Regula lui Hund – într-un substrat cu mai mulți orbitali de aceeași energie, electronii ocupă întâi câte un orbital fiecare, cu spin paralel, și abia apoi se cuplează. De aceea azotul, cu 2p la puterea 3, are trei electroni necuplați, nu unul.

Exemple lucrate:

• Na (Z = 11): 1s2 2s2 2p6 3s1 — un singur electron de valență, de unde caracterul puternic metalic și ionul Na+.
• Cl (Z = 17): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 — șapte electroni de valență, îi lipsește unul până la octet, de unde ionul Cl–.
• Ca (Z = 20): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 — observă că 4s se completează înaintea lui 3d, pentru că are energie mai mică.

Aici e capcana cea mai scumpă din tot capitolul: după argon (Z = 18), următorul electron nu intră în 3d, ci în 4s. Cine scrie 3d1 pentru potasiu pierde punctul, indiferent cât de logic pare să continue stratul 3.

Un atom cu ultimul strat complet (configurație de gaz rar, ns2 np6) este stabil chimic — de aici toată logica legăturii chimice din capitolul următor. Ionii se formează exact ca să atingă această configurație: Na+ are configurația neonului, Cl– are configurația argonului.

Test — 6 întrebări ca la examen