Materiale In Natura

se gasesc in stare solida, lichida, sau gazoasa

Materialele sunt caracterizate prin stare,

structura si proprietati.

Proprietatile materialelor difera functie de modul de aranjare in spatiu a particulelor componente.

Starea solida este o stare condensata, ordonata, a materiei care este caracterizata de interactiuni atomice capabile sa confere materialului un volum definit. Fortele care asigura coeziunea sunt de natura electrica si variaza cu distanta dintre dintre particule (10-10m ). In solide vibratia particulelor atomice se face in jurul unor centri ficsi situati in pozitii relative aflate la distante regulate care formeaza o retea geometrica. Materialele aflate in stare solida pot avea :

Structura amorfa este o structura dezordonata de distributie a particulelor dintr-un anumit spatiu. Ea este caracterizata de existenta acelorasi proprietati in orice directie ar fi masurate (izotropie)

Structura cristalina – presupune existenta, intr-un anumit spatiu, a unei distributii de particule ( atomi, ioni, molecule) repatabile, ordonate. Ordinea, intr-un solid cristalin, se refera la domenii largi( ordine indepartata) si se numeste structura cristalina.

Intr-o structura cristalina, particulele componente sunt asezate compact si distribuite ordonat, conform unei anumite retele spatiale, simetrice geometric.

Fata de structura cristalina simetria particulelor poate fi interioara, sau exterioara cristalului ( fete si / sau unghiuri identice, bine definite).

Cristalele pot fi: metalice, ionice sau covalente.

Din punct de vedere al dispunerii particulelor componente, starea cristalina dintr-un material poate fi:

1 – monocristalina – definita prin faptul ca toate particulele componente ( atomi, ioni, molecule) au aceeasi dispunere spatiala, raportata la cele trei axe clasice( OX. OY si OZ). In monocristale proprietatile variaza anizotrop.

2 – policristalina – definita prin faptul ca este constituita dintr-un numar mare de monocristale cu forme, dimensiuni si orientari diferite care au fetele lipite.

Sructura policristlina ideala exista atunci cand compactitatea cristalelor componente si stabilitatea ansamblului este maxima, iar energia lui potentiala este minima. Structura policristalina este deci o structura de echilibru, in care proprietatile variaza cvasiizotropic.

Starea policristalina este specifica marii majoritati a metalelor care se solidifica nedirijat

Starea lichida este si ea tot o stare condensata a materiei, care este caracterizata prin vascozitatea ei. Vascozitatea reprezinta forta de frecare interna dintre particulele unui fluid, asemanatoare cu tensiunile de forfecare (alunecare relativa) care apar intr-un solid.

In lichide atomii executa miscari cu energii mai mari, decat in cazul solidelor, in jurul unor centri care se misca haotic, ramanand insa la distante relativ constante, unii fata de altii.

Structura mezomorfa – este o structura specifica topiturilor.

Structura mezomorfa este o structura de tranzitie intre structura monocristalina si policristalina. In aceasta structura, datorita agitatiei termice, particulele componente nu au pozitii fixe, de echilibru, ceea ce la permite sa faca salturi pe pozitii noi. Ordinea care apare este instabila, temporara si de tip local.

Proprietatile topiturilor variaza, in principal, datorita imperfectiunilor structurale si mai putin datorita fortelor de legatura dintre particule.

Fenomene superficiale

 Coeficientul de tensiune superficiala  este egal cu forta tangentiala la planul peliculei, raportata la lungimea marginii peliculei superficiale de lichid

F

σ = –- [N/m]

2l

  Ascensiunea (sau depresiunea) capilara Înaltimea la care urca (pentru lichidele care uda peretii vasului) sau coboara (pentru lichidele care nu uda peretii vasului) un lichid într-un vas capilar este data de legea lui Jurin 2σ

h = ––

rgρ

Unde: r – raza vasului capilar ; ρ – densitatea lichidului, g – acceleratia gravitationala; R – raza sferei din care face parte meniscul, R = rcosθ; θ- unghiul de racordare; Unghiul θ = 0 pentru lichide ce uda perfect peretii vasului;  Unghiul θ = π pentru lichide ce nu uda de loc peretii vasului.

Starea gazoasa – presupune existenta unor molecule independente, care au o miscare aleatorie. Gazele nu au forma si volum propriu.Intre moleculele gazelor exista forte slabe de interactiune (neglijabile). Gazele in proportii variabile sunt solubile in lichide si in anumite conditii sunt solubile in unele metale.

Volumul, presiunea si temperatura gazelor se numesc parametri de stare.

Gazele reale se considera ca au molecule cu volum propriu si ca intre aceste molecule exista forte de coeziune.

Pentru sistematizarea studiului vom incepe prezentarea starii ideale( perfecte) a gazelor

Prin gaze pefecte(ideale) se inteleg gazele la care fortele de atractie reciproca intre particule ( forte de coeziune) pot fi considerate nule.

Gazul ideal a fost definit ca un corp gazos ipotetic, cu molecule punctiforme lipsite de forte de coeziune. El reprezinta o stare limita de comportare catre care tind gazele din natura, cand presiunea lor tinde catre zero.

Transformarile de stare ale gazelor reprezinta trecerea gazelor dintr-o stare de echilibru in alta stare de echilibru, caracterizata de anumite valori ale parametrilor de stare. Transformarile de stare sunt caracterizate de legile gazelor:

Transformarea izoterma. Reprezinta comprimarea sau destinderea gazului la temperatura constanta (T = const) .

Transformarea izoterma este descrisa de legea Boyle-Mariotte:

„La temperatura constanta, volumul unei mase determinate de gaz este invers proportional cu presiunea, la care se afla gazul”.

Matematic legea se poate scrie:

V1 P2

––- = –– sau PxV = ct

V2 P1

Transformarea izobara. Reprezinta variatia volumului unei mase de gaz atunci cand presiunea lui ramane constanta, variind doar temperatura.

Transformarea izobara este descrisa de legea Gay – Lussac:

“La presiune constanta, volumul unei mase determinate de gaz variaza direct proportional cu temperatura absoluta”:

V

––– = ct

T

Volumul unei mase determinate de gaz se mareste(sau se micsoreaza), pentru fiecare crestere(sau scadere) de 10 C, cu 1/273,15 din volumul pe care il ocupa

la 00 C.
Valoarea 1/273,15 =α, se numeste coeficientul de dilatare termica a gazelor ideale.
Notand cu V0 volumul gazului la 00C, iar cu V1 volumul pe care il ocupa la t

Grafic , in coordonate (T,V), legea se prezinta ca in figura de mai jos

Transformarea izocora. Reprezinta transformarea unei mase constante de gaz, avand un volum constant, atunci cand variaza presiunea si temperatura lui.

Transformarea izocora este descrisa de legea lui Charles:

„La volum constant, presiunea unei anumite mase de gaz este direct proporțională cu temperatura sa absolută”.

P0 P

––- = –– = ct

T0 T

Daca Po este presiunea unei mase de gaz, aflate la temperatura de T0 = 00K si P este presiunea gazului la tempetaratura T, notam raportul:

P – P0

––––- = βt – coeficientul termic de presiune al gazelor = 1 / 273,15[grad-1];

P0

si atunci P = P0( 1+ βt)

În coordonate (p, T) legea lui Charles repezintă o dreaptă (izocoră)

Transformarea generala. Este transformarea unei mase „m” constante de gaz atunci cand toti parametri de stare variaza in timp

Transformarea generala a gazelor este descrisa de legea Clapeyron- Mendeleev.

P0V0 PV

––– = –– = ct

T0 T pע

 Ecuatia de stare se mai poate scrie sub forma: –– = R = ct, T

Unde: ע este volumul specific, iar R este o constanta specifica fiecarui gaz.

Sau: P

–- = RT; unde ρ este densitatea gazului.

ρ

  Pentru m kg de gaz, ecuatia termica de stare devine:PV = mRT,

iar pentru 1 kmol, avand masa molara M kg obtinem: MPע = MRT

   Tinand cont ca unei mase m  de gaz ii corespund  kmoli, ecuatia de stare se poate scrie sub forma:

PV = (m / μ )RT = nRT;

unde: m / μ =V si m este constant

T- temperatura absoluta;

R – constanta universala a gazelor perfecte = 8,3142×103 [J / Kmolx0K]

n– numarul de moli

5. Legea lui Avogadro – Volume egale de gaze diferite, aflate in aceleasi conditii de temperatura si presiune, contin acelasi numar de molecule:

NA = 6,0231026 molecule/kmol.

Gaze reale

Gazele reale, mai ales la presiuni mari si temperaturi reduse, in special in apropierea starii de lichefiere, se deosebesc de modelul gazului ideal prin aceea ca moleculele lor au un volum propriu finit si sunt legate intre ele prin forte de interactiune, de natura electromagnetica si cuantica. Aceste forte scad cu cresterea distantei dintre molecule. in cazul distantei reduse dintre molecule, fortele de atractie se transforma in forte de respingere, care pot atingand valori foarte  mari. Acestea sunt considerente principiale pentru care legile gazului ideal nu pot fi aplicate gazelor reale.

Diferentele de comportare ale gazelor reale, in raport cu gazele ideale, au fost puse in evidenta de experientele facute de catre Thomas Adrews si Amagat.

Astfel Andrews in anul 1869 urmarind desfasurarea procesului de comprimare a gazelor reale, a demonstrat existenta temperaturi critice la care lichefierea, respectiv vaporizarea gazelor reale se desfasoara fara variatie de volum. Parametrii punctului critic (pk, Tk) reprezinta starea in care trecerea din starea de vapori in starea lichida si invers, are loc instantaneu, caldura transformarii de faza fiind nula.

La temperaturi inferioare temperaturii critice Tk gazele sunt supuse unor modificari de faza. La temperaturi mai mari decat temperatura critica, izotermele nu intersecteaza si nu ating curba de saturatie si, oricat de mult ar creste presiunea nu se mai produce lichefierea.

Amagat in anul 1879 reprezentand izotermele unor gaze reale in coordonate p-V, a obtinut imagini sugestive ale abaterilor acestora de la legile  gazului ideal. In figura 1 sunt reprezentate in diagrama p-V izotermele unui gaz real (linie continua) si cele ale gazului ideal (linie intrerupta).

Din aceasta reprezentare se pot trage urmatoarele concluzii:

– izoterma reala are o panta mai mare decat cea ideala, gradul de compresiune a gazului real fiind mai mic decat al gazului ideal;

– la temperaturi mari, deosebirile dintre izoterma si hiperbola echilatera se reduc, mai ales in domeniul presiunilor mai scazute;

      – pe izoterma gazului real exista un punct P pentru care tangenta are aceeasi valoare, atat pentru gazul real cat si pentru gazul ideal, ceea ce arata ca pentru fiecare temperatura T mai mare decat Tk exista o presiune determinata pB in zona careia gazul real satisface ecuatia caracteristica  Punctul P se numeste punctul Boyle pentru temperatura considerata.

Prin unirea punctelor P a diferitelor izoterme se obtine curba Boyle, care reprezinta locul geometric al starilor in care gazele reale se comporta ca si gazele ideale.

            Pentru efectuarea unei comparatii cantitative intre gazele reale si cele ideale s-a ales drept criteriu de comparatie produsul pv care pentru gazele ideale depinde numai de temperatura in timp ce pentru gazele reale depinde de temperatura si presiune, asa cum rezulta din tabelul 1.

            In consecinta Amagat in anul 1893 a inlocuit diagrama p-V cu diagrama    pv-p. In aceasta diagrama, izotermele pv  pentru gazele ideale sunt reprezentate prin drepte orizontale situate in dreptul ordonatei  pv = RT.

            Pentru gazele reale forma izotermelor difera in functie de temperatura, astfel incat abaterile lor de la orizontala constituie o masura a comportarii diferite a gazului real fata de cel ideal (figura 2).

Tab  1

Produsul  pv pentru diferite gaze la temperatura t = 0oC

Fig.  1  Izotermele gazelor reale     Fig.  2  Diagrama  pv-p  a aerului

                                                                    in diagrama p-v

                                                                                                                        Pentru fiecare gaz real, in diagrama pv-p se poate determina o curba izoterma al carui punct de minim se gaseste pe axa ordonatelor. Valoarea temperaturii corespunzatoare acestei izoterme se numeste temperatura Boyle, ale carei valori pentru principalele gaze sunt prezentate in tabelul 2.

                                                                                                            Tab.  2

Temperatura Boyle pentru diferite gaze

            Dupa cum rezulta din figura 2, aceasta izoterma prezinta o portiune orizontala accentuata, ceea ce inseamna ca la temperatura Boyle gazul real are o comportare apropiata de cea a gazelor ideale, pe un domeniu larg de presiuni.

Gazele reale se caracterizeaza in principal prin:

–        compresibilitate si vascozitate;

–        existenta fortelor de interactiune moleculara;

–        volum propriu al moleculelor;

–        existenta miscarii de rotatie si oscilatie a moleculelor in jurul pozitiei medii de echilibru;

–        variatia caldurilor specifice cu temperatura si presiunea.

Pentru calculele practice ale parametrilor gazelor reale, se utilizeaza marimea , denumita factor de compresibilitate.

Deoarece pentru gazul ideal  si z=1, aceasta marime exprima abaterile proprietatilor gazului real de la cele ale gazului ideal.

            Factorul de compresibilitate depinde de presiune si temperatura si poate primi atat valori supraunitare cat si subunitare si numai pentru presiuni extrem de mici si temperaturi foarte mari este practic egal cu unitatea. In figura 3 se prezinta variatia acestui factor in functie de presiune, la temperatura 00 C, pentru cateva gaze.

Factorii care determina diferentierea pronuntata intre comportarea gazelor reale si cea a gazelor ideale sunt: cresterea presiunii, scaderea termperaturii, cresterea concentratiei moleculelor gazului si scaderea distantei dintre molecule.

Comportarea diferita a gazelor reale in comparatie cu gazele ideale se manifesta si in ceea ce priveste caldurile specifice. Pentru gazele ideale, caldurile specifice cp si cv depind numai de temperatura si presiune. Pentru gazele reale, variatia caldurii specifice devine complexa, prezentand anomalii chiar si fata de legea stabilita de Linde privind cresterea caldurii specifice cu presiunea. Astfel, in cazul aerului se constata ca pentru presiuni mai mici decat presiunea critica, la temperatura constanta caldura specifica cpcreste cu presiunea in concordanta cu legea lui Linde (figura  2) in timp ce pentru presiuni supracritice ea scade cu presiunea.

   Fig.  3 Variatia caldurii specifice                         Fig.  4 Dependenta   z = f(p)

  cp in raport cu presiunea                           la temperatura  t = 0oC                   

2. ECUATIILE CARACTERISTICE ALE GAZELOR REALE

2.1 Ecuatia Van der Waals

Pentru exprimarea proprietatilor gazelor reale sub forma unor ecuatii caracteristice de stare s-au formulat pana in prezent peste 150 de variante, dintre care o parte se bazeaza pe anumite ipoteze teoretice simplificatoare, in timp ce  altele sunt ecuatii pur empirice, deduse din interpretarea statistica a datelor experimentale. De asemenea, unele se refera numai la starea gazoasa in timp ce altele incearca sa cuprinda si faza lichida. Dintre toate aceste propuneri, o pozitie deosebita o ocupa ecuatia propusa de Van der Waals care se bazeaza pe aplicarea teoriei cinetico-moleculare la gazele ideale.

Cautand sa determine dependenta parametrilor fundamentali p, v si T, Van der Waals a facut urmatoarele corectii:

1)  Scriind ecuatia de stare a gazului ideal sub forma   se observa ca la cresterea presiunii, volumul tebuie sa scada iar daca p, atunci v0, situatie corespunzatoare gazului ideal pentru care volumul propriu al moleculelor este neglijabil. In cazul real, moleculele au volum finit propriu la care se adauga spatiul dintre molecule, pentru o umplere completa, rezultand  vm  adica volumul minim pana la care se poate comprima gazul. In aceste conditii se obtine:

                                           (1)

Daca ,  adica , pentru fiecare gaz real existand o valoare determinata vm = b; pentru aceeasi temperatura, presiunea in gazul real este mai mare:

                                      (2)

2)  In gazul ideal, moleculele sunt libere in  miscare si ciocnirea lor cu peretii vasului nu este afectata, deoarece fortele de interactiune sunt nule. In cazul gazului real, datorita existentei acestor forte, ciocnirea moleculelor cu peretii este mai redusa. Corespunzator si presiunea din gazul real, in comparatie cu cel ideal, va fi mai mica cu p. Aceasta corectie va fi direct proportionala  atat cu numarul de ciocniri cat si cu cel de respingeri ale moleculelor, deci direct proportionala cu patratul densitati gazului sub forma :

                                                                              (3)

unde a este factorul de proportionalitate, variabil cu natura gazului

Deci:

 sau                 (4)

care se poate scrie:

                         (5)

relatie cunoscuta sub denumirea de „ecuatia de stare Van der Wals”.

            Termenul  se numeste presiune interna. Pentru lichide el are valori foarte mari (de exemplu pentru apa la 293 K, bar);  pentru gaze presiunea interna este mica si depinde de  presiune si temperatura.

            Considerand temperatura T un parametru, ecuatia (5) ordonata dupa puterile volumului specific va fi:

             (6)

Din reprezentarea grafica a ecuatiei in coordonate p-v se obtin la diferite valori constante ale temperaturii, curbele izoterme din figura  

Se observa ca la valorile T>Tcr ecuatia (6) admite o singura radacina reala; izotermele corespunzatoare au forma unor curbe descrescatoare care la temperaturi mari se apropie de forma hiperbolelor echilatere caracteristice izotermelor gazului perfect.

In cazul T=Tcr pentru o anumita valoare a presiunii ecuatia admite o radacina tripla pentu v in punctul critic care este punct de inflexiune cu tangenta orizontala. In celelate puncte ale izotermei, pentru orice valoare a presiunii, ecuatia admite o singura radpcina v reala.

La temperaturi T<Tcr si pentru anumite valori ale presiunii ecuatia admite trei radacini reale. Izoterma prezinta doua ramuri AB si FG care reprezinta stari de echilibru stabil in zona lichidului respectiv in zona vaporilor, iar intre punctele B si F doua puncte de extrem local zona respectiva fiind de echilibru termic instabil astfel: zona BC corespunde starilor de lichid supraincalzit (lichid la temperatura mai mare decat temperatura de vaporizare) iar zona EF corespunde starilor de vapori aflati la temperatura inferioara temperaturii de vaporizare (vapori subraciti); in sectorul de curba CDE nu sunt indeplinite conditiile de echilibru termic; starile punctelor de pe acest segment nu pot fi realizate fizic, astfel ca aceasta portiune de izoterma este instabila si imaginara.

Fig. 5 Reprezentarea curbelor izoterme Van der Waals in diagrama p-v

Pe aceasta baza Maxwell a enuntat o teorema conform careia ariile BCD si DEF trebuie sa fie egale intre ele deoarece, neexistand diferenta de temperatura, in caz contrar ar rezulta un lucru mecanic ceea ce ar contrazice principiul al doilea al termodinamicii.

            Ecuatia caracteristica Van der Waals reda cu suficienta exactitate din punct de vedere calitativ comportarea gazelor reale, dar prezinta importante abateri cantitative ceea ce impiedica folosirea ei pentru determinarea prin calcul a proprietatilor termodinamice ale gazelor reale.

Abaterile cantitative se datoresc ipotezelor moleculare simple introduse, care nu tin seama de toate particularitatile interactiunilor moleculare, in special de asocierea moleculelor.

In ecuatia (5) coeficientul b nu este constant ci depinde de volum. De asemenea coeficientul a poate avea valori diferite, care depind de parametrii starilor pe baza carora se determina prin aplicarea ecuatiei Van der Waals. Din aceasta cauza relatia nu este valabila pentru toate gazele reale. Daca consideram pentru simplificare coeficientii a si b constanti, se admite ca aceasta relatie nu mai reprezinta ecuatia caracteristica a unui gaz real, ci a unuia ipotetic, care se numeste gaz Van der Waals, ale carui proprietati se apropie de acelea ale unui gaz real, putand insa prezenta abateri cantitative fata de acesta.

            Cu aceasta restrictie, ecuatia caracteristica a gazului Van der Waals constituie un mijloc comod pentru analiza comportarii calitative a gazelor reale, chiar daca rezultatele cantitative care decurg din aplicarea ei difera de valorile determinate experimental.

0.1 Structura solidelor – este caracterizata prin proprietati care variaza dependent de aranjarea particulelor componente ( ex.a atomilor) in spatiu.

Functie de marimea lor structurile pot fi:

Macroscopice – se evidentiaza cu microscopul stereoscopic, cu lupa, sau cu ochiul liber

Microscopice – se evidentiaza cu microscopul optic metalografic, utilizand mariri de pana la x2000.

Fine ( reticulare), – se pun in evidenta cu microscopul electronic, ionic, sau prin difractie cu raze X. Evidentiaza asezarea atomilor intr-o retea cristalina.

Atomice – evidentiaza alcatuirea atomilor din nucleu si electroni.

Nucleare – evidentiaza partile constitutive ale nucleelor.

Principiile organizarii atomice. In natura substantele sunt alcatuite din particule. Acestea, organizate corespunzator, pot forma atomi, care la randul lor sunt constituiti dintr-un nucleu, avand masa “M” si un nor de “n” electroni, fiecare cu sarcina electrica -1 si masa “m”.

Atomul este unitatea structurală, neutră din punct de vedere electric, indivizibilă prin metode chimice, caracterizată de o anumită structură și de un set de proprietăți bine determinate. Atomul este constituit dintr-un nucleu (în care se găsesc protoni și neutroni) cu sarcină electrică pozitivă și un înveliș de electroni.

Protonii  () sunt particule materiale cu masa 1u.a.m. și sarcina +1.

O unitate atomică de masă (u.a.m.) reprezintă a douăsprezecea parte din masa izotopului 12C al carbonului.

Neutronii (01n) sunt particule materiale cu masa de 1 u.a.m. și sarcină nulă.

Electronii (e-) sunt particule materiale cu masa relativă foarte mică (1/1840 u.a.m.) și cu sarcină negativă, -1.

Numărul de protoni din nucleul unui atom se notează cu Z și se numește număr atomic.

Totalitatea atomilor cu același număr atomic Z constituie un element chimic. Până în prezent au fost identificate 111 elemente. Elementele chimice sunt aranjate pe baza proprietăților lor în sistemul periodic al elementelor. Acesta este format din coloane verticale numite grupe și linii orizontale numite perioade,

Orice element chimic are o denumire a cărei scriere prescurtată se numește simbol: EX: natriu (sodiu), Na; sulf, S; oxigen, O; etc.

Orice atom este caracterizat și printr-o masă. Masa absolută a atomilor este foarte mică (de ordinul 10-24 g). În mod curent masa se exprimă ca masă relativă, în u.a.m. Aceasta se notează cu A și se mai numește număr de masă. Masele atomice sunt tabelate și se găsesc înscrise și în sistemul periodic al elementelor în care simbolizarea curentă a unui element E este .

Atomul gram sau molul de atomi reprezintă cantitatea dintr-un anumit element , numeric egală cu masa atomică și exprimată în grame.

Speciile atomice care au același număr atomic (același număr de protoni în nucleu și același număr de electroni în învelișul electronic) dar au masa atomică diferită se numesc izotopi. Izotopii au proprietăți fizice și chimice foarte apropiate sau identice.

Învelișul de electroni are structura stratificată. Electronii alcătuiesc zone de electricitate negativă, cu anumite forme, energii și orientări numite orbitali. Ocuparea orbitalilor de catre electroni se face în ordinea crescătoare a energiei acestora adică de la nucleu către exteriorul atomului.

Structura învelișului de electroni (de cele mai multe ori structura stratului exterior) determină valența atomilor. Valența este dată de numărul de electroni cu care un atom participă la formarea legăturilor. Unii atomi participă mereu la formarea substanțelor cu același număr de electroni și au deci valență fixă . In aceasta categorie intrametalele alcaline, metalele alcalino-pământoase și alți atomi ca B, O, Zn, Cd, Hg, F etc.

Alți atomi, pot participa la formarea de legăturilor cu un număr variabil de electroni adică au valență variabilă. In aceasta categorie intra Fe, Cu, Mn, Sn, Pb, P, S, C, Cl, Br ș.a.

Dacă la aprecierea valenței se ține cont și de sarcina reală sau formală pe care atomul o dobândește se obțin numerele de oxidare. Numerele de oxidare sunt pozitive când electronii sunt cedați și negative când electronii sunt acceptați de către atomi.

Deci se accepta ca nucleul este format din protoni , cu sarcina electrica pozitiva Z si neutroni, neutri dpdv electric.

Astfel, se poate accepta ca atomul este format din n+1 particule.

In functie de energia lor “e”, electronii sunt distribuiti intr-o configuratie electronica.

Se poate accepta ca fiecare electron este supus atractiei/ respingerii campului pozitiv al nucleului si respectiv a campului mediu creeat de ceilalti electroni. Energiea totala a electronilor E a unui atom reprezinta suma energiilor “e” a tuturor electronilor . E = Σei

Un electron care se roteste in jurul nucleului (cu sarcina electrica pozitiva Z) are energia e = -ΣZ2 / 2n2.

Conform mecanicii ondulatorii, miscarea unui sistem de n particule este caracterizata de o functie complexa Ψ( numita functie de unda) de coordonate x1,x2,….xn ale prticulelor si de timpul t.

Functia de unda nu are corespondent fizic, dar patratul modulului ei

P= I Ψ(x1,x2,…xn, t)I2 reprezinta probabilitatea P de a gasi sistemul la timpul t, in jurul unui punct de coordonate (x1,x2,…xn).

Probabilitatea de a gasi sistemul la timpul t in volumul V aflat in spatiul (x1,x2,…xn ) este ∫ Ψ* Ψdt ; unde : Ψ*este valoarea conjugata a functiei de unda Ψ.

Daca consideram volumul V infinit probabilitatea devine certitudine si

∫ Ψ* Ψdt =1.

Daca fortele care actioneaza asupra sistemului sunt independente de timp ( adica nu sunt legate de coordonatele spatiale (x1,x2,…xn)) se considera ca sistemul se afla in stare stationara.

Astfel identificarea unei structuri atomice inseamna a identifica functia spatiala φ(x1,x2,…xn, t), care este solutia ecuatiei ∫ Ψ* Ψdt =1, prezentata simbolic sub forma: H(φ) = Ex φ, in care E reprezinta energia sistemului si H(φ) este un operator matematic legat de energie, numit hamiltonian.

Operatorul H are valori reale si se obtine deci din expresia energiei, functie de coordonatele spatiului si a timpului.

Valorile hamiltonianului sunt asociate pe grupe de energii egale numite straturi energetice . Straturile sunt caracterizate de un numar de ordine “n” numit numar cuantic principal, simbolizat prin literele: K, L, M, N …. , care pot lua orice valoare naturala de la1 la…n. Energia straturilor si distanta pana la nucleu cresc odata cu cresterea valorilor “n”.

Straturile energetice se impart in nivele energetice( substraturi, sau orbitali)). Primul strat, stratul K (n=1) are un singur nivel. Stratul L, al doilea ( n=2), are 4 nivele, iar stratul 3 denumit stratul “M” are 9 nivele. In final se poate spune ca cele “n” straturi energetice contin “n2” nivele energetice.

Nivelele energetice sunt caracterizate de numarul cuantic secundar “l”, care poate lua orice valoare naturala cuprinsa intre 0 si …, n-1.

Acesta da marimea momentului cinetic “L”, conform relatiei:

L2 = l(l+1)(h2 / 4π2)

Nivelele sunt notate cu literele s, p, d, f, …. . Pentru identificarea si a stratului

caruia ii apartin, in fata literelor respective (a nivelelor) se trece numarul

stratului corespunzator( ex. 1s, 2s, 2p, 3p, sau 3s, 3d, etc).

Electronul , ca particula electrizata, care se misca intr-un spatiu izotrop, in prezenta unui camp magnetic, primeste o energie magnetica suplimentara care se suprapune peste energia clasica a electronului. Astfel, in locul celor “l” nivele enrgetice vor apare 2l+1 subnivele energetice, notate cu “ml”. Acesta reprezinta al treilea numar cuantic denumit numar cuantic magnetic. Numarul cuantic magnetic ne da valoarea momentului cinetic corespunzatoare unei axe particulare ( frecvent axa OZ).

Numarul cuantic magnetic poate lua orice valoare intreaga cuprinsa intre

-l si l. Cele 2l+1 valori energetice ale numarului cuantic magnetic descriu orbitalii electronici.

Repartitia electronilor pe orbitali se face conform Principiului lui Pauli.

Principiul lui Pauli stipuleaza ca : doua particule nu pot avea aceleasi caracteristici, sau o stare cuantica nu poate fi ocupata de mai mult de doi electroni. Altfel spus, intr-un atom nu poate exista decat un electron descris de o functie data: φ( x, y, z, σ) = Ф( x,y,z)f(σ), unde σ se numeste variabila de spin. Ea este caracterizata de numarul cuantic de spin ms, care nu poate avea decat doua valori: -1/2 si 1/2.

Regula lui Hundt completeaza Principiul lui Pauli.

Regula lui Hundt afirma ca: daca electronii pot alege intre mai multi orbitali cu aceeasi energie, care nu pot fi ocupati fiecare de cate doi elenctroni, starea de energie minima apare daca electronii sunt distribuiti astfel incat sa ocupe un maxim de orbitali, iar spinul electronilor care se gasesc pe orbitalii ocupati de un singur electron trebuie sa fie acelasi.

OBSERVATIE:

Starea fundamentala a unui atom se atinge atunci cand electronii se gasesc pe nivelele energetice cele mai scazute, cu cel mult doi electroni pe fiecare nivel.

Concluzii:

Numarul electronilor care au aceeasi pereche de numere cuantice “n” si “l” se obtine tinand cont ca pentru orice valoare l a numarului cuantic “l”, numarul cuantic ”ml” ia 2l+1 valori.

Pentru fiecare triplet cuantic “n”, “l”, si “ml”, numarul cuantic de spin “ms”poate lua doar doua valori: -1/2 si 1/2.

Deci daca:

Numarul electronilor echivalenti ( care au aceleasi numere cuantice “n” si “l”) este 2(2l+1), atunci cand dam, pe rand, lui “l” valorile 0,1, 2, 3, … ,n-1, se obtine numarul de electroni care se gasesc pe acelasi nivel energetic ( s, p, d, …. ). Astfel, pentru nivelul s rezulta 2 electroni, pentru nivelul p rezulta 6 electroni, prntru nivelul d rezulta 10 electroni, samd.

Electronii aflati pe toate nivelele energetice ale unui atom, formeaza patura electronica a atomului.

Numarul cuantic secundar “l” poate lua o rice valoare cuprinsa intre 0,1, 2, …, n-1, rezulta ca pentru fiecare dintre aceste valori, atomul va avea 2(2l+1) electroni si ca pe total numarul maxim al electronilor care au acelasi numar cuantic principal “n” este:

n-1

Σ= 2( 2l+1)= 2( 1+3+…2n-1) = 2n2;

l=0

Astfel, starile energetice ale electronilor din atomi, pentru straturile K,L, M, … sunt prezintate in tabelul de mai jos.

Numarul maxim de electroni aflati pe straturi si substraturi ( nivele energetice) este prezentat in tabelul urmator.

Configuratia electronica se poate prezenta condensat conform Regulii lui Klecikovski care indica ca ; Substraturile ( nivelele energetice) cu valori minime pentru suma l+n, se succed in ordine, la egalitate are prioritate substratul ( nivelul) pentru care “n” este minim.

Astfel, configuratia electronica se prezinta conform modelului de mai jos:

1s22s22p63s23p64s24p65s24d105p64f14…

Ex: – pentru Ca. Acesta are Z=20 ( nr.electroni). Configuratia electronica este:

1s22s22p63s23p64s2.

NOTA

Electronii pot avea doar anumite valori energetice, care formeaza serii discrete. Normal, electronii se afla in starea cu cea mai mica energie, adica pe startul1

( n=1; stratul K), numita si stare fundamentala.

Daca un electron, al unui atom, primeste o energie cel putin egala cu 13,6 eV, sare dincolo de orbita pentru care n=∞si nu mai apartine atomului respectiv. Se spune ca atomul a ajuns in stare ionizata.

La 00K, energia nivelului cel mai inalt ocupat de electroni se numeste

Energie Fermi.

Studierea configuratiei electronice constituie baza intelegerrii legaturilor chimice. Legaturile chimice sunt cele care asigura coeziunea atomilor atunci cand formeaza structuri stabile( ex.molecule, cristale, etc). Modificarile din configuratia electronica sunt determinate de variatia fortelor de legatura interatomice.

Pentru fiecare strat, primul substrat ( nivel) este notat cu “s” și are un singur orbital, al doilea substrat se numește “p” și are 3 orbitali (nu neapărat toți “populați” cu electroni), al treilea substrat este notat cu “d” și are 5 orbitali, al patrulea substrat este notat cu “f” și are 7 orbitali. Lista poate continua în ordine alfabetică: g, h, i etc.

Tipul unui orbital (deci substratul căruia îi aparține) este legat de forma orbitalului. Astfel, orbitalii din substraturile ”s” (“orbitalii s”) sunt sferici și simetrici, iar “orbitalii p” au doi lobi etc.

O altă metodă de a marca un substrat ( nivel energetic), este prin intermediul numărului cuantic orbital “l”. Valorile sunt : 0 pentru “orbitalii s”, 1 pentru “orbitalii p”, 2 pentru “orbitalii d”, 3 pentru “orbitalii f”, 4 pentru “orbitalii g”, etc.

Formele geometrice asociate orbitalilor de pe diferitele substraturi

De regulă, pentru o anumită valoare a lui n avem n substraturi și n2 orbitali. Mai mult, un strat poate "găzdui" 2n2 electroni, iar un substrat poate fi ocupat de maxim 2(2l+1) electroni.
Al treilea  număr cuantic este ml, numărul cuantic magnetic, care identifică orbitalii în cadrul substraturilor, iar fiecare valoare a lui ml corespunde uneia din orientările permise pentru câmpul magnetic asociat orbitalului (pentru un substrat "p" – ml poate fi -1,0 sau 1, pentru un substrat "d", ml poate fi -2,-1,0,1 sau 2 etc.). 

Al patrulea număr cuantic este ms – spinul electronului, care poate avea doar două valori: +1/2 (spin paralel) și -1/2 (spin opus). Pe un orbital încap maxim 2 electroni, primul ocupant fiind de spin paralel, iar al doilea, în mod obligatoriu, de spin opus

Cvadrupletul (n, l, ml, ms) descrie complet un electron din configurația unui

atom, iar principiul excluziunii formulat de Pauli spune că nu pot exista doi

electroni într-un atom care să aibă valori identice pentru toate cele 4 numere

cuantice.

Se cunoaște că aranjamentul electronilor în cadrul atomilor determină proprietățile lor chimice si ca aranjamente similare dau naștere unor proprietăți asemănătoare.

Cu toate ca fiecare electron dintr-un atom e caracterizat de 4 numere cuantice care îl descriu în mod unic, doar două dintre acestea intervin în pozitionarea elementelor din tabelul periodic al lui Mendeleev.

 Numărul cuantic principal„n” – care determină energia electronului (stratul energetic) în fiecare orbital (cu câteva corectari date de celelalte numere) si numărul cuantic secundar„l”-  determină forma orbitalului (nivelul) pe care evolueaza acesta.

Atomii au tendința de a-și realiza o configurație electronică stabilă, asemănătoare cu a elementului din grupa a 18-a (gaz rar) cel mai apropiat prin cedare, acceptare sau prin punere în comun de electroni.

Energia necesara pentru eliberarea unui electron dintr-un atom se numește energie de ionizare, „I”. Se masoara in eV

Energia care se eliberează la alipirea unui electron de către un atom se numește afinitate pentru electroni, „A”. Se masoara in eV

Valoarea absolută a diferenței dintre energia de ionizare și afinitate (II-AI) se numește electronegativitate Mulliken.Ea permite compararea activității chimice a atomilor.

În practică se utilizeaza electronegativitatea relativă „X”.

Electonagativitatea relativa X este definită ca raport intre electronegativitatea elementului și electronegativitatea litiului.

I – A

X = I––-I

ILI – ALi

Electronegativitățile relative au valori cuprinse între 0 și 4

În tabelul urmator sunt prezentate electronegativitățile relative ale câtorva elemente

 Atomii care posedă un număr mic de electroni (1…3) pe stratul de valenta au energia de ionizare mică, afinitate pentru electroni mică, electronegativitate mică și prezintă caracter metalic.

Atomii care au un număr mare de electroni pe stratul de valenta (4…7) au energie de ionizare mare, afinitate pentru electroni mare și prezintă caracter de nemetalic.

Atomii care reacționează, în funcție de condițiile de reacție, atât ca metale cât și ca nemetale se considera ca prezintă caracter amfoter.

Tabelul periodic al elementelor reprezintă o listă a tuturor tipurilor de atomi ce constituie Universul. Identitatea unui atom  este dată de numărul de protoni din nucleul atomic.

Numărul de protoni al unui atom este egal cu numărul de electroni, ceea ce face ca atomul să fie neutru din punct de vedere electric.  Numărul neutronilor poate diferi pentru atomi ai aceluiași element, situație în care atomul se numește  izotop. Tabelul periodic așază elementele în funcție de numărul de electroni ai atomilor. Hidrogenul are un electron și se află la începutul tabelului, heliul are 2, carbonul 6, oxigenul 8, aurul 79, uraniul 92 etc.

Legea lui Mendellev- Proprietatile fizice si chimice ale elementelor se repeta periodic functie de masele lor atomice.

 Tabelul lui Mendeleev.

1Actinidele și lantanidele se numesc împreună "pamânturi rare."

2Metalele alcaline, metalele alcalino-pământoase, metalele de tranziție și de post-tranziție, actinidele și lantanidele se numesc împreună "metale."

3Halogenii și gazele nobile sînt și ele nemetale.

Tabelul periodic al elementelor este realizat astfel incit sa scoata in evidenta similitudinea fizico-chimica dintre anumite elemente. Elementele dintr-o anumita zona a tabelului au proprietati asemanatoare, in timp ce elementele situate la o distanta semnificativa au alte proprietati fizico-chimice. Intre extreme exista un gradient de variatie a proprietatilor fizice si chimice ca efect al masei atomice relative si a configuratiei electronice a elementelor care sunt plasate in zona intermediara.

GRUPELE SISTEMULUI PERIODIC AL ELEMENTELOR

Coloanele tabelului se numesc grupe sau familii. Ele conțin elemente cu proprietăți fizice și chimice asemănătoare, care au aceeași configurație electronică în stratul de valență.

Grupele sunt notate cu cifre arabe de la 1 la 18, conform recomandărilor IUPAC

din 1986. Anterior grupele principale erau notate cu cifre romane de la I la VIII și litera A, iar grupele secundare erau notate cu cifre romane de la I la VIII și litera B.

Grupa a-VIII-aB (respectiv grupele 8,9 și 10) conține triada fierului (Fe, Co, Ni) și metalele platinice(Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt).

Numărul grupei în care se găsește un element este dat de numărul electronilor din stratul de valență al atomilor elementului respectiv.

Pentru a afla numărul de electroni din stratul de valență în cazul elementelor grupelor13 – 18, se scade numărul 10 din numărul grupei; de exemplu fosforul se găsește în gupa 15 a sistemului periodic, deci are 15-10 = 5 electroni în stratul de valență, așa cum se observă și din scrierea configurației electronice 15P: 1s22s22p63s23p3.

Deplasindu-ne de sus in jos pe coloanele (in grupele) tabelului periodic, fiecare element va avea inca un strat de electroni in plus fata de cel de deasupra lui, cu energii din ce in ce mai mari. Chiar daca sarcina nucleului creste pe aceasta directie, straturile energetice suplimentare si distanta din ce in ce mai mare a nucleului fata de electronii de pe ultimul strat face ca acesti electroni sa fie mai putin legati. Una dintre cauze o constituie si influenta straturilor interioare de electroni care au un efect de ecranare, micsorand astfel forta de atractie exercitata asupra electronilor de valenta, ceea ce poate conduce la pierderea lor si implicit la formarea de cationi.
Influenta combinata a acestor factori conduce la o tendinta puternica a elementelor metalice din coltul din stinga jos al tabelului periodic (metalele alcaline grele) de a forma cationi (de a pierde electroni), in timp ce elementele nemetalice din coltul din dreapta sus (halogenii usori) formeaza anioni ( de a absorbi electroni).

Elementele din aceeași coloană au electronii exteriori dispuși pe orbitali de forme identice, ceea ce înseamnă că au proprietăți chimice similare .

PERIOADELE SISTEMULUI PERIODIC AL ELEMENTELOR:

Liniile tabelului (sirurile orizontale ale sistemului periodic) cuprind

elementele dintre două gaze rare succesive si se numesc perioade. Sistemul periodic conține 7 perioade corespunzătoare celor 7 nivele energetice notate

cu cifre arabe de la 1 la 7. Numărul perioadei în care se află un element este egal cu numărul de nivele energetice (straturi) ocupate cu electroni, sau cu valoarea numărului cuantic principal „n” pentru stratul exterior al atomului unui element (stratul lui de valenta).

Primele 3 perioade sunt scurte(au 2, respectiv 8 și 8 elemente), iar următoarele 4 sunt lungi (au18, respectiv18 și 32 elemnte).

Perioada a șaptea este incompletă. Lantanidele (seria 4f) și actinidele (seria 5f) ocupă o poziție specială în sistemul periodic, în partea de jos, sub forma a două

șiruri a câte 14 elemente.

Toate elementele din tabelul periodic sunt asezate pe linii orizontale (perioade), pe baza valorii numarului „l”. 

Elementele dintr-o perioada au acelasi numar de straturi energetice in atom, numar „m”care coincide si cu numarul stratului exterior.

In cadrul aceleeasi perioade elementele sunt aranjate  in ordine crescatoare a numerelor atomice „Z”. Adica in aceeasi perioada fiecare element contine un electron in plus pe ultimul strat, comparativ cu elementul anterior. Aceasta conduce la o crestere a masei nucleului si a sarcinii elementelor de la stinga spre dreapta in cadrul fiecarei perioade, fara a avea insa si o crestere a numarului de straturi de electroni.
Rezulta astfel o crestere a fortei de atractie exercitata de nucleu asupra electronilor de pe stratul de valenta.

O alta consecinta este contractarea stratului de valenta de la stinga spre dreapta, Electronii din acest strat orbiteaza mai aproape de nucleu, adica scade raza atomica. Acest fenomen reflecta o tendinta de crestere a atractiei atomului pentru electroni sai, pe masura ce ne deplasam de la stinga spre dreapta in cadrul aceleasi perioade. 

Metalele alcaline si alcalino-pamintoase care sunt situate la capatul din stinga al perioadelor prezinta o slaba atractie pentru electronii din stratul de valenta, pe care ii cedeaza usor formind astfel ioni pozitivi. Spunem ca aceste elemente sunt electropozitive, spre deosebire de elementele situate in dreapta perioadelor care sunt electronegative.

Astfel, halogenii, situati la extremitatea din dreapta a perioadelor, sunt elemente puternic electronegative. Acestia, avand o afinitate mare pentru electroni, formeaza usor ioni negativi cu metalele sau cu hidrogenul prin atragerea unui electron in stratul de valenta.

OBSERVATIE – Asemanari pe diagonala

Ca urmare a celor doua tendinte importante din tabelul periodic – contractia straturilor de electroni de la stinga la dreapta perioadelor (cresterea electronegativitatii) si cresterea numarului de straturi de electroni in grupe de sus in jos (descresterea electronegativitatii) – se intimpla deseori ca un element sa aiba o raza atomica si raza ionica mai apropiate de ale elementului pozitionat mai jos pe diagonala decit elementele din propria grupa. Deoarece exista o serie de proprietati care sunt dependente de aceste raze si de valorile electronegativitatii, comportarea elementelor situate pe diagonala poate fi uneori asemanatoare. De exemplu, litiu se aseamana ca proprietati chimice cu magneziu.

Exemple de legaturi pe diagonala in tabelul periodic

3. Blocurile de elemente de tip s, p, d si f

Este cunoscut ca substraturile de electroni sunt formate din orbitali de acelasi tip si care au aceeasi energie; acestia sunt notati cu simbolurile s, p, d, f.
Tipuri de orbitali
Elementele chimice se pot clasifica in grupuri sau blocuri, dupa tipul de orbital in care intra electronul distinctiv.
3.1 Elemente de tip bloc s

Toate elementele din blocul s sunt metale si se regasesc in grupele 1 si 2 ale tabelului periodic. Blocul s contine metalele alcaline si metalele alcalino-pamintoase. Aceste metale sunt puternic reactive, pierzind cu usurinta electronii lor de valenta pentru a forma compusi ionici cu numere de oxidare +1 sau +2 (Numarul de oxidare este un numar care indica citi electroni trebuie sa primeasca sau sa cedeze atomul dintr-un compus pentru a forma un atom neutru.

Avind numai unul sau doi electroni de valenta, legatura metalica din structura metalelor din blocul s este relativ slaba, astfel incit acestea sunt metale cu temperaturi de topire scazute.

3.2 Elementele de tip bloc p

Elementele de tip bloc p sunt cele din grupele 13-18 din tabelul periodic. Blocul include un amestec de metale de tip bloc p si nemetale. Metaloizii (sau semi-metalele – germaniu, arsenic, antimoniu) se gasesc si ei in acest bloc. Toate aceste elemente au orbitalii de tip p partial ocupati. Aceste elemente prezinta o variatie mai mare a proprietatilor fizice si chimice comparativ cu cele din blocul de tip s. Blocul p include sihalogenii puternic reactivi si un numar de nemetale extrem de importante cum ar ficarbonul, nitrogenul si oxigenul. Aceste elemente tind sa formeze intre ele compusi covalenti. Tot in blocul p se regasesc si gazele nobile.

3.3 Elemente de tip bloc d

Blocul d contine metalele tranzitionale care au partial ocupat orbitalii d. Energetic, acesti orbitali sunt asemanatori cu cei situati imediat deasupra lor. Ca urmare a energiei tranzitionale scazute, electronii din orbitalul d pot trece usor pe un nivel energetic mai inalt prin absorbtia de radiatii electromagnetice din domeniul vizibil. Unele dintre elementele cele mai grele din blocul d prezinta o puternica instabilitate nucleara, motiv pentru care nu se gasesc in forma naturala ci trebuie produse numai pe cale sintetica.

3.4 Elemente de tip bloc f

Elementele din blocul f sunt lantanidele si actinidele. Acestea au orbitalii 4f sau 5focupati partial sau total si uneori au orbitalul 5d sau 6d ocupat pe jumatate. Ca urmare a diferentelor mici intre nivelele energetice din aceasta regiune a tabelului periodic, lantanidele au proprietati asemanatoare.

O contractie pronuntata apare in seria lantanidelor din blocul f. Ca rezultat al acestei contractii, elementele care urmeaza in tabel imediat dupa lantanide au raze atomice si ionice similare cu elementele din grupa situata imediat la stinga lantanidelor. Tendinta generala pentru elementele cu electronegativitate puternic diferita intre ele este de a forma legaturi ionice. Atomii metalelor tind sa formeze cationi (ioni pozitivi) avind o raza ionica mare. Nemetalele tind sa formeze legaturi covalente intre ele. Oricare dintre elementele din grupa metalelor tranzitionale, inclusiv lantanidele si actinidele prezinta o mai mare asemanare intre ele decit exista in alte zone ale tabelului periodic. Similitudinea rezulta ca urmare a faptului ca stratul de electroni care este completat de-a lungul unei perioade nu este stratul exterior, astfel incit diferentele din cadrul acestei serii de elemente sunt mai putin evidente ca in alte zone, stratul exterior fiind similar.

  LOGICA SISTEMULUI LUI MENDELEEV

Tabelul periodic al elementelor este format din patru blocuri, individualizate grafic prin culori distincte, așa cum se poate observa în figura de mai jos, unde blocul s este albastru, p este galben, d este roz, iar f este verde. Blocul s are l=0 și fiecare linie din acest grup poate găzdui 2 elemente. 
Blocul p are l=1 și fiecare linie din acest bloc poate găzdui 6 elemente. 
Blocul cu l=2 – blocul d – poate ține 10 elemente pe linie, iar blocul corespunzător lui l=3, blocul f, poate găzdui 14 elemente pe linie.

Blocurile s, p, d și f

Pentru a reprezenta tabelul într-un spațiu mai îngust, adesea blocul f este așezat în subsolul tabelului, dar dedesubt este reprezentat în poziția corespunzătoare, rezultând un tabel mai lat, dar corect. Trebuie menționat că am putea poziționa heliul și hidrogenul atât în blocul s, cât și la capătul din dreapta al tabelului, în blocul p. Proprietățile lor chimice justifică plasarea lor în ambele blocuri.

Forma corectă a tabelului lui Mendeleev

Într-un anume bloc, n crește cu unu pentru fiecare linie din tabel. Deci electronii exteriori ai elementelor situate dedesubtul altor elemente au mai multă energie și sunt mai slab legați de atomi. Pe măsură ce se adaugă electroni în jurul atomilor, fiecare nou electron ocupă cel mai scăzut nivel energetic disponibil, iar nivelurile energetice ale orbitalilor determină unde diferitele blocuri „l” (s, p, d, f) își au loc în tabel, pe verticală.

Pentru a reprezenta tabelul într-un spațiu mai îngust, adesea blocul f este așezat în subsolul tabelului, dar dedesubt este reprezentat în poziția corespunzătoare, rezultând un tabel mai lat, dar corect. Trebuie menționat că am putea poziționa heliul și hidrogenul atât în blocul s, cât și la capătul din dreapta al tabelului, în blocul p. Proprietățile lor chimice justifică plasarea lor în ambele blocuri.

Forma corectă a tabelului lui Mendeleev

Într-un anume bloc, n crește cu unu pentru fiecare linie din tabel. Deci electronii exteriori ai elementelor situate dedesubtul altor elemente au mai multă energie și sunt mai slab legați de atomi. Pe măsură ce se adaugă electroni în jurul atomilor, fiecare nou electron ocupă cel mai scăzut nivel energetic disponibil, iar nivelurile energetice ale orbitalilor determină unde diferitele blocuri „l” (s, p, d, f) își au loc în tabel, pe verticală.

Elementele chimice situate in grupele 1-3 ale tabelului lui Mendeleev sunt electropozitive , iar cele situate in grupele 5 – 7 sunt electronegative.

Legaturi chimice

Legaturile chimice se realizeaza prin interactiunea electronilor de valenta a doua

sau mai multe elemente.

Legaturile chimice apar ca urmare a tendintei atomilor de a ajunge intr-o stare

stabila, adica cu energie minima. Aceasta se realizeza prin formarea unei structuri

electronice stabile pe stratul lor de valenta, asemanatoare gazului inert cel mai

propiat, din tabelul periodic.

Gazele inerte au ( in general) pe stratul de valenta o configuratie electronica de

octet ( exceptie face heliul- care are configuratie de dublet), ceea ce le atribuie

inertie chimica. Aceasta inseamna ca ( in general) atomii tind sa-si realizeze pe

stratul de valenta , o configuratie stabila de maxim 8 electroni.

Atomii pot ajunge la configuratii electronice stabile pe stratul de valenta, prin

cedare, acceptare, sau punere in comun de electroni prin reactii cu alti atomi, adica

atunci cand se formeaza legaturi chimice.

Legaturile chimice pot fi:

– Legaturi ionice ( sau electrovalente)- sunt legaturile chimice in care atomii

vecini isi transfera total electronii de valenta.

Atomul metalic, care cedeaza electroni, devine ion pozitiv , iar cel nemetalic, care-i primeste devine ion negativ.

Legătura ionică este formată prin atragerea electrostatică a sarcinilor opuse și are loc între metalele tipice și nemetalele tipice. Pentru a forma o configurație electronică exterioară de echilibru (8 electroni), atomii se asociaza prin cedarea și respectiv primirea de unul sau doi electroni. Se formeză astfel o moleculă a cărei legătură ionică (polară, heteropolară, electrovalentă) se bazează pe atracția electrostatică exercitată între atomii ionizați pozitiv si cei ionizati negativ. Atomii astfel asociati, în stare solidă, se organizează sub formă de cristale ( retele cristaline), care datorită tipului de legătură se numesc cristale ionice 9 retele ionice).

Cristalele ionice tipice se formează ca rezultat al reacției dintre un element metalic puternic electropozitiv (grupele I,II) si un element puternic electronegativ (grupele VI, VII).

Metalele de tranziție pot forma și ele cristale ionice atunci când diferența de electronegativitate este suficient de mare. (Ex:clorura de sodiu – NaCl. Sodiul este un metal din grupa I A și are un electron de valență, pe care îl poate ceda și formează configurația stabilă a gazului inert neon.Clorul,nemetal din grupa VII A, are 7 electroni de valență și poate ajunge la configurația stabilă de octet prin acceptarea unui electron, cel transferat de la atomul de sodiu.)

Teoria lui Born și Madelung dă o descriere a legăturii ionice. Între doi atomi apropiați, unul ionizat pozitiv și altul ionizat negativ, apar forțe electrostatice centrale de atracție care variază cu pătratul distanței și forțe de respingere care variază cu inversul distanței, la o putere n>2.

O substanță ionică este neutră din punct de vedere electric. Suma sarcinilor pozitive este egală cu suma sarcinilor negative. Raportul dintre numarul ionilor cu sarcini de semn contrar este de 1:1

Din punct de vedere al tăriei, legătura ionică este cea mai puternică. Din aceasta cauza punctele de topire ale substanțelor ionice sunt mai ridicate.

Legatura ionica se intalneste la saruri si la oxizii metalici.

Numarul ionilor de semn contrar, situati în imediata vecinatatea unui anumit ion, se numeste  numar de coordinare (NC).

 Deoarece legatura ionica nu este orientata în spatiu si fortele de atractie electrostatica  actioneaza egal în toate directiile se formeaza un  macroagregat ionic.

Proprietatile substantelor ionice

STAREA DE AGREGARE

In conditii normale de temperatura,substantele ionice sunt solide,cristalizate.

Punctele de topire si de fierbere ale compusilor ionici au valori mari,deoarece lega-

tura ionica este o legatura puternica.

-Dimensiunile ionilor au un rol important în determinarea structurii si stabilitatii cristalului ionic.

Punctele de topire ale compusilor ionici sunt cu atât mai mari cu cât raza ionilor este mai mica. Astfel: NaF  (992),NaCl  (801),NaBr (740).

-Stabilitatea cristalului ionic este influentata si de marimea sarcinii ionilor.Astfel, punctul de topire creste cu sarcina ionului pozitiv:Astfel:NaF (992), MgF2 (1260), AlF3 (1290).

2).REZISTENȚA MECANICĂ- este slaba

-Cristalele ionice se sfarima sub actiune fortelor mecanice.

3).SOLUBILITATEA

-Majoritatea compusilor ionici sunt solubili în solventi polari. Ex. apa.

4).CONDUCTIBILITATEA ELECTRICĂ

-Cristalele ionice nu conduc curentul electric în stare solida, deoarece ionii ocupa po-

zitii relativ fixe în reteaua cristalina.

-În stare lichida, sau în solutii, ionii devin mobili sub actiunea unei diferente de po-

tential. Ionii polarizati se vor deplasa spre electrozii corespunzatori, facând astfel posibila trecerea curentului electric.

Substantele care permit trecerea curentului electric printr-o solutie sau o topitura se numesc  electroliti.     

Legaturi covalente – apar atunci cand mai multi atomi nemetalici isi pun in comun electronii de valenta. Rezultatul legăturii se numește moleculă.

Dupa modul in care atomii isi pun in comun electronii, legăturile covalente pot fi de trei feluri.

nepolară – apare la atomii din aceeași specie sau la atomii din specii diferite care au electronegativități foarte apropiate (aceștia fiind carbonul și hidrogenul). Fiecare dintre cei doi atomi pune în comun câte un electron, și fiecare atrage la fel de mult perechea astfel formată.

polară – există doar între atomi ai nemetalelor din specii diferite. Fiecare dintre cei doi atomi pune în comun câte un electron. Atomul care are electronegativitatea mai mare atrage mai puternic perechea formată. Atomul cu electronegativitatea mai mică devine astfel dezvelit de electroni.

coordinativă – este o legătură covalentă polară in care doar un atom pune în comun cei doi electroni necesari formării legăturii (acesta numindu-se donor), iar celălalt acceptă perechea oferită (acesta numindu-se acceptor).

Legaturile covalente se intalnesc la acizi si la oxizi metalici .

– Legaturi metalice – Legaturile metalice sunt proprii metalelor

Ele apar atunci cand electronii de valenta apartin in egala masura toturor atomilor care formeaza respectiva stuctura metalica. Datorita acestei caracteristici metalele sunt bune conducatoare de electricitate si de caldura . Metalele nu se pot electriza.

Chimistul norvegian V.M.Goldschmidt considera că între atomii unui metal ar exista covalențe. L.Pauling considera că în rețeaua metalică legăturile dintre atomi sunt în rezonanță, electronii de valență fiind repartizați statistic în mod egal între toți atomii alăturați ai rețelei cristaline. De exemplu, în rețeaua cristalină a sodiului fiecare atom, având un electron de valență în orbitalul 3s, poate forma o covalență cu un atom vecin. Prin urmare, Pauling, considera ca între atomii unui metal se stabilesc legături dielectronice, labile, care se fac și se refac permanent, între diferitele perechi de atomi vecini din rețea. De exemplu,la formarea legăturii metalice din sodiul cristalizat, ia parte numai electronul de valență al fiecarui atom în parte.

Pentru explicarea intensității legăturii metalice, L.Pauling considera că prin transfer de electroni de la un atom la altul se formează și structuri ionice. Prin urmare, la metale unii atomi primesc mai mulți electroni decât pot include în stratul de valență.

Coeziunea mare a metalelor este explicată de către Pauling prin existența valenței metalice, care este cuprinsă între 1 și 6. Valența metalică este reprezentată de numărul electronilor care participă la formarea legăturii metalice. Pentru elementele cu Z=19-31 valența metalică este reprezentată de cifra scrisă deasupra fiecarui element. Prin urmare, numărul maxim de legături metalice este format de metalele tranziționale cu coeziune maximă din grupele VI b, VII b și VIII b.

Metalele al căror număr de legături metalice este mare, au raze atomice mici, densități și durități mari, temperaturi de topire și de fierbere ridicate precum și o rezistență remarcabilă la solicitările mecanice exterioare.

Comparativ cu legaturile covalente, legăturile metalice sunt nesaturate, nelocalizate și nedirijate în spațiu, ceea ce poate explica plasticitatea metalelor.

Legaturi cristaline. Forte interatomice.

Cristalele iau nastere prin repetarea ciclica,in spatiu, a unei anumite strucuri de particule ( ex.atomi). Coeziunea acestor particule este asigurata, in cadrul structurii respective, de atractia electrostatica dintre sarcinile pozitive ale neutronilor atomilor implicati si sarcinile negative ale electronilor respectivi.

Pentru a determina fortele si energiile de coeziune ale cristalului trebuie sa cunoastem fortele si energiile atomilor liberi.

Daca intr-un cristal, doi sau mai multi atomi sunt vecini, distributia sarcinilor lor electrice se suprapune si dau o energie totala a atomilor din cadrul cristalului respectiv. Aceasta energie aparuta respecta principiul lui Pauli si in consecinta oricare doi electroni, neputand ocupa aceeasi stare cuantica , apare tendinta ca electronii unui atom sa ocupe starile cuantice ale atomului vecin, care insa sunt deja ocupate de electronii proprii. In consecinta electronii vor trebuie sa ocupe stari libere , caracterizate de energii mai mari. Astfel energia sistemului se mareste si apare pericolul ca atomi implicati sa devina liberi. Coeziunea ansamblului de atomi se atinge atunci cand exista un potential atractiv compensatoriu, echivalent.

Forta rezultanta FN este cea care determina marimea energiei totale potentiale

( rezultante) Up, de interactiune, prin compunerea energiilor potentiale ale tuturor perechilor de atomi din cristal

Up = ∫FN dr = – ∫FA dr + ∫ FR dr,

Unde:FN are doua componente, una de atractie FA si una de respingere FR

Punctual si principial, FN = – A /rM + B / rN

Pozitia spatiala de echilibru, a particulelor implicate, aflate la distante r, relativ stabile, dintre ele se atinge atunci cand energia potentiala rezultanta Up este minima si fortele reactive, de coeziune rezultante FN, sunt maxime, adica la distanta r0.

Variatia acestor forte si energii, functie de distanta “r” dintre particule, este prezentata in figura de mai jos.

F A – forta de atractie ; F R – forta de respingere; F N – forta totala;

Ur – potential repulsiv; Ua – potential atractiv, Up – energie potentiala de interactiune Lennard-Jones ( energia totala de legatura)

0.1.1.2 Sisteme cristaline

Cristalul este un ansamblu regulat cu dimensiuni finite.

Pentru studierea lui pornim de la acceptiunea ca un ansamblu de atomi distribuiti periodic, intr-un spatiu tridimensional( periodic, sau neperiodic) reprezinta o retea cristalina.

Daca in fiecare punct al retelei admitem ca exista cate un atom inseamna ca avem o structura cristalina.

Punctele unei retele care au acelasi numar de vecini se numesc noduri ale retelei. Teoretic , nodurile retelei se asociaza nucleelor atomilor din retea.

Pentru studii admitem ca reteaua cristalina este definita printr-o celula elementara constituita din cel mai mic grup de elemente ordonate care se pot reproduce in spatiu. Acest grup este constituit din 6 elemente:

Primele trei a, b, c – reprezinta distantele dintre nodurile retelei

Urmatoarele trei α, β, γ – unghiurile dintre fete

Celula cristalina elementara conventionala

Clasificarea cristalelor În funcție de tipurile legăturilor chimice

Cristale ionice: cristalele formate din ioni pozitivi (cationi) și ioni negativi (anioni), între care apar forțe de natură electrostatică (legătură ionică). Pentru ca valoarea forței de atracție să fie mai mare decât cea de respingere dintre ioni cu același semn, se impune ca cei mai apropiați vecini ai unui ion oarecare să fie ioni de semn contrar, iar cei mai apropiați vecini de gradul doi să fie ioni de același semn.

Cristalelor ionice sunt caracterizate de numărul de coordinație,-care reprezintă numărul ionilor de semn contrar, vecini de ordinul 1 al unui ion oarecare. Valoarea acestuia este dată de raportul valorilor razelor ionilor de semne contrare. Acestea depind de echilibrul dintre forțele de atracție si cele de respingere, coroborat cu principiului de excluziune al lui Pauli, electronii interiori ai unuia dintre ioni nu pot să pătrundă în spatiul în care se găsesc ceilalți electroni.

Cristale atomice: cristalele care au la bază legătura covalentă dintre atomi neutri (identici sau diferiți). Pentru a se înțelege mai bine natura legăturii covalente, se interpretează calitativ molecula de hidrogen. La distanțe mici, datorită identității celor doi electroni și deci a imposibilității identificării fiecărui electron în parte, ei aparținând în același timp ambilor atomi. Între cei doi atomi există un schimb continuu al celor doi electroni, determinat de energia de schimb, care scade odată cu distanța. La baza apariției legăturii covalente stă interacțiunea de schimb, generată de schimbul electronilor între atomi. Aceste mărimi au un caracter pur cuantic. Deci legăturile covalente se stabilesc prin perechi de electroni cu spini antiparaleli; mobilul împerecherii îl constituie compensarea spinului electronului, care conduce la o stare energetică mai favorabilă. Exemple de cristale covalente sunt cristalele semiconductoare, cu o conductibilitate electrică și termică mică.

Cristale metalice: cristalele metalice se asemănă cu cele atomice, luând în considerare că, spre deosebire de cele atomici, în legăturile metalice electronii aparțin tuturor ionilor și atomilor din nodurile rețelei, ca și cum ar fi puși în comun (gaz electronic). Cristalele metalice sunt elastice, ductile, maleabile, cu o mare plasticitate și o conductivitate electrică bună.

Cristale moleculare sau cristale van der Waals: cristale care conțin în nodurile rețelei molecule, care își mențin individualitatea atât în faza gazoasă, cât și în cea lichidă. Menținerea moleculelor in nodurile rețelei se datorează unor forțe slabe de natură electrostatică, manifestată între dipoli electrici fie preexistenți în moleculă, fie forte care iau naștere prin inducție, toate acestea se numesc Forte Van der Waals. Cristalele moleculare se topesc la temperaturi mici, se evaporă ușor și prezintă un grad de compresibilitate mare.

Cristale cu legături de hidrogen: cristale care prezintă legături ( punți) de hidrogen, realizate între atomi de hidrogen și atomi puternic electronegativi ( fluor, azotul, oxigenul, sau clorul).

Exemple:gheața, (HF2)-, (H3BO3)n, etc

In spatiul tridimensional exista 14 retele cristaline, grupate in 7 tipuri de celule conventionale

Alotropia si polimorfismul cristalelor

Defecte le retelelor cristaline

Starea metalica

Aliaje

Functiile termodinamice ale starii aliajelor;

Natura fazelor

Constituenti metalografici

Difuzia

Difuzia in starea lichida

Difuzia in starea solida