1. CUPRINS
PREFAŢĂ.................................................................................................................7
1. ATOMI. STRUCTURA ATOMICĂ.....................................................................8
CLASIFICAREA ELEMENTELOR........................................................................8
1.1. DESCOPERIREA ELECTRONULUI..............................................................9
1.2. MODELUL STATIC AL ATOMULUI........................................................10
1.3. MODELUL PLANETAR AL ATOMULUI................................................11
1.4. CERCETAREA ÎNVELIŞULUI ELECTRONIC CU AJUTORUL
SPECTRELOR ATOMICE..................................................................................12
1.4.1. Spectrul atomului de hidrogen.................................................................13
1.5. MODELUL CUANTIC AL ATOMULUI DE HIDROGEN, DUPĂ
BOHR................................................................................................................15
1.5.1.Postulatele lui Bohr...................................................................................15
1.5.2. Calculul razelor orbitelor permise...........................................................16
1.5.3. Calculul caracteristicilor liniilor spectrale ale hidrogenului şi
interpretarea lor prin teoria lui Bohr..................................................................17
1.5.4. Explicarea spectrelor de raze X cu ajutorul teoriei lui Bohr....................19
1.6. MODELUL ATOMIC BOHR-SOMMERFELD..........................................21
1.7. STRUCTURA ATOMICĂ INTERPRETATĂ PRIN TEORIA MECANICII
CUANTICE..........................................................................................................23
1.7.1. Apariţia teoriei mecanicii cuantice..........................................................23
1.7.2. Atomul de hidrogen în concepţia mecanicii cuantice..............................24
1.7.3. Relaţiile de nedeterminare, reflectare obiectivă a caracterului undă-
corpuscul............................................................................................................25
1.7.4. Ecuaţia de undă a lui E. Schrödinger.......................................................26
1.7.5. Numere cuantice......................................................................................27
1.8. CLASIFICAREA ELEMENTELOR ÎN SISTEMUL PERIODIC............31
1.9. OCUPAREA ORBITALILOR ATOMICI CU ELECTRONI...................33
STRUCTURA ÎNVELIŞULUI DE ELECTRONI A ATOMILOR..................33
2. MOLECULE. LEGĂTURI CHIMICE...............................................................36
2.1. LEGĂTURA IONICĂ (ELECTROVALENTĂ)..........................................38
2.1.1. Teoria lui Kössel (1916)..........................................................................38
2.2. LEGĂTURA COVALENTĂ........................................................................39
2.2.1. Teoria electronică a lui G.H. Lewis (1916) ............................................39
şi I. Langmuir (1919).........................................................................................39
2.2.2. Combinaţii complexe. Teoria coordinaţiei..............................................41
2.2.3.Teoria mecanic cuantică a legăturii covalente..........................................42
2.3. LEGĂTURA METALICĂ............................................................................60
2.4. LEGĂTURA DE HIDROGEN...................................................................61

2. 2.5. LEGĂTURI PRIN FORŢE VAN DER WAALS.......................................63
3. TERMODINAMICA CHIMICĂ........................................................................63
3.1. NOŢIUNI DE TERMOCHIMIE...................................................................63
3.1.1. Căldura de reacţie....................................................................................63
3.1.2. Legile termochimiei.................................................................................65
3.1.2.1. Legea egalităţii numerice a căldurii de formare cu cea de
descompunere....................................................................................................65
3.1.2.2. Legea constanţei sumei căldurilor de reacţie .......................................66
(Hess, 1840).......................................................................................................66
3.1.3. Importanţa biologică a fenomenelor termochimice................................66
3.2. INTRODUCERE ÎN TERMODINAMICA CHIMICĂ................................67
3.2.1. Principiul I al termodinamicii sau legea conservării energiei..................68
3.2.2. Principiul II al termodinamicii.................................................................69
4. ECHILIBRE CHIMICE......................................................................................72
4.1. REACŢII REVERSIBILE ŞI IREVERSIBILE...............................................72
4.2. DEMONSTRAŢIA CINETICĂ A ECHILIBRULUI CHIMIC....................73
4.3. LEGEA ACŢIUNII MASELOR...................................................................73
4.4. DEDUCEREA TERMODINAMICĂ A .......................................................74
CONSTANTEI DE ECHILIBRU........................................................................74
4.5. DEPLASAREA ECHILIBRULUI CHIMIC.................................................76
PRINCIPIUL LUI LE CHÂTELIER....................................................................76
4.5.1. Influenţa temperaturii..............................................................................77
4.5.2. Influenţa presiunii....................................................................................77
4.5.3. Influenţa concentraţiei.............................................................................77
5. SOLUŢII..............................................................................................................79
5.1. NOŢIUNI GENERALE.................................................................................79
5.1.1. Dizolvarea................................................................................................79
5.1.2. Solubilitatea substanţelor.........................................................................80
5.2. SOLUŢII IDEALE........................................................................................83
5.2.1. Osmoza. Presiunea osmotică...................................................................83
5.2.1.1. Legile presiunii osmotice.....................................................................86
5.2.2. Urcarea punctului de fierbere şi coborârea punctului de congelare al
soluţiilor (Ebulioscopia şi crioscopia)...............................................................87
5.2.3. Presiunea de vapori a soluţiilor. Legea lui Raoult...................................89
5.3. SOLUŢII DE ELECTROLIŢI.......................................................................90
5.3.1. Anomalii observate în studiul mărimilor coligative................................90
5.3.2. Disociaţia electrolitică.............................................................................91
5.3.3. Electroliţi tari. Teoria lui Debye şi Hückel..............................................94
6. ECHILIBRE IONICE..........................................................................................96
6.1. TEORII ASUPRA ACIZILOR ŞI BAZELOR. ............................................96
REACŢII IONICE................................................................................................96
6.1.1. Acizi şi baze în teoria disociaţiei electrolitice.........................................96
6.1.2. Teoria transferului de protoni..................................................................97
6.1.3. Teoria electronică asupra acizilor şi bazelor..........................................101
4

3. 6.1.4. Alte teorii acido-bazice..........................................................................102
6.1.5. Teoria energo-structurală a acizilor şi bazelor.......................................103
6.1.6. Ionizarea acizilor şi bazelor slabe..........................................................107
6.1.7. Legea diluţiei.........................................................................................109
6.2. IONIZAREA APEI...................................................................................110
6.2.1. Produsul ionic al apei.............................................................................110
6.2.2. Exponentul de hidrogen. Scara de pH a soluţiilor.................................112
6.3. ELECTROLIŢI AMFOTERI (AMFIPROTICI).........................................112
6.4. SĂRURI ÎN SOLUŢIE................................................................................115
6.4.1. Hidroliza sărurilor..................................................................................115
6.4.2. Soluţii tampon........................................................................................118
6.4.3. Electroliţi greu solubili. Produs de solubilitate......................................121
7. NOŢIUNI DE CINETICĂ CHIMICĂ. CATALIZA........................................123
7.1. OBIECTUL CINETICII CHIMICE............................................................123
7.2. VITEZA DE REACŢIE...............................................................................123
7.3. ORDIN DE REACŢIE. MOLECULARITATE..........................................125
7.4. FACTORII CARE INFLUENŢEAZĂ VITEZA DE REACŢIE................129
7.4.1. Influenţa temperaturii............................................................................129
7.4.2. Influenţa catalizatorilor. Cataliza...........................................................132
7.4.3. Influenţa intermediarilor activi..............................................................141
8. STAREA COLOIDALĂ A MATERIEI...........................................................144
8.1. DEFINIREA STĂRII COLOIDALE..........................................................144
8.2. CLASIFICAREA SISTEMELOR COLOIDALE.......................................145
8.3. PREPARAREA SISTEMELOR COLOIDALE..........................................148
8.3.1. Metode de purificare a coloizilor...........................................................148
8.4. STRUCTURA MICELILOR COLOIDALI ŞI SARCINA LOR................149
8.5. PROPRIETĂŢILE SISTEMELOR COLOIDALE.....................................151
8.5.1. Stabilitatea coloizilor.............................................................................151
8.5.2. Proprietăţi electrice................................................................................151
8.5.3. Proprietăţi optice şi cinetice...................................................................152
9. ELECTROCHIMIA. CONVERSIA ELECTROCHIMICĂ DE ENERGIE.153
OXIDARE ŞI REDUCERE..................................................................................153
9.1. NOŢIUNI INTRODUCTIVE......................................................................153
9.2. CALCULUL COEFICIENŢILOR STOECHIOMETRICI.........................155
9.3. POTENŢIAL DE OXIDO-REDUCERE.....................................................155
9.4. ELECTROLIZA..........................................................................................157
9.4.1. Reacţii electrochimice la electrozi.........................................................157
9.4.2. Relaţii cantitative în electroliză............................................................158
9.4.3. Aplicaţii practice ale electrolizei...........................................................159
9.5. SURSE CHIMICE DE CURENT................................................................161
9.5.1. Pile electrochimice primare...................................................................161
9.5.2. Pile electrochimice secundare (acumulatoare)......................................163
9.5.3. Pile de combustie...................................................................................171
5

4. 10. COROZIUNEA Şl PROTECŢIA METALELOR Şl ALIAJELOR
ÎMPOTRIVA COROZIUNII.................................................................................175
10.1. GENERALITĂŢI......................................................................................175
10.2. Coroziunea chimică...................................................................................176
10.2.1. Formarea peliculelor oxidice de coroziune..........................................176
10.3. PROTECŢIA METALELOR ŞI ALIAJELOR ÎMPOTRIVA
COROZIUNII.....................................................................................................179
10.3.1. Alegerea raţională a materialelor de construcţie a instalaţiilor............180
10.3.2. Reducerea agresivităţii mediului corosiv.............................................180
10.3.3. Modificarea compoziţiei materialelor metalice...................................182
10.3.4. Aplicarea de depuneri şi pelicule protectoare......................................183
10.3.5. Factorii care influenţează depunerile metalelor pe cale electrochimică.
.........................................................................................................................184
11. capitolul...........................................................................................................191
BIBLIOGRAFIE...................................................................................................192
6

5. PREFAŢĂ
CHIMIA este una dintre ştiinţele fundamentale ale naturii.
Având ca obiect de studiu substanţele care intră în alcătuirea corpurilor
precum şi fenomenele prin care aceste substanţe se transformă în altele, chimia
permite atât cunoaşterea lumii care ne înconjoară cât şi transformarea ei.
De aceea, chimia este întâlnită în toate domeniile activităţii umane,
contribuind în mod direct la ridicarea pe o treaptă superioară a civilizaţiei. Orice
progres realizat în domeniul chimiei se reflectă în cele din urmă în îmbunătăţirea
condiţiilor materiale ale oamenilor. Nu există ramură a industriei care să nu fie
legată de aplicaţiile chimiei, majoritatea bogăţiilor naturale fiind date în circuitul
productiv prin intermediul chimiei.
Generalizarea în producţie a cercetării chimice şi biochimice ce se vor
obţine revine şi actualei generaţii de studenţi care trebuie să-şi însuşească temeinic
cele mai noi cuceriri ale ştiinţei şi tehnicii în domeniul specialităţii lor. Ei trebuie
să cunoască bine natura, proprietăţile materiei vii şi modul de transformare a
substanţelor în organismele vii. Pentru aceasta, ne-am propus să tratăm în
prezentul manual noţiunile fundamentale de chimie necesare studenţilor din primul
an de studii de la facultăţile nechimice cu profil biologic.
Manualul este conceput pentru acoperirea disciplinei „Chimie’’ din planul
de învăţământ deci, la volumul determinat de numărul de ore afectat acestei
discipline. În consecinţă, materialul este prezentat într-un număr relativ redus de
pagini raportat la volumul imens de date informaţionale pe care ar trebui să le
cuprindă. Pentru aceasta a fost necesar să se apeleze şi la fondul de cunoştiinţe
obţinute în liceu, păstrându-se astfel continuitatea.
S-a pornit de la ideea de a forma la studenţi o bază de cunoştiinţe teoretice
de chimie strâns legate de necesităţile practice ale cunoaşterii organismelor vii. Au
fost selectate dintr-un vast material pe care îl pune azi la dispoziţie chimia
modernă, chimia anorganică, chimia organică, chimia analitică şi biochimia, numai
acele noţiuni care, prezentate metodic, de la simplu la complex, permit însuşirea
acestei discipline şi înţelegerea altor discipline, creând astfel premisele ca viitorul
specialist să fie înarmat cu toate cunoştiinţele necesare pentru a putea satisface
cerinţele producţiei.
De asemenea, s-a urmărit ca prin intermediul acestui manual, să se formeze
la studenţi dorinţa de a pune în practică cele studiate, de a lucra în laborator, de a
cerceta, de a fi pasionaţi pentru descoperirea noului, de a obţine soiuri noi de
plante cu randamente superioare, de a şti să modifice metabolismul plantelor
pentru a le face mai rezistente la boli, la secetă, la ger. Prin caracterul său complex,
lucrarea este de un real folos studenţilor de la facultăţiile agronomice (Agricultură,
Horticultură) şi de la secţiile de Biologie, Ingineria Mediului, Tehnologia
Prelucrării Produselor Alimentare, Agromontanologie etc precum şi specialiştilor
care lucrează în laboratoare şi în producţia agricolă.
AUTORII
7

6. 1. ATOMI. STRUCTURA ATOMICĂ.
CLASIFICAREA ELEMENTELOR
Etapele istorice ale dezvoltării civilizaţiei se confundă cu etapele definirii şi
elucidării noţiunii de atom şi cu istoria întregii chimii, deoarece, această noţiune
face parte integrantă din concepţia despre structura materiei încă din antichitate şi
până în prezent.
Filozofii antici greci Leucip şi Democrit au emis o teorie numită atomistică
conform căreia materia nu este divizibilă la infinit ci există o limită a acesteia.
Particulele foarte mici care ating această limită, au fost numite de ei atomi (gr.
Atomos, ce nu se poate divide). Toţi atomii sunt alcătuiţi din aceeaşi materie
primară dar se deosebesc între ei prin dimensiuni, formă şi mişcare, iar corpurile se
deosebesc între ele prin numărul, forma şi modul cum sunt aranjaţi atomii din care
sunt formate.
Ideile acestor filozofi greci, expuse mai mult sub o formă metafizică,
speculativă şi naivă (acizii înţeapă pentru că atomii lor sunt ascuţiţi, au ţepi) au fost
reluate de către M.V. Lomonosov la jumătatea secolului al XVIII-lea, dându-se
pentru prima dată o interpretare ştiinţifică. El a enunţat concepţia sa moleculară şi
atomistă, conform căreia substanţele simple se compun din particule materiale
foarte mici, imperceptibile, pe care le-a numit elemente (atomii de azi), iar
corpurile compuse, din particule complexe numite corpuscule (moleculele
cunoscute azi).
Această ipoteză asupra structurii materiei a fost reluată şi dezvoltată de J.
Dalton la începutul secolului al XIX-lea pentru a explica legile fundamentale de
combinare a substanţelor, legi descoperite în acea vreme. Dalton fundamentează
deci noţiunea de atom pe baze experimentale. După Dalton, toate corpurile sunt
formate din particule foarte mici numite atomi, legaţi între ei prin forţe de atracţie.
El consideră însă că atomii au o structură omogenă, sunt indivizibili şi cu neputinţă
de distrus. Atomii unui corp simplu sunt identici între ei, având aceeaşi mărime,
greutate, culoare etc. Atomii diferitelor elemente (corpuri simple) se deosebesc
unii de alţii prin aceste însuşiri. Deci, se cunosc atâtea feluri de atomi câte
elemente există. Prin unirea atomilor de tip diferit rezultă corpuri compuse care
sunt alcătuite, considera el, din atomi compuşi (moleculele de azi). El nu a văzut
însă diferenţa calitativă între atomii simpli şi cei compuşi, nu i-a văzut pe ultimii
ca o formaţie calitativ nouă ci ca o sumă de atomi simpli într-o îmbinare mecanică.
Cu toată imperfecţiunea ipotezei atomice a lui Dalton, în urma verificărilor
ulterioare cu ajutorul metodelor fizice şi chimice, s-a ajuns la concluzia că atomii
există în realitate, iar ipoteza atomică a devenit astfel teoria atomică.
Noţiunea de moleculă, anticipată de Lomonosov, a fost clarificată în
decursul secolului trecut paralel cu noţiunea de atom. Astfel, A. Avogadro, pe baza
legii lui Gay Lussac privind combinarea elementelor în stare gazoasă, a ajuns la
concluzia că elementele care, în condiţii obişnuite se află în stare gazoasă, sunt
formate din molecule biatomice. Alţi mari chimişti ca S. Cannizzaro, A.M.
8

7. Butlerov şi D.I. Mendeleev au confirmat existenţa atât a atomilor cât şi a
moleculelor ca particule distincte, componente ale materiei. Pe baza determinării
numărului lui Avogadro (numărul de molecule N conţinute într-un mol da gaz în
condiţii normale: N = 6,0225·1023 mol-1) s-a putut calcula masa unei singure
molecule, a unui singur atom sau chiar dimensiunile acestora. În acest fel a fost
fundamentată teoria atomo-moleculară a materiei.
Cercetările experimentale începute la sfârşitul secolului al XIX-lea, au
deschis seria descoperirilor care au dus la elucidarea structurii atomice, dovedindu-
se astfel că atomul nu este o particulă omogenă, compactă, impenetrabilă şi
indivizibilă, ci este o particulă complexă, formată la rândul ei din mai multe alte
particule.
S-a stabilit astfel că în compoziţia tuturor atomilor se află aceleaşi particule
care diferă însă de la un atom la altul prin numărul şi aşezarea lor. În acest fel se
poate înţelege de ce există asemănări şi deosebiri între elementele chimice şi cui se
datoreşte posibilitatea de clasificare a acestora.
În cele ce urmează se prezintă principalele descoperiri şi teorii care au
contribuit la cunoaşterea structurii atomilor.
1.1. DESCOPERIREA ELECTRONULUI
Prima dovadă în demonstrarea divizibilităţii atomilor şi în elucidarea
structurii lor a fost descoperirea electronului prin studiul razelor catodice care se
formează în descărcările electrice în gaze.
Descărcările electrice în gaze rarefiate realizate în tuburi catodice (tuburile
Crookes) la tensiuni înalte de 50 000 volţi şi presiuni scăzute de 10-2...10-3 torr au
permis punerea în evidenţă a două tipuri de raze: catodice şi canal.
Razele catodice constituie un flux de particule încărcate cu sarcină negativă.
Ele se deplasează de la catod spre anod şi se propagă rectiliniu în urma trecerii prin
fantele 1 şi 2 (fig. 1).
Dacă trec prin plăcile unui condensator, sunt deviate spre placa pozitivă. Au
proprietatea de a crea o fluorescenţă galben-verzuie pe peretele fluorescent al
tubului catodic. Deoarece natura razelor catodice nu se modifică prin schimbarea
metalului din care este confecţionat catodul şi nici prin schimbarea gazului din tub,
s-a tras concluzia că particulele încărcate cu electricitate negativă din care sunt
alcătuite, constituie un component comun al tuturor atomilor. S-a propus ca aceste
particule să se numească electroni. Razele catodice sunt alcătuite din electronii
care părăsesc catodul şi din electronii atomilor gazului din tub smulşi prin ionizare
în urma ciocnirilor cu o parte din electronii ce provin din catod.
9

8. Figura 1. Tub catodic de descărcări în gaze rarefiate
După descoperirea electronului, au fost determinate şi calculate principalele
sale caracteristici: masa (m), sarcina (e) şi sarcina specifică (e/m).
Astfel J.J. Thomson (1897) a determinat sarcina specifică a electronului
(sarcina unitătii de masă sau raportul e/m):
e/m = 1,75879·1011 C·kg-1
Cunoscând raportul e/m s-a calculat masa de repaus a electronului:
m = 9,108·10-31 kg, de unde rezultă că electronul are o masă de 1837 ori mai
mică decât masa atomică absolută a hidrogenului care este de 1,67·10-27 kg.
În ceea ce priveşte dimensiunile electronului, se consideră că raza sa este de
aproximativ 100 000 ori mai mică decât raza atomilor.
Razele anodice sau canal (fig. 1.) se deplasează de la anod spre catod, au
sarcină pozitivă şi pot fi deviate de placa negativă a unui condensator. Ele sunt
alcătuite din resturile atomilor de gaz care au pierdut electroni (sunt ioni gazoşi
pozitivi).
Dacă în calea razelor catodice se pune o placă subţire metalică, rezultă al
treilea fascicul de raze, numite raze X. Spre deosebire de razele catodice sau
anodice, acestea nu sunt deviate în câmp electric sau magnetic având natura
electromagnetică asemănătoare cu natura luminii.
1.2. MODELUL STATIC AL ATOMULUI
După descoperirea electronilor s-a pus problema aranjării acestora împreună
cu sarcinile pozitive în interiorul atomului, ceea ce a dus la elaborarea mai multor
modele atomice.
Primul model elaborat de J.J. Thomson (1898) explica în mod static
aşezarea electronilor în atom. După acest model, atomul are forma unei sfere în
care sarcinile electrice pozitive repartizate uniform sunt neutralizate de un număr
10

9. egal de sarcini electrice negative (electroni) aşezaţi după vârfurile unor forme
geometrice regulate. Acest model static a cedat curând locul unor modele
dinamice.
1.3. MODELUL PLANETAR AL ATOMULUI
Folosind razele α (ioni de He2+) emise de elemente radioactive, Rutherford
(1911) a măsurat devierile acestora la trecerea prin foiţe metalice foarte subţiri (fig.
2) şi a constatat că cea mai mare parte a radiaţiilor trec nedeviate (ca şi cum ar
trece printr-un spaţiu gol), un număr mic de particule α sunt deviate sub diferite
unghiuri, iar o parte neânsemnată sunt întoarse din calea lor sau deviate sub un
unghi foarte mare. Rezultă că în atomi majoritatea spaţiului este gol, motiv pentru
care majoritatea particulelor trec nedeviate. Particulele care sunt deviate trec prin
imediata vecinătate a unor centre (nuclee) grele încărcate cu un număr mare de
sarcini pozitive (fig. 3).
Figura 2. Difuzia particulelor α printr-o foiţă metalică
Figura 3. Traiectoriile hiperbolice ale particulelor care trec
prin vecinătatea unui nucleu.
11

10. Sunt întoarse din calea lor acele particule care se deplasează pe direcţia
nucleelor atomilor din foaia metalică. Pe baza experienţelor sale, Rutherford a
propus primul model dinamic al atomului numit modelul planetar inspirându-se
după sistemul solar. După acest model, atomul este alcătuit dintr-un nucleu central
în jurul căruia se învârtesc electronii pe orbite circulare la distanţe mari de nucleu,
întocmai ca planetele în jurul soarelui.
S-a calculat că raza unui nucleu este în jurul a 10-15 m în timp ce un atom are
raza de aproximativ 10-10 m (sau 1 Å). Numărul electronilor este egal cu numărul
sarcinilor pozitive din nucleu şi corespunde cu poziţia elementului în sistemul
periodic.
Astfel, numărul de ordine Z capătă o semnificaţie fizică.
Cercetările ulterioare au confirmat în general această imagine a structurii
atomului şi au permis determinarea numărului de ordine Z pe cale experimentală
pentru o serie de metale.
Cu ajutorul modelului planetar al lui Rutherford s-au explicat unele
comportări ale atomilor legate de proprietăţile lor magnetice, optice şi chimice.
Acest model nu a putut explica însă spectrele de linii ale atomilor, absorbţia şi
emisia de energie, fenomene legate strâns de dispunerea stratificată a electronilor
în rotirea lor în jurul nucleului.
1.4. CERCETAREA ÎNVELIŞULUI ELECTRONIC CU
AJUTORUL SPECTRELOR ATOMICE
Spectrele atomilor reflectă direct modul în care se face absorbţia şi emisia
energiei de către atomi, ceea ce duce la obţinerea de date referitoare la structura
învelişului de electroni, stabilindu-se că electronii sunt aranjaţi în straturi şi
substraturi.
Astfel, dacă într-un tub Crookes se supune descărcărilor electrice un gaz,
acesta va emite o gamă largă de radiaţii având diferite lungimi de undă. Analizate
cu un aparat numit spectrograf, aceste radiaţii apar sub forma unui număr de linii
ce constituie spectrul de linii al atomilor gazului respectiv, sau spectrul atomic.
Apariţia acestui spectru se datoreşte faptului că atomii aflaţi în tub, fiind
bombardaţi cu electronii emişi de catod, absorb energie şi trec în stare excitată,
stare în care ei se află un timp foarte scurt (10-7 s) revenind în starea iniţială, starea
fundamentală, prin emisia energiei absorbite sub formă de radiaţii. Acestea,
analizate cu spectrograful, apar sub forma liniilor amintite.
Un spectru de linii este format dintr-un număr de linii spectrale caracterizate
prin lungimea de undă λ şi frecvenţa ν . Între λ şi ν există relaţia λ = c/ν , c
fiind viteza luminii în vid. Liniile spectrale se grupează în serii spectrale care se
situează în diferite regiuni ale spectrului ( liniile ce compun o serie se notează cu
α, β , γ ...). O serie spectrală este caracterizată de numărul de undă ν ′ ,
prin care se înţelege reciproca lungimii de undă (1/λ ) sau numărul de lungimi de
undă pe centimetru liniar de spectru (10-2 m):
12

11. ν ’ = 1/λ = ν /c·10-2 m-1
(1.1.)
1.4.1. SPECTRUL ATOMULUI DE HIDROGEN
În cazul hidrogenului, spectrul în domeniul vizibil (370- 700 nm) este format
din circa 40 de linii ce constituie seria lui Balmer. Acolo unde nu se mai disting
linii, spectrul de linii transformându-se în spectru continuu (fig. 4), apare limita
seriei (LS).
Figura 4. Spectrul atomului de hidrogen (seria lui Balmer).
Lungimile de undă pentru fiecare linie din seria amintită se pot calcula cu
ajutorul formulei lui Balmer:
1 1 1 
= R 2 − 2  (1.2.)
λ 2 n2 
unde n2>2 (ia valorile 3, 4, 5...) iar R este constanta lui Rydberg
(R=1,0967758·107 m-1).
Spectrul hidrogenului conţine pe lângă seria Balmer şi alte patru serii
asemănătoare. Astfel, o serie este situată la lungimi de undă mai mici în domeniul
ultraviolet (sub 350 nm) şi poartă numele de seria Lyman, iar alte trei serii numite
Paschen, Brackett şi Pfund sunt situate în domeniul infraroşu (peste 700 nm).
Formula generală a seriilor spectrale este următoarea:
1 1 1 R R
ν, = = R  2 − 2  = 2 − 2 = T2 − T1 (1.3.)
λ  n1 n 2  n1 n 2
în care n1 ia valori de la 1 la 5 pentru fiecare serie în ordinea : Lyman (n1=1),
Balmer (n1=2), Paschen (n1=3), Brackett (n1=4), Pfund (n1=5) iar n2 > n1. În această
formulă, T2 şi T1 constituie termeni spectrali şi anume, T2 este termen constant
(acelaşi pentru fiecare serie) iar T1 termen curent (se modifică pentru fiecare linie
din serie).
Fiecărui termen spectral îi corespunde un anumit nivel de energie al
atomului. Astfel, un electron situat într-un atom aflat în starea fundamentală, ceea
ce corespunde termenului spectral cu cea mai mică valoare energetică, poate
13

12. absorbi energie trecând la un nivel energetic superior. Când electronul trece de la
un nivel superior de energie E2 la unul inferior E1, atomul emite energia absorbită
E2-E1 sub formă de lumină. Din studiul spectrului hidrogenului, rezultă deci că în
atomi există niveluri de energie discrete, iar trecerea atomilor de la un nivel
energetic la altul are loc cu emisie sau absorbţie de energie. Pentru înţelegerea
mecanismului acestor fenomene se dă în continuare teoria cuantică şi aplicarea ei
de către Niels Bohr la elaborarea unui nou model atomic.
14

13. 1.5. MODELUL CUANTIC AL ATOMULUI DE HIDROGEN, DUPĂ
BOHR
Niels Bohr (1913) elaborarează un nou model atomic pornind de la legile
fizicii clasice, folosindu-se de teoria cuantică a luminii a lui Max Plank şi de
teoria efectului fotoelectric, elaborată de Albert Einstein.
Teoria cuantică asupra luminii a fost elaborată de Max Plank (1900) pentru
explicarea distribuţiei discontinue a energiei în spectrul radiaţiei corpului negru.
Noile observaţii experimentale nu se puteau interpreta cu ajutorul teoriei
ondulatorii a luminii care explica numai unele fenomene ca propagarea, difracţia,
interferenţa şi polarizaţia luminii.
Conform teoriei cuantice, lumina prezintă caracter discontinuu,
corpuscular. Ea este absorbită sau emisă de corpuri în mod discontinuu deoarece
este formată din corpusculi (grăunţi) de lumină de mărime determinată, numite
cuante de lumină sau fotoni a căror energie este:
E = hν
în care h = 6,6256·10 J·s şi poartă numele de constanta lui Plank, iar ν
-34
este frecvenţa radiaţiei de masă m = hν /c2 şi impuls p=mc=h/λ .
După Einstein (1905), când se produce un schimb de energie între o
particulă (atom sau moleculă) şi o radiaţie electromagnetică (lumină) de frecvenţă
ν , variaţia energiei particulei este dată de relaţia:
∆E = hν (1.4.)
Unul din primele fenomene care au putut fi interpretate prin teoria cuantelor
a fost efectul fotoelectric extern. Acest efect constă în emisia de electroni, numiţi
fotoelectroni de către unele foiţe metalice fotosensibile sub acţiunea luminii.
Ecuaţia efectului foto-electric dată de Einstein (1905) este:
mv 2
hν = E i + (1.5.)
2
în care Ei este energia de ionizare necesară pentru a scoate electronul din
metal iar mv2/2 este energia cinetică cu care electronul părăseşte metalul.
1.5.1. POSTULATELE LUI BOHR
Pentru a pune de acord modelul planetar al lui Rutherford cu teoria
cuantelor, Bohr a enunţat două postulate care stau la baza noului său model atomic,
modelul atomic al lui Bohr, aplicabil numai atomului de hidrogen şi ionilor
hidrogenoizi (mono-electronici).
Postulatele lui Bohr se enunţă astfel:
1. Electronul se roteşte în jurul nucleului atomic numai pe anumite orbite
numite orbite staţionare sau permise corespunzătoare unor stări bine determinate şi
constante ale energiei atomului (stări staţionare). În asemenea stări, atomul nu
emite şi nu absoarbe energie. Valorile energiei atomului în aceste stări sunt
cuantificate, adică pot varia numai discontinuu (de ex. E1, E2, E3...En).
15

14. 2. Atomul poate emite sau absorbi energie radiantă numai atunci când trece
dintr-o stare staţionară în alta. Astfel, când atomul absoarbe energie, ceea ce
corespunde trecerii sale în stare excitată, electronul său trece de pe o orbită
inferioară, mai apropiată de nucleu, pe o orbită superioară mai îndepărtată de
nucleu. După un timp foarte scurt (10-8 s), electronul revine prin salt pe orbita
staţionară iniţială eliberând o cuantă de energie. Energia cuantei emise sau
absorbite este egală cu diferenţa dintre energia stării finale E2 şi iniţiale E1 a
atomului:
∆E = E 2 − E1 = hν (1.6.)
1.5.2. CALCULUL RAZELOR ORBITELOR PERMISE
Pe baza unor consideraţii pur mecanice, Bohr a reuşit să calculeze în cadrul
teoriei sale razele orbitelor permise. În atomul de hidrogen, asupra electronului de
masă m care se roteşte în jurul nucleului cu viteza v pe o orbită circulară de rază r,
acţionează două forţe egale şi de semn contrar: forţa centrifugă F 1 şi forţa de
atracţie coulombiană F2 dintre electronul negativ şi nucleul pozitiv.
Forţa centrifugă F1 care caută să îndepărteze electronul de nucleu, este dată
de relaţia:
mv 2
F1 = (1.7.)
r
iar forţa de atracţie electrostatică dintre electron şi nucleu este dată, conform
legii lui Coulomb, de relaţia:
e2
F2 = (1.8.)
r2
Cele două forţe fiind egale, rezultă:
mv 2 e 2
= 2 sau mv 2 r = e 2 (1.9.)
r r
Pentru calculul razelor Bohr s-a folosit şi de momentul cantitătii de
mişcare a electronului în rotaţia sa în jurul nucleului.
Este cunoscut că produsul mv constituie cantitatea de mişcare, iar 2π mvr
momentul cantitătii de mişcare a electronului pentru întreaga orbită numit şi
moment de rotatie sau moment unghiular.
Conform ipotezei lui Bohr, sunt permise numai acele orbite al căror moment
de rotatie este un multiplu întreg (n) al constantei lui Plank adică:
h
2πmvr = nh ⇒ mvr = n (1.10)
2π
n numindu-se număr cuantic principal.
Această condiţie impusă arbitrar de Bohr constituie un postulat adiţional şi
poartă numele de condiţia de cuantificare a momentului cantităţii de mişcare
(orice mărime fizică ce poate primi numai anumite valori, discontinue este
cuantificată).
Ridicând la pătrat relaţia (1.10) rezultă:
h2
m2v2r 2 = n 2 (1.11)
4π 2
16

15. iar prin împărţirea relaţiei (1.11) la relaţia (1.9) se obţine valoarea razei:
m2v2r 2 n 2h 2
= 2 2 (1.12)
mv 2 r 4π e
sau:
n 2h 2
r= 2 2
= n 2 ⋅ 0,529 ⋅ 10 −10 m (1.13)
4π me
Dacă se înlocuieşte n cu valorile 1, 2, 3...se obţin razele orbitelor permise
electronului în atomul de hidrogen. Pentru primele trei raze se obţin valorile:
r1 = 0,529·10-10 m; r2 = 2,12·10-10 m; r3 = 4,77·10-10 m (1.14)
1.5.3. CALCULUL CARACTERISTICILOR LINIILOR SPECTRALE ALE
HIDROGENULUI ŞI INTERPRETAREA LOR PRIN TEORIA LUI BOHR
Al doilea succes imediat al teoriei lui Bohr a fost calcularea frecvenţei
liniilor spectrale ale atomului de hidrogen.
Se consideră că energia totală a electronului Etot aflat pe o orbită staţionară
este egală cu suma energiei cinetice Ec şi energiei potenţiale Ep.
Valorile acestor energii sunt:
mv 2 e2
Ec = şi E p = − (1.15)
2 r
Din relaţia (1.9) prin înmulţire cu r şi împărţire la 2 rezultă:
1 e 2 mv 2
⋅ = (1.16)
2 r 2
sau ţinând seama de (1.15):
1
Ec = − Ep (1.17)
2
Deci:
1 1 1 e2
E tot = E p + E c = E p − E p = E p sau E tot = − ⋅ (1.18)
2 2 2 r
Înlocuind r cu valoarea sa din relaţia (1.13), se obţine energia unei orbite
permise:
2π 2 me 4
En = − unde n = 1, 2, 3 ... (1.19)
n 2h 2
Notându-se cu E1 şi E2 energiile atomului când electronul acestuia se află pe
orbita cu numărul cuantic n1 şi respectiv pe cea cu numărul cuantic n2, energia
emisă de atom la saltul electronului de pe orbita cu n2 pe cea cu n1 este, după Bohr,
egală cu hν . Deci:
2π 2 me4  2π 2 me4  2π 2 me4 1 1
hν = E 2 − E1 = − 2 2 −  − 2 2  =  2 − 2 ` (1.20)
n 2h  n1 h  h2  n1 n 2 
Cum:
c ' 1 ν
λ= ;ν = =
ν λ c
rezultă:
1 2π 2 me 4 1 1 1 1
ν' = =  2 − 2  = R 2 − 2  (1.21)
λ ch 3  n1 n 2   n1 n 2 
17

16. unde factorul comun R reprezintă constanta lui Rydberg şi este alcătuită la
rândul ei din unele constante naturale fundamentale. Prin înlocuirea acestora cu
valorile lor, Bohr a calculat valoarea constantei R pe care Balmer a obţinut-o din
măsurători experimentale (1885).
Este de menţionat că relaţia (1.21) este un caz particular al relaţiei generale:
1 1 1
= RZ 2  2 − 2  (1.22)
λ  n1 n 2 
aplicabilă spectrelor ionilor hidrogenoizi (unielectronici): He+, Li2+, Be3+..., Z
fiind numărul atomic al elementului cercetat.
Cu ajutorul teoriei lui Bohr se poate interpreta spectrul optic al hidrogenului.
Seriile spectrale descrise mai sus (v. 1.4.1) se datoresc tranziţiilor electronilor,
adică revenirii lor de pe un nivel energetic superior pe altul inferior după excitarea
atomului. Ori de câte ori electronii suferă tranziţii de pe nivele superioare pe
nivelul n1, având numărul cuantic principal n=1, se emit radiaţii din seria Lyman
(nivelul corespunzător numărului cuantic principal n=1 constituie stratul K) (v. fig.
5). Atunci când tranziţiile de pe nivelele superioare se fac pe nivelul cu n=2, apar
linii în seria Balmer (stratul cu n=2 s-a numit nivel sau strat L) şi aşa mai departe,
stratul cu n=3 s-a numit strat M, apoi N, O, P şi Q.
Figura 5. Seriile spectrale ale atomului de hidrogen după Bohr.
Termenul n2 este variabil într-o serie şi indică nivelul de pe care sare
electronul pentru a reveni din starea excitată în starea iniţială.
Atunci când electronul este smuls şi proiectat la infinit ( n2 → ∞ ) în urma
unei excitări puternice a atomului, termenul curent al liniei din formula (1.21) se
anulează, iar noua relaţie:
R R R
ν' = − = 2 (1.23)
n1 ∞ n1
2
18

17. caracterizează limita seriei (L.S.). Limitele seriilor spectrale au următoarele
valori: R (Lyman), R/4 (Balmer), R/9 (Paschen), R/16 (Brackett) şi R/25 (Pfund).
1.5.4. EXPLICAREA SPECTRELOR DE RAZE X CU AJUTORUL
TEORIEI LUI BOHR
Teoria lui Bohr a permis explicarea spectrelor de raxe X ale elementelor.
Razele X (v. 1.1) sunt radiaţii electromagnetice care au aceeaşi natură ca lumina
însă lungime de undă mai mic (0,01-10 nm).
Ele se obţin prin bombardarea cu un fascicol de raze catodice (electroni)
asupra unui anticatod confecţionat dintr-un metal sau o combinaţie a sa greu
fuzibilă.
Elementul din care este confecţionat metalul emite raze X (Röentgen-1895)
sub acţiunea fascicolului de electroni. Sunt cunoscute proprietăţile deosebite ale
acestor radiaţii de a străbate cu uşurinţă prin foiţe metalice, sticlă şi alte materiale,
de a ioniza aerul, de a distruge bacteriile şi de a avea un efect mutagen producând
mutaţii biochimice şi anomalii în diviziunea celulară.
Analizând spectrele de raze X ale diverselor elemente, H.G.J. Moseley
(1913) a constatat că acestea sunt surprinzător de simple. Ele sunt formate ca şi în
cazul spectrelor optice, din mai multe linii notate cu α , β , γ etc., grupate în serii
care se notează prin K, L, M, N, O, P, în ordinea descrescătoare a frecvenţelor.
Seria K, cea mai simplă, are numai două linii caracteristice Kα şi Kβ , fiecare fiind
formată din două linii apropiate (dublet). Comparând spectrele caracteristice ale
elementelor succesive în sistemul periodic, se observă o deplasare a frecvenţei unei
linii din aceeaşi serie în direcţia frecvenţelor mari odată cu creşterea numărului de
ordine (atomic) al elementelor.
Pe baza acestei observaţii Moseley a stabilit în mod empiric (1913)o relaţie
conform căreia rădăcina pătrată a frecventei ν sau a numărului de undă ν ’
variază liniar cu numărul atomic Z.
Pentru elementele cu Z > 10 relaţia are forma:
ν' = b( Z − a ) (1.24)
în care a şi b au valori constante când se trece de la un element la altul şi
valori variabile când se trece de la o serie la alta. În figura 6 se reprezintă variaţia
liniară pentru fiecare serie atunci când se ia pe ordonată ν şi pe abscisă Z.
'
Interpretarea spectrelor de raxe X cu ajutorul teoriei lui Bohr a fost dată de
N. Kossel. Electronii din tuburile Crookes care bombardează suprafaţa metalului
au o energie suficient de mare pentru a pătrunde profund în straturile electronice
ale atomilor metalici expulzând electronii chiar din straturile cele mai apropiate de
nucleu. Locurile devenite vacante sunt ocupate imediat prin
tranziţiile electronilor aflaţi în straturile cu energie mai mare. Aceste tranziţii
electronice sunt însoţite de emisii de cuante X.
Astfel, când este expulzat un electron situat în stratul K, locul lui se poate
ocupa de electroni din straturile L, M, N sau O încât, în spectru apar liniile stratului
19

18. K. Liniile spectrelor de raze X, în deplină concordanţă cu legea lui Moseley, pot fi
caracterizate printr-o relaţie analoagă celei utilizate de Bohr:
1 1 1
= R  2 − 2 ( Z − a )
2
ν' = (1.25)
λ  n1 n 2 
în care R este constanta lui Rydberg, n1 şi n2 sunt aceleaşi numere cuantice
ca în relaţia (1.21), Z este numărul atomic al elementului din care este confecţionat
anticatodul, iar a constituie o constantă de ecranare indicând numărul de electroni
situaţi între nucleu şi stratul electronic din care a fost expulzat electronul. Pentru
prima linie α a primei serii K (deci linia Kα ) a unui element cu număr atomic Z,
ecuaţia (1.25) ia forma:
1 1 3R
ν' = R  2 − 2 ( Z − 1) = ( Z − 1) 2
2
(1.26)
1 2  4
de unde rezultă că relaţia (1.25) devine egală cu (1.24) când:
1 1
R 2 − 2  = b2
 n1 n 2 
Figura 6. Variaţia liniară a lui Z în funcţie de ν în
' spectrele de raze X.
Modelul atomic al lui Bohr a constituit un pas serios în elucidarea structurii
atomice. El a permis interpretarea unor rezultate experimentale importante, printre
care, aşa cum s-a arătat mai sus, spectrul atomilor hidrogenoizi, spectrele de raze
X, potenţialele de ionizare ale unor atomi hidrogenoizi, fundamentarea teoretică a
formulei empirice a lui Balmer etc. Cu toate aceste succese, modelul atomic al lui
Bohr şi teoria sa cuantică asupra atomului de hidrogen s-au dovedit din multe
puncte de vedere imperfecte. O serie de critici aduse teoriei lui Bohr se refereau în
20

19. principal la introducerea cu totul arbitrară de către acesta a cuantificării
momentului cantităţii de mişcare a electronului şi a orbitelor staţionare, precum şi
a lipsei de radiaţii electromagnetice a electronului care gravitează în jurul nucleului
de-a lungul aceleiaşi orbite staţionare. Orice încercare de a extinde teoria lui Bohr
asupra atomilor cu mai mulţi electroni a dat greş, iar numărul liniilor spectrale s-a
dovedit a fi mult mai mare decât prevedea teoria.
1.6. MODELUL ATOMIC BOHR-SOMMERFELD
Criticile aduse modelului atomic al lui Bohr l-au determinat pe Arnold
Sommerfeld (1916) să perfecţioneze acest model considerând că electronul poate
descrie în rotaţia sa în jurul nucleului nu numai orbite staţionare circulare ci şi
orbite staţionare eliptice.
Sommerfeld e extins teoria lui Bohr la orbite eliptice pentru a pune de acord
această teorie cu numeroasele rezultate experimentale obţinute în acel timp, printre
care descoperirea structurii fine a liniilor spectrale. De aceea, modelul atomic
Bohr-Sommerfeld este un model atomic Bohr îmbunătăţit. Să considerăm o orbită
eliptică descrisă de un electron în mişcarea sa în jurul nucleului (fig. 7).
Într-unul din cele două focare ale elipsei se află nucleul. Poziţia electronului
este în funcţie atât de raza vectoare r, egală cu distanţa variabilă electron-nucleu,
cât şi cu orizontul determinat de unghiul ϕ pe care îl face raza respectivă cu axa
ox încât apar două condiţii de cuantificare.
Figura 7. Orbită eliptică
De aceea, Sommerfeld a introdus două numere cuantice: numărul cuantic
azimutal nϕ şi numărul cuantic radial nr. Momentul cantităţii de mişcare a
electronului pe orbita eliptică se numeşte moment cinetic şi el poate fi descompus
în două componente: una de-a lungul razei vectoare r (moment cinetic radial) şi
alta perpendiculară pe aceasta (moment cinetic orbital). Condiţia de cuantificare
pentru momentul cinetic radial este dată de integrala:
21

20. rmax
∫ p r dr = n r h (1.27)
rmin
iar pentru momentul cinetic orbital, de integrala:
2π
∫ p ϕdϕ = n ϕh (1.28)
0
Deoarece prin rotirea electronului cu un unghi 2π traiectoria se închide,
rezultă că periodicitatea este concomitentă atât pentru ϕ cât şi pentru r încât se pot
aduna relaţiile (1.27) şi (1.28) într-o singură integrală:
∫ ( p ϕdϕ + p r dr ) = ( n ϕ + n r )h (1.29)
în care nφ + nr = n poartă numele de număr cuantic principal. Când nφ = nr ,
semiaxa mare a este egală cu semiaxa mică b, iar orbita staţionară este circulară.
În modelul atomic Bohr-Sommerfeld, unei orbite staţionare cu număr
cuantic principal n îi corespund (n-1) orbite staţionare eliptice. Aceasta denotă
existenţa unor substraturi electronice în alcătuirea unui strat. S-a ajuns la concluzia
că numărul cuantic azimutal sau orbital, care cuantifică momentul cinetic orbital,
să se noteze nu prin nϕ ci prin l în care l ia toate valorile întregi de la 0 la n-1.
Teoria Bohr-Sommerfeld s-a dovedit în scurt timp imperfectă prin
incapacitatea ei de a explica o serie de noi observaţii experimentale. Astfel, ea nu
putea explica dedublarea unor linii spectrale în câmpuri magnetice (efectul P.
Zeeman) sau în câmpuri electrice (efectul J. Stark), ca şi interpretarea spectrelor
atomilor cu mai mulţi electroni. Cu toate acestea, noul model atomic a explicat
complexitatea liniilor spectrale atât prin existenţa orbitelor staţionare eliptice cât şi
prin variaţia cu viteza a masei electronilor, potrivit relativităţii restrânse a lui
Einstein. De asemenea, această teorie a permis să se prevadă unele proprietăţi
magnetice ale atomilor. Astfel, electronul, prin mişcarea sa în jurul nucleului,
poate fi echivalat cu un mic curent circular care trebuie să genereze un câmp
magnetic. S-a dovedit că momentul magnetic al unui electron în mişcarea sa pe
orbită este o mărime cuantificată şi este egală cu un multiplu al unui moment
magnetic elementar numit magneton Bohr notat cu µ 0:
eh
µ0 = = 9,273 erg ⋅ G −1 (1.30)
4πmc
în care e este sarcina electronului, m- masa de repaus a electronului iar c-
viteza luminii în vid.
Altă contribuţie a acestui model a fost prevederea efectului izotopic în
spectrele atomice. Deoarece constanta lui Rydberg depinde de masa nucleului, la
izotopul mai greu al elementului de tip hidrogenoid, liniile apar deplasate către
frecvenţe mai mari faţă de liniile izotopului mai uşor. De aceea, pentru izotopi,
constanta h capătă valori puţin diferite.
Caracterul limitat al teoriei cuantice se datoreşte mai ales faptului că a
încercat să împace electrostatica şi electrodinamica clasică cu postulatele cuantice.
Legile electrodinamicii nu sunt aplicabile proceselor intraatomice. Numai prin
descoperirea teoriei mecanicii cuantice s-a pus capăt contradicţiilor dintre fizica
clasică şi teoria cuantelor.
22

21. 1.7. STRUCTURA ATOMICĂ INTERPRETATĂ PRIN TEORIA
MECANICII CUANTICE
1.7.1. APARIŢIA TEORIEI MECANICII CUANTICE
Neajunsurile teoriei cuantice au fost înlăturate odată cu apariţia teoriei
mecanicii cuantice (1924). La baza acestei teorii stă extinderea ideii caracterului
dublu de corpuscul şi undă al luminii la particulele elementare în mişcare,
respectiv la electroni.
Fizicianul francez Louis de Broglie, creatorul acestei teorii, a arătat că există
o analogie perfectă între proprietăţile electronilor şi cele ale cuantelor de lumină,
prin asocierea unei unde electronului în mişcare. El a pornit de la relaţiile ce leagă
energia E a unui foton de frecvenţă ν  şi masa sa: E = hν şi E = mc2. Deci:
hν = mc2
Simplificând cu c, se obţine:
ν h
h = mc sau = mc (1.31)
c λ
de unde,
h
λ= (1.32)
mc
în care h este constanta lui Plank, m- masa fotonului şi c- viteza sa.
Această relaţie valabilă pentru fotoni a fost extinsă electronului sau oricărei
alte microparticule, obţinându-se relaţia lui de Broglie:
h
λ= (1.33)
mv
unde m este masa electronului, iar v- viteza sa. Relaţia scoate în evidenţă
atât caracterul corpuscular al electronului cât şi caracterul său ondulatoriu
punându-se astfel bazele unei noi teorii, teoria mecanicii cuantice sau ondulatorii.
Conform relaţiei (1.33) orice particulă de masă m în mişcarea sa posedă o
undă a cărei lungime de undă λ creşte cu scăderea masei.
Considerând mişcarea electronului în jurul nucleului după o traiectorie
circulară şi admiţând că în deplasarea sa i se asociază o undă staţionară, lungimea
de undă a undei asociate trebuie să aibă o anumită valoare încât distanţa parcursă
2π r, să fie un multiplu întreg n al lungimii de undă de Broglie (fig. 8):
2π r = nλ (1.34)
Prin înlocuirea valorii lui λ din (1.33) rezultă:
h
2πr = n (1.35)
mv
Din relaţia (1.35) se obţine:
h
2πmvr = nh sau mvr = n
2π
ceea ce verifică condiţia de cuantificare dată de Bohr (v. 1.5.2).
23

22. Figura 8. Unda electronică staţionară (unda de Broglie în atomul de hidrogen).
De aici concluzia că atunci când atomul se află într-o stare energetică
staţionară nu sunt posibile orice orbite electronice ci numai orbite al căror moment
al cantităţii de mişcare mvr prezintă un multiplu întreg de h/2π . Această condiţie
de cuantificare impusă de Bohr sub formă de postulat, decurge aici din
proprietăţile ondulatorii ale electronului. Ulterior, s-a dovedit experimental
caracterul ondulatoriu al electronului prin experienţe de difracţie electronică (C.
Davisson şi L.H. Germer - 1927, G.P. Thomson - 1928).
Noua teorie a mecanicii cuantice bazată pe relaţia lui de Broglie a fost
dezvoltată de Werner Heisenberg, Erwin Schrödinger, P.A.M. Dirac, Max Born,
W. Pauli etc.
1.7.2. ATOMUL DE HIDROGEN ÎN CONCEPŢIA MECANICII
CUANTICE
Aşa cum s-a arătat, la baza teoriei mecanicii cuantice stă concepţia despre
dualitatea undă-corpuscul a particulelor elementare printre care şi electronul. În
mişcarea sa în jurul nucleului, oricărui electron i se asociază o undă având λ =
h/mv.
În cadrul noii teorii, imaginea asupra rotirii electronului în atomul de
hidrogen diferă substanţial faţă de teoria Bohr-Sommerfeld în care, drumul parcurs
de electron poate fi asemănat cu traiectoria unui satelit în mişcarea sa în jurul
pământului.
După noua teorie, electronul, deplasându-se în jurul nucleului cu o viteză
foarte mare, se află într-un interval scurt de timp practic în orice punct al unei
regiuni sferice, a cărei rază nu este riguros egală cu 0,529 ·10-10 m.
În acest fel, mecanica cuantică dă termenului de „orbită’’ un alt sens decăt
cel pe care l-a avut în teoria lui Bohr. După noua teorie, orbita sau traiectoria
electronului capătă sensul unei regiuni (sfere) în jurul nucleului, în care electronul
se găseşte în medie cel mai frecvent. Se înlocuieşte noţiunea de orbită electronică
cu noţiunea de nor electronic, iar densitatea maximă a norului este concentrată în
interiorul acestei zone la distanţa de 0,529 ·10-10 m şi scade brusc către interior şi
24

23. exterior. Deci, datorită mişcării rapide a electronului, sarcina sa electrică poate fi
reprezentată ca fiind difuzată în jurul nucleului într-un nor de electricitate negativă,
iar probabilitatea de existenţă a electronului este maximă acolo unde densitatea
norului este mai mare. Prin urmare, chiar electronul nu mai este privit ca o
particulă punctiformă, ci ca un nor difuz de sarcini.
Mecanica cuantică ia în considerare distanţa medie între electron şi nucleu
ca şi viteza medie a electronului deoarece aceste mărimi nu sunt riguros constante.
Ca valori medii, ele sunt identice cu cele calculate de Bohr.
1.7.3. RELAŢIILE DE NEDETERMINARE, REFLECTARE OBIECTIVĂ A
CARACTERULUI UNDĂ-CORPUSCUL
Deşi caracteristicile de corpuscul şi undă sunt cu totul contradictorii, ele
constituie o realitate dovedită experimental. În camera Wilson, electronii se
comportă ca nişte corpusculi care se deplasează pe anumite traiectorii în timp ce la
trecerea lor prin foiţe microcristaline dau inele de interferenţă ca nişte unde. De la
un fenomen la altul apare mai pregnant fie caracterul corpuscular fie cel
ondulatoriu. Oricum, prin proprietăţile lor, electronii trebuie priviţi ca având o
natură unitară ceea ce înseamnă că, în realitate, ei nu sunt nici corpusculi, nici
unde, sau mai exact sunt şi una şi alta.
Dar acest fapt creează dificultăţi în interpretarea posibilităţii de determinare
simultană cu exactitate a orbitei şi vitezei acestor particule subatomice, ajungându-
se la constatarea că nu se pot aplica la fenomenele atomice concluziile desprinse
din studiul fenomenelor macroscopice.
Pentru rezolvarea acestui impas, W. Heisenberg (1927) stabileşte relaţiile de
nedeterminare (de incertitudine) conform cărora poziţia şi viteza electronilor şi a
oricăror corpusculi atomici nu pot fi determinate concomitent şi cu precizie
nelimitată. Astfel, prin localizarea precisă a poziţiei electronului, viteza devine
nedeterminată iar prin determinarea vitezei, poziţia devine nedeterminată.
Dacă se consideră ∆ x eroarea de determinare a unei coordonate de poziţie
x, iar ∆ p eroarea de determinare a impulsului (p = mv), produsul celor două erori
nu tinde către zero niciodată, ci capătă o valoare de ordinul de mărime al
constantei lui Plank:
∆x ⋅ ∆p ≥ h (1.36)
Din această relaţie mai rezultă că atunci când ∆ x scade mult, creşte în
aceeaşi măsură ∆ p şi invers.
Înlocuind p cu mv rezultă:
h
∆x ⋅ ∆mv ≥ h sau ∆x ⋅ ∆v ≥ (1.37)
m
relaţie care scoate şi mai bine în evidenţă acest principiu al nedeterminării.
Este de menţionat că relaţiile de nedeterminare nu trebuie înţelese ca fiind o
expresie a imperfecţiunii posibilităţilor noastre de cunoaştere a fenomenelor sau ca
un rezultat al imperfecţiunii aparaturii de măsurat. Relaţiile de nedeterminare scot
25

24. în evidenţă fenomenul incertitudinii existent în mod obiectiv prin însăşi caracterul
dualist al particulelor subatomice.
Proprietăţile corpusculare ale acestor particule limitează în mod logic
proprietăţile ondulatorii şi invers, datorită caracterului lor complementar. Astfel,
dacă localizăm electronul într-un punct nu putem face acelaşi lucru cu o undă care
prin natura sa are o întindere.
Dificultăţile de interpretare a relaţiilor de nedeterminare în studiul mişcării
electronilor sunt evitate de mecanica cuantică prin trecerea la considerarea
statistică a stării electronice.
Acest fapt a dus în mod inevitabil la interpretări probabilistice adică la
estimarea probabilităţii ca electronul să se afle în anumite condiţii la un anumit
timp, într-un anumit spaţiu.
1.7.4. ECUAŢIA DE UNDĂ A LUI E. SCHRÖDINGER
În mecanica cuantică, electronii care se deplasează în jurul nucleului în
spaţiul tridimensional se caracterizează cu ajutorul unei funcţii matematice ψ
numită funcţie de undă, dependentă de coordonatele spaţiale şi de timp: ψ
(x,y,z,t).
Considerând cel mai simplu sistem chimic, atomul de hidrogen compus
dintr-un proton cu sarcina +1 şi un electron cu sarcina -1, pentru unda
tridimensională asociată electronului în mişcare este valabilă ecuaţia de undă a lui
Schrödinger (1926) în care apare funcţia de undă ca o măsură a amplitudinii undei
electronului în orice punct al spaţiului în jurul nucleului:
∂ 2 ψ ∂ 2 ψ ∂ 2 ψ 8π2 m
+ + 2 + ( E − V) ⋅ ψ = 0 (1.38)
∂x 2 ∂y 2 ∂z h2
În această relaţie E reprezintă energia totală a electronului, V-energia sa
potenţială, iar (E - V) -energia cinetică.
Teoria ecuaţiilor cu derivate parţiale arată că această ecuaţie nu are soluţii
decât pentru anumite valori ale energiei E numite valori proprii, care reprezintă
energiile electronului în stările sale staţionare. Aceasta corespunde cu primul
postulat al lui Bohr şi capătă astfel în mecanica ondulatorie o semnificaţie
matamatică. Dacă se ţine seama că ψ este o funcţie complexă, o semnificaţie
fizică poate avea numai pătratul ei, ψ 2, care indică densitatea norului electronic
într-un anumit punct al spaţiului definit prin coordonatele sale. Mărimea ψ 2dv
indică probabilitatea de a întâlni electronul într-un anumit element de volum dv din
vecinătatea nucleului (Max Born-1926).
Această ecuaţie a lui E. Schrödinger este de o importanţă fundamentală
pentru mecanica ondulatorie. Soluţiile obţinute prin rezolvarea ei pentru valorile
proprii ale energiei poartă numele de soluţii orbitale sau simplu orbitali. De aici şi
funcţia de undă ce caracterizează un anumit electron se numeşte funcţie de undă
orbitală. S-a convenit să se înlocuiască noţiunea de orbită cu noţiunea de orbital
pentru a face distincţie între imaginea de orbită (ca simplă traiectorie în teoria lui
Bohr) şi noţiunea echivalentă din mecanică cuantică, ca zonă ce înconjoară nucleul
26

25. şi în care are acces electronul. Numărul de soluţii matematice ale ecuaţiei de undă
este egal cu n2, n fiind numărul cuantic principal. Astfel, pentru n = 1 există 12
respectiv o singură soluţie, pentru n = 2 există 22 adică 4 soluţii orbitale etc. Atunci
când n > 1, pentru a deosebi orbitalii între ei, se folosesc alte trei numere cuantice
care vor fi descrise în continuare.
1.7.5. NUMERE CUANTICE
Definirea stării energetice a atomului, respectiv caracte-rizarea stării
electronilor într-un atom se face cu ajutorul a patru parametrii numiţi numere
cuantice.
Numărul cuantic principal, n, cunatifică momentul cinetic total sau
unghiular al electronului (v. 1.5.2) şi caracterizează nivelele principale de energie
din atom sau straturile (învelişurile) de electroni. În cazul rotaţiei după o elipsă, n
este în legătură cu semiaxa mare a elipsei. El poate lua valorile 1, 2, 3,...ce
corespund nivelelor K, L, M, N, O, P, Q. Pe planeta noastră nu există atomi cu n >
7.
Numărul cuantic secundar (azimutal sau orbital) notat cu l, cuantifică
momentul cinetic orbital (v. 1.6), determină forma elipsei (fig. 9) şi caracterizează
substraturile de electroni care alcătuiesc un strat.
Figura 9. Forma elipsei determinată de numărul cuantic azimutal (pentru
acelaşi număr cuantic principal)
Valorile energetice ale momentului cinetic orbital nu pot fi decât un multiplu
întreg de h/2π adică:
h
l⋅
2π
în care l poate lua toate valorile întregi de la 0 la n-1. Substraturile se
notează cu s, p, d, f… şi corespund la valorile lui l = 0, 1, 2, 3. Astfel, substratul cu
l = 0 se numeşte substrat s, cel cu l = 1 substrat p, l = 2 substrat d, l = 3 substrat f
etc.
Numărul cuantic magnetic, m, indică numărul de orbitali dintr-un substrat
şi caracterizează starea electronilor în câmpuri magnetice. Electronii, gravitând în
jurul nucleului atomic, reprezintă nişte curenţi circulari care, după electrodinamica
27

26. clasică, sunt echivalenţi cu câte un mic magnet ce pot fi caracterizaţi prin
momentul magnetic. Rezultanta vectorială a momentelor magnetice
corespunzătoare tuturor orbitalilor constituie momentul magnetic total al atomului.
În absenţa unui câmp exterior, direcţia momentului magnetic al atomului
poate fi oarecare astfel încât nu este influenţat conţinutul său în energie. Dacă
atomul este pus într-un câmp magnetic exterior, acesta exercită o acţiune de
orientare asupra momentului magnetic în raport cu câmpul magnetic perturbator,
ceea ce face ca liniile spectrale ale elementului respectiv să prezinte o structură
fină (fiecare linie apare formată din mai multe linii foarte apropiate). Aceste
observaţii au dus la concluzia că trebuie să se introducă încă un număr cuantic
pentru cunoaşterea mai exactă a stării energetice din atomi. Astfel, atomii care au
un singur electron se orientează în aşa fel în câmpul magnetic încât proiecţia
momentului cinetic orbital al electronului (l·h/2π ) pe liniile de forţă ale câmpului
să fie un multiplu întreg de h/2π adică:
h
m⋅
2π
unde m este numărul cuantic magnetic. În figura 10 se prezintă direcţiile de
orientare ale momentului cantităţii de mişcare orbitală pentru l = 3, când m ia
valorile +3, +2, +1, 0, -1, -2, -3 adică (2l + 1) valori. În acest fel se scot în evidenţă
orbitalii existenţi în atom prin ridicarea degenerării acestora (orbitalii degeneraţi
sunt orbitalii care au energie egală). Numărul de orbitali dintr-un substrat este
determinat de numărul de valori ale numărului cuantic magnetic, pentru fiecare
valoare a lui l în parte.
Astfel, unui substrat cu număr cuantic secundar l, îi aparţin (2l + 1) orbitali
care pot lua toate valorile cuprinse între -l şi +l,trecând prin zero:
( -l……., 0,…… +l)
Figura 10. Proiecţiile momentului cinetic orbital pe direcţia câmpului magnetic
exterior determină valorile numărului cuantic m pentru l = 3.
De exemplu: substratul s având l = 0 are un singur orbital deoarece m ia o
singură valoare: m = (2l + 1)orbitali =2·0+1=1 orbital. Valoarea acestui orbital este
28

27. zero. El se numeşte orbital s şi are o simetrie sferică, nucleul atomic aflându-se în
centrul sferei.
Deoarece, substratul s apare în toate straturile electronice având diferite
valori n, la notarea lui se menţionează şi valoarea numărului cuantic principal (de
exemplu orbitali 1s, 2s - fig. 11).
Figura 11. Orbitali s: a - orbital 1s; b - orbital 2s.
Substratul p având l = 1, are 3 orbitali deoarece: 2l + 1 = 2·1 + 1 = 3.
Valorile lui m pentru cei trei orbitali sunt: m = -1, 0, +1. Configuraţia orbitalilor p
este bilobară, norul electronic fiind deopotrivă distribuit în cei doi lobi (fig. 12).
Figura 12. Repartizarea norului electronic în orbitalii p.
Cei trei orbitali p sunt orientaţi de-a lungul axelor de coordonate x, y, z ca în
figura 13 (orbitalii px, py, pz).
Figura 13. Orientarea în spaţiu a orbitalilor p.
29

28. În tabelul 1 se prezintă numărul de orbitali şi simbolurile acestora pentru
primele patru straturi electronice.
Tabelul 1
Orbitali atomici ai primelor patru straturi electronice
Stratul Substratul Orbitalii Valorile lui Simbolul
n = 1, 2, 3... l = 0,1,2...n- m = 2l + 1 m orbitalilor
1
n = 1 (K) l=0 1 orbital s 0 1s
n = 2 (L) l=0 1 orbital s 0 2s
l=1 3 orbitali -1, 0, +1 2p
p
n = 3 (M) l=0 1 orbital s 0 3s
l=1 3 orbitali -1, 0, +1 3p
l=2 p -2, -1, 0, +1, +2 3d
5 orbitali
d
n = 4 (N) l=0 1 orbital s 0 4s
l=1 3 orbitali -1, 0, +1 4p
l=2 p -2, -1, 0, +1, +2 4d
l=3 5 orbitali -3,-2,-1,0,+1,+2,+3 4f
d
7 orbitali f
Orbitalii d sunt tetralobari ca în fig. 14.
Figura 14. Configuraţia unui orbital d (dxz).
Numărul cuantic de spin, s. Pe lângă rotaţia sa orbitală, electronul are o
mişcare de rotaţie în jurul axei proprii, ca o sfârlează. Această ipoteză a fost făcută
pentru prima dată de G. Uhlenbeck şi S. Gaudsmit (1925), iar mişcarea de rotaţie a
căpătat denumirea de spin de la cuvântul englez „to spin” care înseamnă a toarce.
30

29. Rotaţia poate avea loc numai în două feluri, ceea ce corespunde la două stări
identice, dar de sens opus. Pentru caracterizarea acestor două stări, s-a introdus un
nou parametru, numărul cuantic de spin s, care poate lua două valori: ± 1/2.
Semnul se referă la sensul de rotaţie, înţelegând că atunci când axa spinului este
paralelă cu axa de rotaţie în jurul nucleului, s = +1/2, iar când este antiparalelă cu
aceasta, s = -1/2.
1.8. CLASIFICAREA ELEMENTELOR ÎN SISTEMUL PERIODIC
Dimitri Ivanovici Mendeleev a realizat clasificarea elemen-telor în sistemul
periodic în anul 1868 prin înşiruirea acestora în ordinea crescândă a maselor lor
atomice şi aşezarea în aceeaşi coloană a elementelor cu proprietăţi asemănătoare.
Această clasificare a fost confirmată printre altele de structura electronică a
atomilor. Locul unui element în sistem, notat cu un număr numit număr de ordine
Z, este egal cu numărul de electroni din atom. Ulterior, datorită caracterului neutru
al atomului, s-a dovedit că numărul de sarcini negative (electroni) din atom este
egal cu numărul de sarcini pozitive (protoni) din nucleu. Deci numărul de ordine Z
este egal cu numărul de protoni din nucleul atomic, fapt pentru care s-a numit şi
număr atomic. Odată cu alcătuirea sistemului periodic, Mendeleev a descoperit
legea periodicităţii care a fost formulată ulterior astfel:„proprietăţile elementelor
sunt funcţii periodice ale numărului lor atomic”. Această lege este consecinţa
revenirii periodice la configuraţii electronice asemănătoare pe stratul exterior al
atomilor.
Considerând electronul care se adaugă de la un element la altul ca electron
distinctiv, elementele se clasifică azi în trei categorii (tab. 2):
a) Elemente reprezentative (nemetale şi cele cu caracter net metalic) la care
electronul distinctiv se adaugă pe un nivel din ultimul strat.
b) Elemente de tranziţie (metale grele), la care electronul distinctiv se
adaugă pe un nivel din penultimul strat.
c) Lantanidele şi actinidele, la care electronul distinctiv se adaugă pe un
nivel din antepenultimul strat faţă de stratul de valenţă.
Tabelul 2.
Clasificarea periodică a elementelor în funcţie de poziţia electronului distinctiv
în învelişul de electroni
a) Elemente reprezentative (nemetale şi metale tipice)
Ia IIa IIIa IVa Va VIa VIIa VIIIa
1 1H He 2
2 3Li 4Be 5B 6C 7N 8O 9F 10Ne
3 11Na 12Mg 13Al 14Si 15P 16S 17Cl 18Ar
4 19K 20Ca 31Ga 32Ge 33As 34Se 35Br 36Kr
5 37Rb 38Sr 49In 50Sn 51Sb 52Te 53I 54Xe
6 55Cs 56Ba 81Tl 82Pb 83Bi 84Po 85At 86Rn
31

30. 7 87 Fr 88 Ra
b) Elemente de tranzitie (metale grele)
IIIb IVb Vb VIb VIIb VIIIb IXb Xb Ib IIb
4 21 Sc 22 Ti V 23 24 Cr Mn
25 26Fe 27Co 28Ni 29Cu 30Zn
5 39Y 40Zr 41Nb 42Mo 43Tc 44Ru 45Rh 46Pd 47Ag 48Cd
6 57La 72Hf 73Ta 74W 75Re 76Os 77Ir 78Pt 79Au 80Hg
7 89Ac 104Ku 105Hn
c) Lantanide (Z = 58-71) şi actinide (Z = 90-103)
58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70 71
6
Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu
90 91 92 93 94 95 96 97 98 99 100 101 102 103
7
Th P U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr
a
Cele 109 cunoscute azi sunt aşezate în sistemul periodic în şapte şiruri
orizontale numite perioade şi în 18 coloane verticale numite grupe după cum
urmează: elementele reprezentative sunt aşezate în opt şiruri verticale (grupe)
notate cu cifre romane de la Ia la VIIIa , elementele de tranziţie sunt aşezate în zece
coloane verticale numerotate cu Ib - Xb, iar lantanidele cuprinse între Z = 58-71 şi
actinidele între Z = 90-103, sunt scrise în partea de jos a sistemului periodic.
Elementele din aceeaşi subgrupă au proprietăţi asemă-nătoare, de exemplu
subgrupa metalelor alcaline (Ia), a halogenilor (VIIa) sau a gazelor rare (VIIIa).
Numărul elementelor din perioade şi proprietăţile lor diferă foarte mult.
Astfel, în perioada 1 există numai două elemente (H şi He), în perioadele 2 şi 3
câte 8 elemente, în perioadele 4 şi 5 câte 18, în perioada 6 un număr de 32, iar în
ultima perioadă există tot 32 de elemente din care se cunosc până în prezent 24.
Perioadele 1, 2 şi 3 se mai numesc şi perioade scurte, având un număr redus de
elemente, în timp ce perioadele 4, 5, 6, 7 se numesc perioade lungi. Se observă
deci că numerele de elemente din perioade se află între ele în raporturile: 2 : 8 :
18 : 32 ...adică 2·12 : 2·22 : 2·32 : 2·42 , regularitate ce decurge din numărul de
electroni care formează straturile electronice.
Proprietăţile fizice şi chimice ale elementelor variază într-o anumită ordine,
atât în grupe cât şi în perioade. Astfel, valenţa maximă faţă de oxigen variază
periodic şi este dată, cu mici excepţii, de numărul grupei din care face parte
elementul. Valenţa faţă de hidrogen a elementelor reprezentative creşte de la 1 la 4
pentru primele patru grupe (este dată de numărul grupei) iar de la cinci la opt
scade, fiind dată de diferenţa dintre opt şi numărul grupei.
32

31. Electronegativitatea elementelor (măsurată prin afinitatea faţă de electroni)
scade în subgrupe de sus în jos şi creşte în perioade de la stânga la dreapta.
O serie de proprietăţi fizice ale elementelor ca volumul atomic, razele
atomice şi ionice, potenţialele de ionizare, spectrele optice, punctele de topire şi de
fierbere ale elementelor etc., sunt de asemenea funcţii periodice ale numărului lor
atomic.
1.9. OCUPAREA ORBITALILOR ATOMICI CU ELECTRONI.
STRUCTURA ÎNVELIŞULUI DE ELECTRONI A ATOMILOR
În cazul atomilor mai grei decât hidrogenul, orbitalii atomici sunt constituiţi
după aceleaşi reguli ca şi la atomul de hidrogen. Ocuparea cu electroni a acestor
orbitali se face respectând următoarele principii:
a) Nivelurile energetice în atomi se ocupă cu electroni în ordinea
crescândă a energiei lor. Din figura 15 rezultă că se ocupă mai întâi
orbitalul 1s apoi 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p etc.
b) Principiul de excluziune al lui Pauli (1925). Un orbital poate fi ocupat
de cel mult doi electroni caracterizaţi prin spin opus (electroni cuplaţi).
Acest principiu mai poate fi formulat şi astfel: într-un atom nu pot exista
doi electroni cu toate numerele cuantice identice, ei vor avea cel puţin
un număr cuantic diferit.
c) Regula lui Hund (1925) Această regulă se referă la ocuparea nivelelor
energetice degenerate, adică a substraturilor cu mai mulţi orbitali identici.
În asemenea substraturi se ocupă fiecare orbital cu câte un electron până
se capătă o multiplicitate maximă (maximul posibil de electroni
necuplaţi, impari) după care se completează cu al doilea electron (se
împerechează). Nu începe completarea unui substrat superior până ce nu
s-a completat substratul inferior. Aşezarea stratificată a electronilor se
reflectă în configuraţia electronică.
Configuraţia electronică a atomilor se descrie prin indicarea numărului de
electroni alături de simbolurile fiecărui tip de orbital în ordinea crescândă a
energiei şi folosind numerele cuantice n şi l.
33

32. Figura 15. Ordinea crescândă a nivelelor energetice în atom.
Pentru hidrogen, singurul său electron aflându-se în orbitalul 1s configuraţia
electronică este H(1s1). La heliu, al doilea electron ocupă acelaşi orbital dând o
configuraţie stabilă de dublet, deci He(1s2). Al treilea electron al litiului nu mai
poate intra în orbitalul 1s din primul strat astfel încât începe ocuparea celui de-al
doilea strat cu orbitalui 2s. Deci litiul are configuraţia electronică Li(1s2 2s1).
Pentru că fiecare element dintr-o perioadă prezintă structura electronică a gazului
monoatomic (gaz rar) cu care s-a încheiat perioada anterioară, se poate scrie
formula configuraţiei electronice utilizând simbolul gazului inert: Li(2He, 2s1).
Pentru primele două perioade se prezintă în tabelul 3 succesiunea ocupării
straturilor, substraturilor şi orbitalilor atomici cu electroni, precum şi formula
configuraţiei electronice a elementelor respective. Pentru fiecare perioadă ocuparea
straturilor, substraturilor şi orbitalilor cu electroni se face astfel:
1: 1s1-2 → 2He
2: 2He 2s1-2, 2p1-6 → 10Ne
3: 10Ne 3s1-2, 3p1-6 → 18Ar
4: 18Ar 4s1-2, 3d 1-10, 4p1-6 → 36Kr
5: 36Kr 5s1-2, 4d 1-10, 5p1-6 → 54Xe
6: 54Xe 6s1-2, 5d 1, 4f 1-14, 5d 2-10, 6p1-6 → 86Rn
7: 86Rn 7s1-2, 6d 1, 5f 1-14, 6d 2-10, 7p1-6 →
Tabelul 3
Succesiunea ocupării cu electroni a orbitalilor în primele
două straturi (perioade)
Elemen Z Strat K Strat L (n = 2) Formula
-tul (n = 1) 2s 2px 2py 2pz electronică
H 1  1s1
He 2  1s2
34

33. Li 3 1s22s1
Be 4 1s22s2
B 5 1s22s22p1
C 6 1s22s22p2
N 7 1s22s22p3
O 8 1s22s22p4
F 9 1s22s22p5
Ne 10 1s22s22p6
Este de remarcat că fiecare perioadă se termină cu un element monoatomic
(gaz rar) cu configuraţii electronice stabile pe ultimul strat şi anume configuraţie
de 2 electroni în cazul heliului (dublet stabil) şi de 8 electroni, octet stabil, în cazul
celorlalte.
Deoarece nivelul 4s este foarte apropiat în energie de nivelul 3d , la
subgrupa VIb elementul Cr prezintă o excepţie având configuraţia 4s1 3d5 în loc de
4s2 3d4 ceea ce conduce la un număr de 6 orbitali monoelectronici cu implicaţii
deosebite în proprietăţile cromului în aliaje şi anume rezistenţă deosebită la agenţii
chimici motiv pentru care în industria chimică se utilizează numai aliaje cu crom.
Asemenea excepţie este generală şi pentru Mo şi W, din aceeaşi subgrupă,
molibdenul utilizându-se în aliaje extrem de rezistente la compresiuni mari iar
wolframul este elementul cu cele mai ridicate puncte de topire şi de fierbere. Şi
elementele din subgrupele vecine (sgr. VIIb şi Vb) posedă un număr mare de
electroni necuplaţi ceea ce le conferă proprietăţi fizice excepţionale în utilizarea lor
ca aliaje. Astfel Mn se află aliat cu Fe în şinele de cale ferată rezistente la presiuni
mari iar vanadiul se întrebuinţează la fabricarea oţelurilor rapide pentru cuţitele de
strung sau la aliajele de Cr-V pentru fabricarea diferitelor scule. Excepţii
asemănătoare în care găsim un singur electron în substratul 4s întâlnim şi la
subgrupa Ib (Cu), la care al doilea electron completează substratul 3d9 la 3d10 încât
noua configuraţie 4s1 3d10 îi conferă acestui element o stabilitate mult mai mare,
fapt observabil în special la perioada 5 şi 6 a acestei subgrupe (Ag, Au) care sunt
metale nobile, rezistente la agenţii chimici.
Există şi alte excepţii mai puţin semnificative la perioadele 6 şi 7 la care
unul din electronii 6s2 , respectiv 7s2 se află în substratul 4f , respectiv 5f. Tot
datorită tendinţei de stabilizare în starea fundamentală, elementul paladiu are ambii
electroni 5s în substratul 4d încât configuraţia 5s2 4d8 devine 5s0 4d10 ceea ce îi
conferă acestuia rezistenţă mare la agenţii chimici.
35

34. 2. MOLECULE. LEGĂTURI CHIMICE
Noţiunea de moleculă a fost introdusă în chimie la începu-tul secolului
trecut de Amedeo Avogadro pentru a explica legea lui Gay Lussac de combinare a
elementelor în stare gazoasă.
Avogadro considera că moleculele sunt particulele cele mai mici în care se
pot diviza toate corpurile şi care pot exista independent. Deci, orice substanţă
simplă sau compusă este formată din molecule care sunt ultimele particule la care
se poate ajunge prin mijloace fizice de descompunere. Aceste molecule, numite de
el integrate, pot fi divizate în două sau mai multe particule mici pe care le-a numit
molecule elementare (atomii de azi).
Această teorie a structurii moleculare a materiei nu a fost acceptată dintr-o
dată, Dalton şi Berzelius considerând că nu pot exista molecule formate din atomi
identici. Numai prin cercetările chimistului italian S. Cannizzaro, la Congresul
international de la Karlsruhe (1860) s-a hotărât definitiv diferenţierea noţiunilor
de atom şi moleculă, aşa cum le cunoaştem azi. Moleculele sunt cele mai mici
particule dintr-o substantă care păstrează proprietătile substantei şi care pot
exista în stare liberă. Ele sunt formate din atomi. Astfel, molecula de apă, este
alcătuită din atomi de oxigen şi hidrogen. Dacă se descompun moleculele de apă în
atomi, aceştia vor avea proprietăţi cu totul diferite de ale apei.
Deci moleculele substanţelor compuse (combinaţiile chimice) sunt formate
din cel puţin doi atomi diferiţi.
Atomii sunt în continuă mişcare şi ei se pot rupe din moleculele în care se
găsesc pentru a se uni (combina) cu alţi atomi ca să formeze molecule noi.
Procesele de combinare a atomilor poartă numele de reactii chimice. Reacţiile
chimice rezultă deci, din modul şi tendinţa diferită a atomilor de a se grupa pentru
a forma molecule.
Formarea moleculelor din atomi are loc după anumite legităţi descifrate în
parte încă de chimia clasică. Între molecule se manifestă forţe de atracţie sau de
respingere. Datorită acţiunii acestor forţe, substanţele prezintă stări de agregare
diferite.
Cunoscând compoziţia chimică a substanţelor simple şi compuse, se poate
preciza că substanţele simple sunt alcătuite dintr-un singur fel de atomi şi
reprezintă forma de existenţă a elementelor în stare liberă (fierul, sulful etc.).
Proprietăţile fizice şi chimice ale moleculelor depind de felul atomilor
constituenţi şi a legăturilor chimice care îi uneşte.
Din timpurile cele mai îndepărtate s-a căutat să se explice felul şi
intensitatea forţelor de legătură cu ajutorul cărora să se interpreteze proprietăţile
substanţelor compuse.
Berzelius (1812) a arătat că toate combinaţiile chimice se datoresc unei
atracţii electrostatice între atomi. Conform teoriei sale electrice sau dualiste, există
două feluri de elemente şi anume, electropozitive şi electronegative, din care cauză
se atrag. Această concepţie nu diferă mult de concepţiile moderne asupra
36

35. compuşilor ionici. Ea însă nu poate explica existenţa moleculelor formate din
atomi identici ca H2, N2, O2 sau majotitatea compuşilor organici care sunt formaţi
din atomi din aceeaşi categorie a lui Berzelius (electronegativi).
Dumas (1834) a căutat să explice aceste nepotriviri dând o nouă teorie
numită teoria unitară, admiţând că un atom dintr-o categorie a lui Berzelius poate
fi înlocuit cu un atom din cealaltă categorie fără să schimbe caracterul de ansamblu
al combinaţiei. Aceasta înseamnă că legătura dintre atomi în astfel de compuşi nu
este de natură electrostatică ci se datoreşte unor forţe chimice „de natură
nedefinită” cum le-a denumit el.
Meritul de a interpreta pe baze electronice natura covalentă a legăturii ionice
revine lui W. Kossel, G.W. Lewis şi A. Magnus (1916), iar G.N. Lewis şi I.
Langmuir (1917) au explicat pe acleaşi baze legătura covalentă. După zece ani
(1927) apare teoria mecanic-cuantică a covalenţei elaborată de W. Heitler şi F.
London şi dezvoltată de L. Pauling, J.C. Slater, F. Hund, E. Hückel ş.a.
Există trei tipuri principale de legături chimice: legătura ionică
(electrovalentă), legătura atomică (covalentă) şi legătura metalică, la care se
adaugă şi alte tipuri de legături mai slabe între molecule şi anume: legătura de
hidrogen şi legătura prin forţe van der Waals. În toate tipurile de legături chimice,
forţele de legătură dintre atomi sunt de origine electrică, electronii periferici ai
atomilor jucând rolul de bază. Realizarea legăturii se face prin modificarea stării
unuia sau mai multor electroni, adică prin transferarea totală sau parţială a
electronilor de la un atom la altul astfel încât, noua aranjare a electronilor să dea
naştere la un sistem mai stabil, energia moleculei fiind mai mică decât suma
energiilor atomilor componenţi luaţi individual.
Deci, descrierea unei legături într-o moleculă constă în studiul noii
distribuţii a electronilor periferici ai atomilor ce se unesc.
37

36. 2.1. LEGĂTURA IONICĂ (ELECTROVALENTĂ)
2.1.1. TEORIA LUI KÖSSEL (1916)
Conform acestei teorii, atomii tind să piardă sau să câştige electroni pentru a
căpăta o structură electronică stabilă de tip gaz rar, iar ionii formaţi se atrag pe
baza legii lui Coulomb formând combinaţii ionice. Elementele ai căror atomi
cedează electronii de valenţă, devenind ioni pozitivi, sunt situate în partea stângă a
sistemului periodic, în primele grupe (metale alcaline etc.). Ele au
elctronegativităţi mici şi prezintă un potenţial de ionizare mic. Elementele cu
electronegativităţi mari ai căror atomi primesc electroni devenind ioni negativi se
găsesc în partea dreaptă a sistemului (nemetalele-halogenii).
Exemplificând formarea legăturii ionice la NaCl, se poate arăta că are loc
transferul unui electron de la Na la Cl urmat de atracţia electrostatică dintre ionii
de Na+ şi Cl- formaţi:
−
Na −1e → Na+
− −
Cl + 1e → Cl
− −
Na+ + Cl → Na+Cl
Valenţa ionilor în cazul combinaţiilor ionice este dată de numărul de
electroni cedaţi sau acceptaţi de atomul neutru.
Legătura ionică nu este o legătură rigidă, fiecare ion pozitiv este înconjurat
de ioni negativi şi invers. Poziţia ionilor unii faţă de alţii nu este fixă. În stare
topită sau în soluţii, ionii se mişcă liber, independenţi. În stare solidă ei sunt aşezaţi
în mod regulat formând reţele cristaline ionice. La aceste substanţe nu se poate
vorbi de molecule ci de perechi de ioni (NaCl prezintă şi în stare gazoasă perechi
de ioni).
Combinaţiile ionice se deosebesc de alte tipuri de combinaţii prin
proprietăţile lor. Sunt substanţe solide, au punctul de topire ridicat (NaCl se topeşte
la 801oC) şi conduc curentul electric în topitură şi soluţie deoarece în aceste
condiţii se desfac în ioni. De aceea, substanţele ionice se mai numesc şi electroliţi.
Ionii sunt în general mai stabili decât atomii din care provin. Stabilitatea
scade însă pe măsură ce creşte diferenţa dintre numărul sarcinilor nucleare (Z) şi
numărul de electroni din înveliş. De aceea, cei mai stabili sunt ionii pozitivi
monovalenţi, apoi, mai puţin stabili sunt ionii di- şi respectiv trivalenţi, iar ionii
tetravalenţi, acolo unde există, sunt cei mai instabili. Dintre ionii negativi cei mai
stabili sunt ionii monovalenţi în timp ce ionii bi- şi trivalenţi nu se găsesc decât în
stare solidă.
Concepţia lui Kossel a rămas valabilă şi azi fiind confirmată de numeroase
date experimentale.
Ţinând seama de tendinţa atomilor de a ceda, respectiv a primi electroni
pentru a forma configuraţii stabile, se poate generaliza şi prezenta următoarea
ordine descrescătoare a stabilităţii ionilor formaţi în funcţie de configuraţia lor
electronică:
38