Maila energetiko

Atomoak materia guztia osatzen duten oinarrizko unitateak dira, eta kimikaren arlo nagusietako bat da. Atomoaren egitura ulertzea ezinbestekoa da elementuen propietateak eta erreakzio kimikoak azaltzeko. Izan ere, funtsezkoa da substantzien portaera kimikoa ulertzeko. Horietako adibide bat atomoaren barne-antolaketa da, non, elektroien antolaketa ulertzeko ezinbestekoa den.  

Energia-mailek elektroien antolaketa azaltzen dute, eta horrek, elementuen erreaktibotasuna, kolorea edo lotura kimikoen indarra bezalako ezaugarriak baldintzatzen ditu. Historikoki, atomoaren eredu desberdinek (Daltonetik, Bohr eta mekanika kuantikoraino) aurrerapen handiak ekarri dituzte kimika modernoaren garapenean. Eredu horiek ulermen zientifikoa etengabe eboluzionatzen ari dela erakusten dute.

 Atomoen egitura 
Atomoa materia arruntaren oinarrizko unitatea da, eta elementu kimiko baten propietateak ezartzen dituen partikularik txikiena da. Haren egitura nukleo trinko batez eta haren inguruan kokatzen diren elektroiez osatuta dago.

Nukleoa, protoiek eta neutroiek osatzen dute. Protoiek karga elektriko positiboa (+e) daramate, aldiz, neutroiek  ez dute karga elektriko netorik. Horiek nukleoan mantentzeko, indar nuklearrak jasaten dute. Nukleoak atomoaren masa nagusia kontzentratzen du, protoiak eta neutroiak elektroiak baino mila aldiz astunagoak baitira. Atomoaren tamaina osoa, aldiz, elektroien mugimendu eremuaren bidez definitzen da.

Elektroiak, karga negatiboa (-e) duten partikula arinak dira, nukleoaren inguruan daude eta energia-maila diskretuetan banatuta daude. Energia kuantifikatuaren kontzeptuak dioenez, funtsezkoa da elektroiak  edozein energia edo posiziotan ez aurkitzea, aitzitik, energia-maila zehatz eta determinatuetan bakarrik kokatzen dira. Maila horien banaketa da atomoaren egonkortasun kimikoa eta erreaktibitatea zehazten duena. Kanpoko geruzetako elektroiak, balentzia-elektroiak deritze, lotura kimikoetan parte hartzen dute. Horiek, atomo baten portaera, konposatu eta hainbat egoera kimiko  nola aldatzen den azaltzen dute.

 Eredu atomikoaren bilakaera historikoa 
Atomoaren egitura ulertzeko historian zehar egin diren saiakerek, fisikaren eta kimikaren garapenarekin batera, hainbat eredu desberdin proposatu dituzte. Hasierako ikuspegi klasikoetatik mekanika kuantikoko eredura igarotzea funtsezko urratsa izan zen unibertsoaren egitura mikroskopikoa ulertzeko bidean.
XX. mendearen hasieran, Niels Bohr fisikari daniarrak (1885–1962) 1913an proposatutako eredua mugarri bihurtu zen. Bohr-en arabera, elektroiak energia-maila diskretuetan kokatzen dira, hau da, nukleoaren inguruan orbita zehatzetan mugitzen dira soilik energia jakin batzuetan. Elektroi batek maila batetik bestera igarotzen denean, energia-kuantu bat igortzen edo xurgatzen du, hau da, E=hν erlazioa betez, non h Plancken konstantea den, eta ν igorritako edo xurgatutako erradiazioaren maiztasuna. Eredu horrek arrakastaz azaldu zuen hidrogenoaren espektro lerroztatua, zeinetan lerro bakoitza energia-maila baten eta beste baten  arteko trantsizio bati dagokion.

Hala ere, Bohr-en ereduak ezin izan zituen azaldu elementu anitzeko atomoen espektroak, ezta efektu magnetikoak ere.
Arnold Sommerfeld fisikari alemaniarrak (1868–1951) Bohr-en eredua zabaldu zuen 1916an, orbita eliptikoak eta erlatibitatearen zuzenketak sartuz. Horri esker, elektroiaren abiadura aldakorra eta energia-mailen azpibanaketak (azpimailak) azaldu ahal izan zituen. Sommerfelden ekarpenek azaldu zuten zergatik duten zenbait elementuren espektroek egitura fina edo bikoitza, eta horrek lagundu zuen Bohr–Sommerfeld eredua sendotzen, “teoria kuantiko zaharraren” barruan. Hala ere, eredua oraindik mugatua zen, eta ez zuen mekanika klasikoaren eta kuantikoaren arteko kontraesana guztiz konpontzen.

1920ko hamarkadan, mekanika kuantikoaren garapenak atomoaren ikuspegi berri bat ekarri zuen. Erwin Schrödinger (1887–1961) eta Werner Heisenberg (1901–1976) izan ziren ikuspegi horren sortzaile nagusiak. Haien eredu kuantikoan, elektroia ezin da kokapen zehatz batean irudikatu, baizik eta elektroi-hodei baten barruan, non haren kokapena probabilitate baten bidez deskribatzen den. Schrödingerren ekuazioak, uhin-funtzioaren bidez (ψ), atomoaren energia-mailak eta orbital elektroia aurkitzeko probabilitate handiena duten espazio-eremuak zehaztu zituen.

Horrez gain, Werner Heisenberg-en ziurgabetasun-printzipioak (1927) adierazi zuen ezin dela aldi berean elektroi baten posizioa eta momentua (abiadura) zehaztasun infinituarekin ezagutu: Δx⋅Δp≥ℏ/2. Printzipio horrek erakutsi zuen elektroiak ez direla orbita jakin batean dabiltzan partikulak, baizik eta uhin-partikula dualtasuna dutela.

Louis de Broglie fisikari frantsesak (1892–1987) proposatu zuen 1924an partikula guztiek,  elektroiak barne, uhin-propietateak dituztela. Geroago, ideia hori Davisson eta Germer fisikariek esperimentalki baieztatu zuten, elektroiak kristal baten gainean difraktatuz.

Max Born fisikariak (1882–1970) Schrödingerren uhin-funtzioari interpretazio estatistikoa eman zion: ∣ψ∣2 funtzioak elektroi bat espazioko puntu jakin batean aurkitzeko probabilitate-dentsitatea adierazten du. Horren bidez, mekanika kuantikoa probabilitatean oinarritutako zientzia bihurtu zen.

Mekanika kuantikoaren printzipio guzti hauek atomoaren eredua sendotu zuten, eta gaur egun erabiltzen den eredu kuantiko modernoa osatu zuten. Eredu horrek ez du soilik atomoaren egitura azaltzen, baizik eta lotura kimikoen izaera, espektro atomikoak, eta taula periodikoaren egitura bera, esperimentalki egiaztatu den bezala.

 Energia-mailak eta orbitalak 
Atomo batean, elektroiak energia-maila edo geruza desberdinetan banatzen dira, nukleotik duten distantziaren arabera. Maila bakoitza zenbaki kuantiko nagusiak (n) adierazten du; n zenbakia handitu ahala, elektroiak nukleotik urrunago kokatzen dira, eta energia handiagoa dute.
Maila bakoitzak, aldi berean, azpimailak ditu, eta hauek l zenbaki kuantikoaren arabera sailkatzen dira:

 s azpimaila (l = 0): forma esferikoa du.

 p azpimaila (l = 1): hiru orientazio ditu (px, py, pz).

 d azpimaila (l = 2): bost orbital ditu.

 f azpimaila (l = 3): zazpi orbital ditu.

Azpimaila bakoitzak orbital izeneko eremuak ditu, eta orbital bakoitzean gehienez bi elektroi egon daitezke, kontrako spinekin  (s = ±½). Pauli-ren bazterketa-printzipioaren arabera, ezin dira  lau zenbaki kuantikoak berdinak dituzten bi elektroi aurkitu.

Energia-maila eta orbital bakoitza lau zenbaki kuantikoren bidez deskribatzen da:

 n (nagusia): energia-maila eta nukleoarekiko distantzia adierazten ditu.

 l (azpimaila edo momentu angeluarra): orbitalaren forma zehazten du.

 m (magnetikoa): orbitalaren orientazioa espazioan definitzen du.

 s (spina): elektroiaren barne-biraketa adierazten du.

Energia-mailaren eta nukleoarekiko distantziaren arteko harremana zuzena da: zenbat eta handiagoa izan n, orduan eta handiagoa da elektroiaren energia eta batez besteko distantzia nukleoarekiko.

Bohr-en formulak hidrogeno-atomoaren energia-mailak zehazten ditu:

En =- 13.6 ev/n^2

non En n-garren mailaren energia den. Formula honek erakusten du elektroiak energia-maila kuantizatuetan soilik egon daitezkeela. Elektroi bat maila baxuago batera jaisten denean, energia-kuantu bat igortzen du, espektro-lerro baten moduan ikusgarria bihurtuz.

Eredu kuantiko modernoaren arabera, Schrödinger-en ekuazioaren soluzioek, orbital bakoitzaren forma eta energia zehazten dituzte. Horrela, atomoen egitura, elementuen propietate periodikoak eta lotura kimikoen izaera azal daitezke zehaztasunez.

Orbitalen betetze-ordena Aufbau printzipioaren arabera ezartzen da: elektroiak energia txikieneko orbitaletan hasten dira betetzen, eta, ondoren, hurrengo mailara igarotzen dira. Horrela betetzen dira:

1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p…

Gainera, Hund-en printzipioak dio azpimaila bereko orbitalak betetzean elektroiak lehenik bakarka kokatzen direla, spin paraleloarekin, energia minimoa lortzeko.

Energia-mailen arteko trantsizioak garrantzitsuak dira espektroskopian, non atomo bakoitzak argiaren maiztasun zehatzak igortzen edo xurgatzen dituen. Hidrogenoaren kasuan, Balmer eta Lyman serieak ezagunak dira: lehenak ikusgai diren argi-lerroak sortzen ditu (trantsizioak n=2 mailara), eta bigarrenak, ultramoreak (trantsizioak n=1 mailara).

Orbitalen eta energia-mailen arteko egitura honek azaltzen du taula periodikoaren antolamendua: elementu bakoitzaren propietate kimikoak bere elektroi-konfigurazioaren araberakoak dira. Adibidez, elementu nobleek (He, Ne, Ar...) geruza elektroniko osoak dituzte, eta, horregatik dira egonkorrak; berriz, alkali metalek (Na, K, Rb...) elektroi bakarra dute kanpo-mailan, eta oso erreaktiboak dira.

Azken finean, energia-mailen eta orbitalen teoria kuantikoak atomoen portaera eta materia guztien oinarrizko egitura azaltzeko eredu fidagarri eta esperimentalki baieztatua eskaintzen du.

 Energia-mailen garrantzia kimikan 
Energia-mailek eta orbitalen egiturek eragin zuzena dute lotura kimikoen sorreran eta espektro atomikoetan.

Lotura kimikoak bi atomo edo gehiagoren artean sortzen diren elkarrekintzak dira, eta bi motatakoak izan daitezke nagusiki:

 Lotura ionikoak: atomo batek elektroi bat galtzen du eta beste batek irabazten du. Horrela, kontrako karga duten ioien artean elkar erakartze elektrostatikoa sortzen da. Adibidez, sodio kloruroan (NaCl) Na⁺ eta Cl⁻ ioiek lotura ionikoa osatzen dute.

 Lotura kobalenteak: atomoek elektroiak partekatzen dituzte, elektroi-hodei amankomun  bat sortuz. Adibidez, hidrogeno molekulan (H₂), bi atomoek elektroi bana partekatzen dute, aldiz, oxigeno molekulan (O₂), bi elektroi bikote partekatzen dituzte.

Energia-mailen arteko trantsizioak dira espektro atomikoen oinarria. Elektroi batek energia xurgatzean, maila altuago batera igarotzen da; ondoren, trantsizio alderantzizkoan, energia igortzen du argi edo erradiazio moduan. Horren arabera sortzen dira emisio-espektroak eta xurgapen-espektroak, elementu bakoitzarentzat bakarrak direnak. Horregatik, atomo bakoitzak bere “hatz-marka optikoa” du.

Printzipio horiek hainbat aplikazio teknologiko ditu gaur egun:

 Laserrean, elektroiak energia-maila altuetan metatzen dira (populazio-inbertsioa), eta trantsizio sinkronizatu batek argi monokromatiko koherentea sortzen du.

 Fluoreszentzian eta fosforeszentzian, substantziek energia xurgatu eta denbora labur edo luze batean igortzen dute.

 Espektroskopian, elementuen identifikazioa egiten da haien emisio edo xurgapen-espektroen arabera, adibidez, astronomian edo materialen analisi kimikoan.

Horrela, energia-mailen egiturak oinarrizko azalpena eskaintzen du bai lotura kimikoen izaerarako, bai argiaren eta materiaren elkarrekintzarako.

 ERREFERENTZIAK 

Kategoria:Fisika atomikoa