Quarta unità didattica
Disposizione degli elettroni
nell’atomo
Modello atomico di Bohr
1913
L' atomo di Borh consiste in un nucleo di
carica positiva al quale ruotano intorno
gli elettroni di carica negativa che
percorrono orbite stazionarie.
- Le orbite scoperte da B. sono fisse ma
non equidistanti , ci sono infiniti
livelli possibili.
-Bohr. afferma inoltre due postulati
(affermazione che non può essere dimostrata) :
1) allo STATO STAZIONARIO gli elettroni
ruotano su orbite circolari definite e
fisse senza mai assorbire ne cedere
energia.
2) allo STATO ECCITATO assorbendo
energia dall' esterno gli elettroni
possono spostarsi dall'orbita stazionaria
ad un'altra(stato eccitato) dove vi
rimangono per 10-9 secondi per poi
ritornare allo stato iniziale(orbita
stazionaria).
gli elettroni ruotano intorno al nucleo
descrivendo orbite non più tutte
uguali (come modello Rutherford) ma
a distanze ben precise dal nucleo
Modello atomico di Bohr
(approfondimenti)
In seguito
a cio' si dice che l'Energia nell'
atomo e' quantizzata , cioe' la quantita' di
E che assorbe un elettrone nel passaggio
da un orbita ' all'altra e' definita.
- Spontaneamente l'elettrone tendera' a
tornare all' orbita stazionaria cedendo la
stessa quantita' di E assorbita prima.
- Bohr. afferma
che gli elettroni possono percorrere gli
spazi in base all' energia posseduta
- LIVELLI ENERGETICI : sono gli spazi che
percorrono gli elettroni intorno al nucleo
con valore costante di energia
- Spontaneamente l'elettrone perde energia
sotto forma di onde elettromagnetiche per
far tornare stabile l' atomo
GLI ELETTRONI POSSONO STARE SOLO
IN DETERMINATI SPAZI(livelli energetici)
Condizione quantica degli atomi secondo
Bohr
Queso modello è valido per l’Idrogeno e per
gli atomi con un solo elettrone come He+,
Li++ ecc…
Idrogeno: livelli e spettri di emissione
Modello atomico di Sommerfeld
( fisico tedesco 1865-1951)
• Simile a quello di
Borh, a
differenza che gli
elettroni
percorrono
orbite non solo
circolari ma
anche ellittiche e
con differenti
orientamenti.
approfondimenti
• De Broglie (fisico francese) affermò che
l’elettrone avesse una duplice natura:
corpuscolare e ondulatoria (come la luce),
quindi con una lunghezza d’onda e che il
numero di onde percorse possibili è pari.
• Heisenberg (fisico tedesco), osservò che nel
mondo microscopico, il moto di un corpo viene
descritto con una certa imprecisione dovuta alla
perturbazione del sistema
Energia di ionizzazione
• È l’energia necessaria
ad allontanare un
elettrone dall’atomo
• L’atomo privato di uno o
più elettroni assume
carica positiva: catione
• Nel S.I., l’energia di
ionizzazione si misura
Kj/mol. Rappresenta
l’energia da fornire a
6,022 x 1023 atomi di un
elemento per stappare
da ciascuno di essi un
elettrone
L’energia necessaria a strappare
l’elettrone più esterno viene chiamata
energia di 1à ionizzazione. Per
strappare gli elettroni via via più vicini
al nucleo (sottoposti a maggiore
attrazione) serve maggiore energia e
viene chiamata di 2à, 3à, 4à ecc…
ionizzazione fino al più interno
elettrone.
Il sodio ha n° atomico 11, quindi
undici energie di ionizzazioni diverse
Livelli e sottolivelli
• Non tutti gli elettroni
dello stesso livello
hanno uguale
energia, almeno da
quanto risultava dagli
spettri di emissione .
• Pertanto ogni livello,
ad eccezione del
primo è suddiviso in
più sottolivelli
Livello
Sottolivello
4°
4s, 4p, 4d, 4f
3°
3s, 3p, 3d
2°
2s, 2p
1°
1s
Sottolivello
N°elettroni max
s
2
p
6
d
10
f
14
Modello atomico a orbitale
• Con Borh gli elettroni ruotavano
all’interno di orbite circolari e per
l’atomo di Idrogeno ne aveva calcolato
il raggio.
• Nel 1926, Heisenberg (fisico tedesco)
affermava che è impossibile conoscere
con la stessa precisione sia la
posizione che la velocità di un
elettrone( principio di
indeterminazione) cioè parla di
probabilità di trovare l’elettrone
• Nello stesso anno un fisico austriaco
Erwin Schrödinger descrisse il moto
degli elettroni, sostenendo che gli
elettroni non ruotano attorno a orbite
ma si trovano localizzati dentro orbitali
• Per orbitale si intende uno spazio
attorno al nucleo dove c’è un alta
probabilità(90-99%) di trovare un
elettrone con energia definita
Orbitali atomici
intorno al nucleo vi è
una maggiore
probabilità di trovare
l’elettrone
Tipi di orbitali
• Esistono orbitali di tipo s, p, d, f
orbitali s (un
solo lobo)
orbitali p(bilobati)
orbitali d(quattro lobi)
Gli orbitali di tipo f sono molto
complessi da
rappresentare(sono a otto lobi)
Numeri quantici
•
1.
2.
Servono per descrivere gli elettroni
Numero quantico principale (n) : indica il livello di
energia dell’elettrone (livello energetico), n= da 1fino
∞. Quando l’atomo non è eccitato, il massimo valore è
7. Il numero totale di orbitali presenti nel livello è
uguale a n2
Numero quantico secondario(l): indica la forma o il tipo
dell’orbitale(s,p,d,f). l= 0,1,2,3 … fino a n-1. Il gruppo
di orbitali con stesso valore di l, viene chiamato
sottolivello
valore l
orbitale
0
s
1 2
p d
3
f
Numeri quantici
3.
Numero quantico magnetico (m) : indica l’orientamento e il
numero degli orbitali. Può assumere tutti i valori interi tra -1 e +1,
compreso lo zero. m = da +l a –l.
m=n2
l
Valori di m
l=0
0
l=1
-1
0
+1
l=2
-2
-1
0
+1
+2
l=3
-3
-2
-1
0
+1
+2
+3
4. Numero quantico di spin (ms) : indica la rotazione dell’elettrone attorno al
proprio asse . Può assumere valori +1/2 (rotazione in senso orario) o -1/2
(rotazione in senso antiorario)
Per capire la figura a fianco: ruotare
di 90° la freccia azzurra di rotazione
verso l’alto, come se fosse
posizionata in una parete
verticale(come un orologio appeso )
Configurazione elettronica
Indica la disposizione degli elettroni
nei suoi orbitali
Il riempimento avviene seguendo
alcune regole:
1.
Principio dell’aufbau (in tedesco
significa costruzione): gli orbitali
si riempiono seguendo lo
schema della diagonale, cioè
dagli orbitali meno energetici a
quelli più energetici
2.
Principio di esclusione di Pauli:
in ogni orbitale possono stare
solo due elettroni e con spin
opposti
3.
Regola di Hund o della massima
molteplicità: gli elettroni se
hanno a disposizione orbitali
con stessa energia(degeneri)
tendono ad occupare il numero
maggiore di essi dove si
dispongono con spin paralleli
schema della
diagonale
Configurazione azoto
Configurazione ossigeno
Configurazione elettronica
Configurazione elettronica
esempi
3d
prima di
4s
s2p6
Tutti gli esempi
Configurazione elettronica
(alcune eccezioni)
• Gli atomi che dovrebbero
avere configurazione
esterna in s2d4 (elementi
quali Cr, Mo, W) in realtà
hanno s1d5, in quanto un
elettrone da s salta in d(la
forma semipiena dell’orbitale
d risulta essere stabile e
quindi a minor energia)
• Allo stesso modo, gli atomi
che dovrebbero avere
configurazione esterna in
s2d9(elementi quali Cu, Ag,
Au) in realtà hanno s1d10 con
lo stesso meccanismo detto
sopra(la forma piena
dell’orbitale d risulta molto
stabile
Fine della quarta unità
grazie per l’attenzione
