Prof.ssa Patrizia Gallucci
https://www.youtube.com/watch?v=5CKd0aPSWe8
“the power of ten”
ESPERIMENTO DI
RUTHEFORD
Dopo l’esperimento
Rutheford ipotizzò
un atomo con un
nucleo
centrale,formato da
neutroni e protoni,
in cui è concentrata
la massa .Tale
nucleo è molto più
piccolo dell’atomo
e attorno ad esso
gira l’elettrone
legato dalla forza
di attrazione
elettrostatica .
L’atomo è costituito da:
ELETTRONI , PROTONI e NEUTRONI
Z = numero atomico = numero dei
protoni
A = numero di massa = numero di
protoni + numero dei neutroni
ISOTOPI = Atomi di un elemento con
diverso numero di neutroni ,cioè
diverso A
n= A -Z
Il modello atomico di Rutherford, pur rappresentando un
notevole balzo in avanti, ebbe comunque vita breve, in quanto
non si accordava con altre osservazioni sperimentali e
soprattutto non era in grado di giustificare la stabilità degli
atomi. Secondo le leggi dell’elettromagnetismo,infatti, una
carica elettrica in movimento irradia energia sotto forma di
onde elettromagnetiche, e l’elettrone, dotato di carica elettrica,
nella sua orbita intorno al nucleo avrebbe dovuto perdere
continuamente energia e finire col cadere su di esso.
https://www.youtube.com/watch?v=7bfFBS7F8iI
https://www.youtube.com/watch?v=HQB9Em5BOaw
Ogni onda viaggia alla
velocità c
c = λ‧ ν
La luce è un tipo di onda elettromagnetica
che i nostri occhi riescono a percepire e che
quindi ci permette di vedere ciò che ci
circonda.
Come tutte le onde elettromagnetiche ha una
duplice natura:
Si comporta come onda quando viaggia da un
punto ad un altro dello spazio
Si comporta come un fascio di particelle di
massa zero (i fotoni) quando colpisce la
materia
https://www.youtube.com/watch?v=yOnoA3-UIJ4
https://www.youtube.com/watch?v=ADvBfCzU51w
Fotone
Pacchetto di energia
E= h‧ν
Dove h è la costante di
Planck
Onda
elettromagnetica
https://www.youtube.com/watch?v=vAcdQ2_l6HM&nohtml5=False
SPETTRO DELLE ONDE
ELETTROMAGNETICHE
E= h‧ν
Dove h è la
costante di Planck
L’ENERGIA E’ QUANTIZZATA
La contraddizione del modello atomico planetario di
Rutherford venne risolta nel 1913 dal fisico danese Niels
Bohr. L’intuizione di Bohr fu che “non vi è emissione di
energia quando l’elettrone si trova in una particolare orbita
stazionaria “, definita da un determinato raggio. L’ipotesi di
Bohr si basava sulla teoria del “quanto di azione” di Max
Planck, vale a dire, “l’irradiazione di energia da un sistema
atomico non avviene in maniera continua secondo le leggi
dell’elettrodinamica classica, ma, al contrario, avviene in
distinte emissioni separate, secondo l’equazione”:
E = hʋ
In sostanza, l’idea di Bohr era che l’elettrone nel suo moto
intorno al nucleo potesse occupare solo particolari orbite
stabili che soddisfacessero la relazione:
mvr = nh/2π
LIVELLI
ENERGETICI
Secondo
Bohr
gli
elettroni
si
possono
trovare solo in particolari
orbite il cui raggio è
quantizzato e definito da
n
(numero
quantico
principale).
Quando l’elettrone si
muove in queste orbite,
non assorbe ed emette
energia e si trova in un
dato livello energetico.
In genere l’elettrone si
trova nell’orbita con n
più basso.
SPETTRO DI ASSORBIMENTO
SPETTRO DI EMISSIONE
SPETTRO DI EMISSIONE
http://www.youtube.com/watch?v=Z5-6YsJVFcE
modello di bohr 1 storia di bohr
http://www.youtube.com/watch?v=06K0kivG6mI
modello di bohr 2 storia di bohr
PRINCIPIO DI INDETERMINAZIONE HEISEMBERG
TEORIA DI DE BROGLIE DUALISMO ONDAPARTICELLA
ORBITALE
L’ORBITALE è lo spazio attorno al nucleo in cui è massima
la probabilità di trovare l’ELETTRONE
Numero quantico principale n,definisce il
livello o strato, può assumere valori interi da
1a7
Numero quantico angolare l , definisce il
sottolivello e la forma dell’orbitale , può
assumere i seguenti valori 0,1,…..n-1
Numero quantico magnetico m, definisce il
numero degli orbitali del sottolivello, può
assumere tutti i valori ±l, ..±1,0
Numero quantico di spin s s= ± 1/2
ENERGIE DEI LIVELLI E SOTTOLIVELLI
https://www.youtube.com/watch?v=EN__Dkkz3TQ
PRINCIPIO DI ESCLUSIONE DI
PAULI:
In ogni orbitale ci possono essere al
massimo due elettroni con spin
opposti.
Sottolivello
Sottolivello
Sottolivello
Sottolivello
s (un orbitale)
p (3 orbitali)
d (5 orbitali )
f (7 orbitali)
2e
6e
10e
14e
La CONFIGURAZIONE ELETTRONICA di atomo
dà indicazioni su come gli elettroni sono
distribuiti nei suoi orbitali: ad essa sono
collegate le proprietà chimiche.
Rispettando alcune semplici regole, la
configurazione
elettronica
può
essere
costruita a partire dal numero atomico Z,
secondo un procedimento relativamente
semplice:
AUFBAU
La configurazione elettronica viene costruita secondo il
principio dell’Aufbau (= edificare) disponendo gli elettroni
negli orbitali secondo energia crescente, a partire da quelli ad
energia minore. Si tiene conto degli orbitali degeneri (3 per gli
orbitali p, 5 per i d, 7 per gli f) e del fatto che ogni orbitale
può contenere al massimo due elettroni con spin opposti
(principio di esclusione di Pauli).
La somma degli elettroni disposti negli orbitali corrisponderà
al numero atomico.
L’ordine
di
riempimento
degli
orbitali,
verificato
sperimentalmente in passato, può essere ricavato dallo
schema seguente procedendo lungo le frecce.
Si può notare che non sempre il principio del numero quantico
principale crescente è rispettato: ad esempio, gli orbitali 3d
hanno energia leggermente superiore rispetto al 4s e
quest’ultimo viene occupato prima.
LIVELLI E
SOTTOLIVELLI
ORDINE DI RIEMPIMENTO
DEGLI ORBITALI
La regola di Hund (PRINCIPIO DELLA MASSIMA MOLTEPLICITÀ)
afferma che, se più elettroni vanno su orbitali degeneri, essi ne
devono occupare il maggior numero possibile con spin parallelo,
se sono singoli o spaiati (condizione di minima energia, cioè di
stabilità). Successivamente si dispongono gli altri elettroni, che si
accoppiano ai precedenti con spin antiparallelo ( doppietti
elettronici) .
Per trovare la configurazione elettronica di
un atomo, ricorda:
Di seguire la seguente scala dell’energia
crescente degli orbitali:
1s-2s-2p-3s-3p-4s-3d-4p-5s-4f-5p-6s4f-5d-6p-7s-5f-6d
Di seguire il principio di PAULI ( al max 2
elettroni per orbitale);
Di occupare il maggior numero di orbitali
degeneri (con la stessa energia) possibili.
Fe
Z=26
1s2/
Elemento di transizione
2s2 2p6/3s23p6 3d6 /4s2
Formula di Lewis
Fe :
Esempi di
configurazione
elettronica con
formule di Lewis
