elettrone

Atomi
16
Si arrivò a dimostrare l’esistenza di
una forma elementare della materia
(atomo) solo nel 1803 (John Dalton)
17
Teoria atomica di Dalton
Si basa sui seguenti postulati:
1.
La materia è formata da particelle piccolissime ed indivisibili chiamate
atomi.
2.
Gli atomi di uno stesso elemento sono tutti uguali tra loro per
dimensione, forma, massa e proprietà.
3.
Gli atomi di elementi diversi hanno masse diverse.
4.
Le reazioni chimiche consistono nella separazione e ricombinazione di
atomi.
5.
Nessun atomo di un elemento si trasforma nell’atomo di un altro
elemento.
Punto 5 della teoria di Dalton non prevedeva le reazione nucleari
18
Sviluppo del modello atomico
(fine del XIX secolo)
19
Sviluppo del modello atomico
(fine del XIX secolo)
Caratteri distintivi dei principali componenti dell’atomo:
20
(1908 Nobel Prize in Chemistry)
La carica positiva dell’atomo è concentrata in una porzione
21
limitata di spazio detto nucleo”
Rutherford’s Model of the Atom
Gli elettroni si muovono nello spazio vuoto intorno al nucleo e sono
attratti dalla carica positiva del nucleo
Gli elettroni posseggono un’energia pari alla somma dell’energia
cinetica e dell’energia potenziale
22
NUMERO ATOMICO E NUMERO DI MASSA
NUMERO ATOMICO
Si definisce numero atomico il numero di protoni presenti nel nucleo e si
indica con la lettera Z.
In un atomo elettricamente neutro il numero di protoni corrisponde al
numero di elettroni in esso contenuti.
Il numero atomico definisce univocamente un dato elemento e da esso
dipende il comportamento chimico.
NUMERO DI MASSA
Si definisce numero di massa il numero di protoni + il numero di neutroni
contenuti nel nucleo e si indica con la lettera A.
23
ISOTOPI
Si definiscono ISOTOPI atomi di uno stesso elemento aventi lo stesso
numero atomico ma diverso numero di massa
1
1
H
idrogeno
2
1
D
deuterio
3
1
T
tritio
protone
neutrone
24
Quanti protoni, neutroni ed elettroni sono presenti in 146
C?
6 protoni, 8 (14 - 6) neutroni, 6 elettroni
Quanti protoni, neutroni ed elettroni sono presenti in 116
6 protoni, 5 (11 - 6) neutroni, 6 elettroni
25
C
Struttura elettronica degli
atomi
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Proprietà delle onde
Lunghezza d’onda (Wavelength -λ) è la distanza fra due punti
identici successivi
Ampliezza d’onda (Amplitude) è la distanza dal centro dell’onda al
massimo del picco.
Frequenza (ν) è il numero di lunghezze d’onda che passano per un
particolare punto in 1 secondo (Hz = 1 cicli/s).
La velocità dell’onda u (m/s) = λ(m) x ν(s−1)
27
Maxwell (1873), propose che la luce visibile è formata da
radiazioni elettromagnetiche
La radiazione
elettromagnetica
rappresenta l’emissione e
la trasmissione di energia
Velocità della luce nel vuoto (c) = 3.00 x 108 m/s
Tutte le radiazioni elettromagnetiche
λxν=c
28
29
#1, “Emissione del Corpo Nero”
All’aumentare della Temperatura :
•Aumenta l’energia totale emessa
dal corpo nero;
•Diminuisce la λmax ovvero
aumenta la frequenza (υ)della
radiazione emessa
30
#1, “Emissione del Corpo Nero”
Max Planck (1900)
Planck ammise che una radiazione di frequenza (υ) è generata
da un gruppo di atomi che oscilla alla stessa frequenza
(oscillatore);
L’oscillatore non assorbe o emette energia in maniera continua
ma solo in quantità discrete dette quanti.
L’energia di un quanto è:
Si attivano
oscillatori che
hanno bisogno di
maggiore energia
E=hxν
Costante di Planck (h)
h = 6.63 x 10-34 J•s
La luce è costituita da unità
fondamentali i quanti o fotoni
31
Spettro di emissione dell’idrogeno
32
33
Modello atomico di Bohr (1913)
1. Gli elettroni si muovono
su traiettrorie circolari
(orbite) ed hanno
specifici valori di energia
(quanti)
2. Si emette luce quando
l’elettrone si muove da
un livello di energia più
alto ad uno più basso
En = -RH (
1
n2
)
All’aumentare di n
aumenta l’ energia
dell’elettrone in
maniera discreta
n (numero quantico principale) = 1,2,3,…
RH (costante di Rydberg) = 2.18 x 10-18J
34
E = hν
∆E = RH(
1
n2i
h
mvr = n
2π
Ze 2
mv
=
2
r
4 πε o r
E = hν
r = n
n
2
h
π mZe
2
ε
1
n2f
)
2
o
2
35
#2, “Effetto fotoelettrico”
Albert Einstein (1905)
La luce è
1. un’onda
2. un corpuscolo
Fotone è una “particella” di luce
E = mc2
E = hν
mc2= hν=h c/λ
h
λ=
mc
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De Broglie (1924) estese a una qualsiasi
particella elementare, e all’elettrone in
particolare il dualismo onda corpuscolo
enunciato da Einstein
h
λ=
mv
2πr = nλ
v = velocità di em = massa di e-
37
PRINCIPIO DI INDETERMINAZIONE DI HEISEMBERG
Per descrivere il moto di una particella occorre conoscere i valori
della sua posizione e della sua velocità in qualsiasi istante.
Werner Karl Heisemberg (Nobel 1932) dimostrò che non è
possibile determinare simultaneamente la posizione e la
velocità dell’elettrone.
In conseguenza di ciò non è possibile definire la traiettoria
dell'elettrone, a differenza di quanto previsto da Bohr
(traiettorie fisse).
h
∆(mv) ⋅ ∆x =
4π
∆(m v) = incertezza nella determinazione della quantità di
moto cioè della velocità dell’elettrone
∆x = incertezza nella determinazione della posizione
dell’elettrone
h = costante di Plank
m = massa dell’elettrone( 9.109 10-31 kg)
38
Esempio: Consideriamo un elettrone di massa 9,109 10-31 kg.
Se l’incertezza con la quale conosco la posizione dell’ elettrone è ∆x = 10-11 m
l’incertezza sulla velocità sarà:
∆v =
6,62⋅10−34 (kg ⋅ m2 ⋅ s −1 )
−31
4 ⋅ 3,14⋅ 9,109⋅10
−11
(kg) ⋅10 (m)
6
= 5,79⋅10 m / s
Esempio: Consideriamo una palla di 0,250 kg
Se l’incertezza con la quale conosco la posizione della palla è ∆x = 10-3 m
l’incertezza sulla velocità sarà:
∆v =
6,62⋅10−34 (kg ⋅ m2 ⋅ s −1 )
4 ⋅ 3,14⋅ 0,250(kg) ⋅10−3 (m)
= 2,11⋅10−31m / s
39
Equazione di Schrodinger
Nel 1926 Schrodinger descrisse il comportamento
dell’elettrone orbitante attorno al nucleo come quello
di un’onda stazionaria.
L’ equazione che tiene conto della natura ondulatoria
e corpuscolare dell’elettrone.
L’equazione di Schrodinger può essere
esattamente solo per l’atomo di idrogeno.
risolta
Soluzioni approssimate sono possibili per elementi
40
multi elettronici.
Equazione di Schrodinger
Tra i valori di ψ che sono possibili soluzioni dell’equazione di
Schrödinger sono accettabili solo quelle che soddisfano
determinate condizioni e si definiscono AUTOFUNZIONI.
1)La funzione d’onda ψ deve essere continua e finita, ad un
solo valore in ogni punto dello spazio ed all’infinito deve
tendere a zero
2)La probabilità di trovare l’elettrone attorno al nucleo deve
essere unitaria
I valori di energia associati
definiscono AUTOVALORI
alle
AUTOFUNZIONI
41
si
Equazione di Schrodinger
Il movimento degli elettroni avviene in tre dimensioni per cui le
soluzioni accettabili dell’equazione d’onda derivano dalla
combinazione di tre costanti dette NUMERI QUANTICI ed
indicati con le lettere n,l, m.
Ogni funzione d’onda caratterizzata da tre numeri quantici
ψnlm viene chiamata orbitale e corrisponde ad uno stato
stazionario possibile per l’elettrone.
42
Equazione di Schrodinger
Orbitale atomico →Ψ = f (n, l, ml)
Numero quantico principale
n
n = 1, 2, 3, 4, ….
distanza di e- dal nucleo
n=1
n=2
n=3
43
90% della densità
di eper l’orbitale n=1
La densità di e- per l’orbitale n=1 decade
all’aumentare della distanza dal nucleo
44
Equazione di Schrodinger
Ψ = f (n, l, ml)
Numero quantico secondario o angolare
l
l = 0, 1, 2, 3, … (n-1)
n = 1,
n = 2,
n = 3,
l=0
l = 0, 1
l = 0, 1, 2
l = 0 orbitale s
l=1 “
p
l=2 “
d
l=3 “
f
Forma del “volume” di spazio occupato da e45
Equazione di Schrodinger
Ψ = f (n, l, ml)
Numero quantico magnetico
ml
ml = -l, …., 0, …. +l
l = 0 (orbitali s),
ml = 0
l = 1 (orbitali p),
l = 2 (orbitali d),
ml = -1, 0, 1
ml = -2, -1, 0, 1, 2
Orientamento degli orbitali nello spazio
46
l = 0 (s orbitals)
47
ml = -1
ml = -2
ml = 0
ml = -1
ml = 0
ml = 1
ml = 1
ml =
2
48
Equazione di Schrodinger
Numero quantico di spin ms
ms = +½
ms = -½
49
Equazione di Schrodinger
Ogni elettrone in un atomo è descritto da una specifica
funzione d’onda Ψ = f (n, l, ml, ms)
Principio di esclusione di Pauli :- In un atomo non
possono esistere due elettroni che hanno la stessa
quaterna di numeri quantici.
Ogni posto è univocamente determinato
(Settore, Fila, Posto)
Ogni posto può ospitare una sola persona
50
STRUTTURA ELETTRONICA DEGLI ATOMI
n
l
ml
1
0
0
±½
1s
2
2
0
1
0
-1, 0, +1
±½
±½
2s
2p
2
6
3
0
1
2
0
-1, 0, +1
-2, -1, 0,+1,+2
±½
±½
±½
3s
3p
3d
2
6
10
4
0
1
2
3
0
-1, 0, +1
-2, -1, 0,+1,+2
-3, -2, -1, 0, +1,+2+3
±½
±½
±½
±½
4s
4p
4d
4f
2
6
10
14
ms
Nome degliN°di
orbitali
elettroni
51
Energia degli orbitali in un atomo di idrogeno
L’energia dipende dal numero quantico principale n
En = -RH (
1
n2
)
52
Energia degli orbitali in un atomo multi-elettronico
Energia dipende da n ed l
n=4 l = 2
n=4 l = 1
n=3 l = 2
n=4 l = 0
n=3 l = 0
n=2 l = 0
n=1 l = 0
n=3 l = 1
n=2 l = 1
53
Configurazione elettronica degli atomi
“Riempire”gli orbitali in ordine di energia crescente (Aufbau principle)
??
elettroni
Be
4elettroni
elettroni
Li
BC356
elettroni
22s
22p
222s
12 1
BBe
Li1s1s
1s
2s
H 12elettrone
He
elettroni
He
1s12
H 1s
54
Principio della massima molteplicità di Hund
stabilisce che nel riempimento di orbitali degeneri
gli elettroni devono occuparne il maggior numero
possibile disponendosi in essi con spin parallelo
O
N
810
electrons
C 97
F
Ne
6
electrons
electrons
246
3
22s
222p
22p
5
C
N
O
Ne
F 1s
1s222s
55
Ordine di riempimento degli orbitali in atomi multi-elettronici
1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s
56
Qual’è la configurazione elettronica del magnesio Mg?
Mg
Z =12
1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s
1s22s22p63s2
2 + 2 + 6 + 2 = 12 elettroni
……………e del cloro Cl?
Cl
Z =17
1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s
1s22s22p63s23p5
2 + 2 + 6 + 2 + 5 = 17 elettroni
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