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Valitutti,Tifi, Gentile, Esploriamo la chimica © Zanichelli editore 2010
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Valitutti, Tifi, Gentile
Esploriamo la
chimica
Seconda edizione di Chimica: molecole in
movimento
Capitolo 8 La struttura dell’atomo
1.La doppia natura della luce
2.L’ atomo di Bohr
3.Il modello atomico a strati
4.La configurazione elettronica degli
elementi
5.Il modello a orbitali
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1. La doppia natura della luce
La luce è un particolare tipo di onda elettromagnetica che
si crea per rapidissima oscillazione di cariche elettriche.
L’insieme delle onde elettromagnetiche costituisce lo
spettro elettromagnetico.
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1. La doppia natura della luce
I parametri che caratterizzano le onde elettromagnetiche
sono la velocità, la lunghezza d’onda () e la frequenza ().
La lunghezza d’onda si esprime in nanometri (nm) o in
ångstrom (Å).
La frequenza ( = 1/ ) si misura in Hertz (Hz).
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1. La doppia natura della luce
La diffrazione della luce è la caratteristica principale
della sua natura ondulatoria.
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1. La doppia natura della luce
L’interazione della luce con la materia è la prova che la
luce ha anche natura corpuscolare.
Possiamo considerare la luce e ogni radiazione
elettromagnetica costituite da un insieme di particelle,
chiamate fotoni.
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1. La doppia natura della luce
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1. La doppia natura della luce
A ogni fotone è associata un’energia espressa da
E = h·
dove
E = energia di un fotone di luce
h = 6,63 · 10-34 J · s (costante di Planck)
 = frequenza della radiazione elettromagnetica
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1. La doppia natura della luce
Ricordando che  = c/, la stessa relazione si può
scrivere anche:
E = h · c/ 
Queste due formule evidenziano i due aspetti della natura
della luce: ondulatoria e corpuscolare.
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2. L’atomo di Bohr
Lo spettro continuo è una serie di colori che si
susseguono senza discontinuità, tipico dei solidi e dei
liquidi portati all’incandescenza.
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2. L’atomo di Bohr
Lo spettro a righe, tipico dei gas rarefatti sottoposti a
scarica elettrica, è formato da righe colorate discontinue
(righe di emissione).
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2. L’atomo di Bohr
La luce emessa dagli atomi non è continua e presenta
soltanto alcune frequenze, caratteristiche per ciascun tipo
di atomo.
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2. L’atomo di Bohr
Ogni atomo emette un caratteristico spettro formato da
una serie di righe separate da spazi neri. Possiamo usare
gli spettri atomici per riconoscere gli elementi, come le
impronte digitali per gli uomini.
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2. L’atomo di Bohr
Attraverso i suoi studi Bohr spiegò perché soltanto certe
radiazioni possono interagire con gli atomi e quale
relazione intercorre tra radiazione luminosa e struttura
atomica.
Bohr perfezionò il modello di Rutherford e riuscì a
spiegare la stabilità degli atomi e l’emissione degli spettri
a righe.
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2. L’atomo di Bohr
1. l’elettrone percorre solo determinate orbite circolari
dette orbite stazionarie;
2. all’elettrone sono permesse solo certe orbite, a cui
corrispondono determinati valori di energia
(quantizzata);
3. per passare da un’orbita a un’altra a livello
energetico più elevato, l’elettrone assorbe energia;
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2. L’atomo di Bohr
4. per passare da un’orbita a un’altra a contenuto
energetico minore, l’elettrone emette un fotone di
appropriata frequenza;
5. l’energia del fotone emesso o assorbito corrisponde
alla differenza di energia delle due orbite.
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2. L’atomo di Bohr
Le orbite degli elettroni in un atomo sono quantizzate.
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2. L’atomo di Bohr
Il numero quantico principale n indica il livello
energetico associato a ogni orbita.
Il livello più basso di energia è detto stato fondamentale.
I livelli a energia superiore dello stato fondamentale si
chiamano stati eccitati.
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2. L’atomo di Bohr
A ogni salto di orbita si ha
una transizione energetica,
ovvero emissione di energia
sotto forma di fotone.
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2. L’atomo di Bohr
Ogni transizione dell’elettrone da uno stato eccitato a un
livello energetico inferiore è caratterizzata da una riga nello
spettro di emissione.
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2. L’atomo di Bohr
Il modello atomico di Bohr presentò presto tutti i suoi limiti:
non era applicabile ad atomi con molti elettroni e non
spiegava gli spettri atomici in presenza di un campo
magnetico.
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3. Il modello atomico a strati
Gli elettroni sono legati al nucleo dall’attrazione
elettrostatica che si instaura tra le cariche positive e
negative.
Gli elettroni sono sistemati in livelli di energia crescenti,
denominati strati o gusci elettronici.
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3. Il modello atomico a strati
I livelli sono n=1, n=2, n=3, n=4, n=5, n=6, n=7.
Questi sette livelli di energia sono in grado di descrivere la
struttura elettronica di tutti gli elementi della tavola
periodica.
Ciascun livello di energia è suddiviso in uno o più
sottolivelli, designati con le lettere s, p, d, f.
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3. Il modello atomico a strati
Il numero massimo di elettroni che il livelli di energia
possono contenere si ricava dalla relazione
numero massimo di elettroni = 2 · n 2
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4. La configurazione elettronica
degli elementi
La rappresentazione completa dei sottolivelli occupati da
tutti gli elettroni, in un atomo oppure in uno ione, è
chiamata configurazione elettronica.
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4. La configurazione elettronica
degli elementi
La successione degli orbitali in cui sistemare gli elettroni in
ordine di energia crescente è:
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5. Il modello a orbitali
De Broglie ipotizzò che la doppia natura ondulatoria e
corpuscolare fosse una proprietà universale della materia.
Associò a ogni particella in movimento un’onda.
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5. Il modello a orbitali
Il legame tra caratteristiche corpuscolari e ondulatorie si
manifesta nella relazione
 = h / (m · v)
Si osserva che la quantità di moto dipende dalla lunghezza
dell’onda elettromagnetica con cui si propaga.
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5. Il modello a orbitali
Il principio di indeterminazione di Heisenberg afferma
che non è possibile conoscere a ogni istante,
contemporaneamente, la posizione e la velocità di un
elettrone.
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5. Il modello a orbitali
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5. Il modello a orbitali
Poiché le informazioni sul moto dell’elettrone possono
essere solo di tipo probabilistico, con la meccanica
quantistica il concetto di orbita di un elettrone è superato e
inadeguato.
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5. Il modello a orbitali
Le onde che si propagano con l’elettrone in moto
nell’atomo possono essere descritte da una funzione
matematica proposta da Schrödinger nel 1926: è
l’equazione d’onda di Schrödinger.
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5. Il modello a orbitali
Le onde che si propagano con l’elettrone in moto
nell’atomo possono essere descritte da una funzione
matematica proposta da Schrödinger nel 1926: è
l’equazione d’onda di Schrödinger.
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5. Il modello a orbitali
L’equazione d’onda di Schrödinger fornisce informazioni
sulla probabilità di trovare l’elettrone in un punto particolare
dello spazio intorno al nucleo.
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5. Il modello a orbitali
La funzione d’onda contiene tre numeri interi, detti numeri
quantici (n, l e m) che definiscono lo stato quantico
dell’elettrone e ne specificano il valore di una proprietà.
L’orbitale è una funzione d’onda elettronica caratterizzata
da una particolare terna di valori di n, l e m.
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5. Il modello a orbitali
• Il numero quantico principale n (n = 1, 2, 3…,7)
definisce il livello energetico dell’elettrone che è
proporzionale alla distanza dal nucleo.
• Il numero quantico secondario l (l = 0, 1,…, n-1)
determina le caratteristiche geometriche dell’orbitale
(sottolivello energetico).
valori di l:
0
1
2
3
orbitale:
s
p
d
f
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5. Il modello a orbitali
La superficie di contorno degli orbitali s è una sfera il cui
volume aumenta all’aumentare del numero quantico
principale n.
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5. Il modello a orbitali
La superficie di contorno degli orbitali p è un doppio lobo
che si espande lungo gli assi x, y e z.
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5. Il modello a orbitali
La superficie di contorno degli orbitali d è a quattro lobi.
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5. Il modello a orbitali
Il numero quantico magnetico m (m = -l, 0, +l) definisce
quanti orbitali della stessa forma, ma con orientazione
diversa, possono coesistere in un sottolivello.
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5. Il modello a orbitali
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5. Il modello a orbitali
La scoperta del quarto numero quantico, portò Pauli a
enunciare il principio di esclusione, secondo il quale in
un orbitale possono essere presenti al massimo due
elettroni con spin opposto o antiparallelo.
↑+½ ↓-½
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5. Il modello a orbitali
Ogni orbitale è rappresentato da un quadratino (☐).
Per mostrare gli elettroni si usano le frecce (↑, ↓) e per
disegnare le frecce ci sono tre regole
1. ogni orbitale può contenere al massimo due elettroni,
purché di spin opposto (principio di esclusione di Pauli);
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5. Il modello a orbitali
2. si occupano prima gli orbitali a più bassa energia e
poi quelli a energia più elevata (principio della
costruzione progressiva o di Aufbau);
3. se ci sono orbitali della stessa energia, prima si
colloca un elettrone su ciascun orbitale vuoto e poi
si completano gli orbitali semipieni (regola di
Hund).
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