struttura elettronica

Struttura elettronica degli atomi
La teoria dei quanti e
la meccanica ondulatoria
La moderna descrizione dell’atomo
1
Generalità delle onde elettromagnetiche
λ
Ampiezza massima: Emax (Bmax)
Lunghezza d’onda: λ (cm, mm,
nm, Å), distanza tra due punti
consecutivi in fase
Periodo: τ (s), tempo impiegato per
percorrere una distanza pari a λ
Emax
(Bmax) Frequenza: ! = 1 (s-1=Hz)
"
1
Numero d’onda: ! =
(m-1)
"
Velocità di propagazione di
un’onda elettromagnetica:
!" = v
!" = c (nel vuoto)
Velocità della luce nel vuoto
c=2.9979108 ms-1
2
1
La radiazione elettromagnetica
Lunghezza d’onda
breve, elevata
frequenza
Lunghezza d’onda
lunga, bassa
frequenza
3
Generalità delle onde elettromagnetiche
Lo spettro elettromagnetico viene convenzionalmente
suddiviso in regioni spettrali ed è l’insieme delle
radiazioni caratterizzate da tutte le possibili lunghezze
d’onda, classificate secondo l’ordine crescente o
decrescente della lunghezza d’onda o della frequenza.
L’insieme
delle
radiazioni
elettromagnetiche
percepibili dall’occhio umano (λ = ~400÷800 nm)
prende il nome di luce e costituisce una piccolissima
porzione dello spettro elettromagnetico.
Ultravioletto
Infrarosso
λ→
←ν
←E
4
2
Generalità delle onde elettromagnetiche
La diffrazione della luce
5
Generalità delle onde elettromagnetiche
La diffrazione della luce
6
3
La diffrazione della luce
7
Struttura elettronica degli atomi
Modello atomico
di Rutherford
--
+
+
+
---
Incompatibilità con le leggi classiche
dell’elettromagnetismo: una carica elettrica
in moto non rettilineo ed uniforme perde
progressivamente energia emettendo onde
elettromagnetiche per cui l’elettrone
collasserebbe sul nucleo in 10-11-10-12 secondi
seguendo una traiettoria a spirale.
8
4
La crisi della Fisica classica
•
•
•
•
Problemi di stabilità dimensionale degli atomi
Effetto fotoelettrico
Emissione del corpo nero
Interpretazione degli spettri di emissione degli
atomi
9
L’effetto fotoelettrico
hν
Emax
e-
E = hν > Eo
Costante di Planck
h = 6.62610-34 Js
νo
E cin
ν
= E " E o = h(# " # o )
νo frequenza di soglia caratteristica
del corpo irraggiato
L’emissione di elettroni avviene solo se l’energia (e quindi la frequenza) della
! valore E
radiazione incidente è superiore ad un certo
0
L’intensità degli elettroni emessi (numero di elettroni emessi per unità di tempo e
di superficie) è proporzionale all’intensità della radiazione incidente (energia che
attravesa l’unità di siuperficie nell’unità di tempo).
Tale fenomeno è spiegabile solo considerando la natura corpuscolare
10 della
radiazione.
5
Dal punto di vista corpuscolare, la radiazione elettromagnetica è
costituita da un insieme di pacchetti di energia detti quanti o
fotoni, che si muovono alla velocità della luce. L’energia
trasportata da ciascun fotone dipende dalla frequenza della
radiazione secondo la relazione di Planck:
E=hν
h = costante di Planck = 6.626 x 10–34 J s
L’energia associata ad un fascio di n fotoni di frequenza ν
(E = n hν) non è una grandezza continua, ma discreta (può essere
soltanto un multiplo intero della quantità hν).
Quantizzazione radiazione elettromagnetica (Einstein)
11
Spettro di emissione dell’
dell’atomo di idrogeno
Spettro a righe
Analizzatore ottico
12
6
Spettro di emissione dell’
dell’atomo di idrogeno
!
n=∞
# 1
1&
! = RH % 2 " 2 (
$m
n '
RH = 109677.76 cm-1
m = 1, 2, 3, …, ∞
n = m + 1, …, ∞
Valida anche per ioni
idrogenoidi (He+, Li++, Be+++, ...
13
La teoria di Planck
Scambio di energia tra materia e radiazione
elettromagnetica avviene per “pacchetti
discreti” ovvero QUANTI
E=hν
h costante di Planck 6.626 x 10 -34 J s
14
7
L’atomo di Bohr
Base di partenza: fisica classica, in cui però Bohr inserì i
suoi due postulati.
1. Quantizzazione del raggio dell’orbita dell’elettrone e di
conseguenza dei livelli di energia;
2. Emissione (o assorbimento) di radiazione
elettromagnetica solo in corrispondenza del
passaggio da uno stato quantico ad un altro
r
-
+
15
Il modello atomico di Bohr:
Bohr: secondo postulato
Emissione
EA > EB
νA > νB
λA < λB
16
8
Lo spettro di emissione dell’idrogeno secondo la
teoria di Bohr
[da P Atkins, L. Jones Chimica Generale Zanichelli]
17
Spettroscopia di emissione
Spettroscopia di assorbimento
18
9
Litio
Sodio
Potassio
Rubidio
19
Critica al modello atomico di Bohr
Uso di leggi della meccanica classica
Introduzione di postulati senza giustificazione
ORBITE di elettroni intorno al nucleo ?
Moto di un punto materiale nel piano x-y
Per conoscere la traiettoria di un corpo è necessario conoscere
posizione e velocità del punto materiale in un dato istante
20
10
Principio di indeterminazione di Heisemberg (Nobel 1932)
È impossibile determinare con precisione contemporaneamente la
posizione e la velocità di una particella di massa molto piccola
Effetto Compton
microscopio
microscopio
fotone
fotone
elettrone
elettrone
Principio di indeterminazione di
Heisemberg
Δx · Δ(m · vx) ≅ h
Δy · Δ(m · vy) ≅ h
Δz · Δ(m · vz) ≅ h
Per corpi di massa estremamente piccola, che si
muovono a velocità prossime alla velocità della luce,
non è possibile conoscere con precisione la
posizione, se è nota la quantità di moto, o viceversa.
21
Principio di indeterminazione di Heisemberg (Nobel
1932):
In generale, il principio di indeterminazione di Heisemberg
afferma che è impossibile determinare con precisione
contemporaneamente la posizione e la velocità (o quantità di moto)
di una particella di massa molto piccola.
Tale principio è sintetizzato nelle seguenti espressioni:
Δx · Δ(m · vx) ≅ h
Δy · Δ(m · vy) ≅ h
Δz · Δ(m · vz) ≅ h
22
11
Principio di indeterminazione di Heisemberg
Sfera di massa m = 10-5 g
!x " !v x #
h 6.6 "10 $27 erg " s
=
= 6.6 "10$22 cm 2 " s $1
$5
m
10 g
!x = 10 "10 cm
!v x = 6.6 #10 "12 cm # s "1
Incertezza trascurabile
Elettrone m = 10-27 g
!x " !v x #
h 6.6 "10 $27 erg " s
=
= 6.6 cm 2 " s $1
$27
m
10 g
!x = 10 "10 cm
!v x = 6.6 #1010 cm # s "1
Vx indeterminata
Non ha senso parlare di orbite precise per l’elettrone
Dualismo onda particella
Fascio di fotoni
Foglio metallico
policristallino o
cristallo
23
Radiazione elettromagnetica
(luce)
Elettroni
1927, Davisson, Germer e Thomson
Fascio di elettroni
24
Il fenomeno di diffrazione fu evidenziato anche per fasci di elettroni
12
Le onde di De Broglie (1924)
Ipotesi di De Broglie: al moto di un qualunque corpo si accompagna la
propagazione di onde. Suggerì quindi, su basi puramente teoriche, che
anche fasci di particelle in moto potessero dar luogo a fenomeni di tipo
ondulatorio.
Nasce la meccanica ondulatoria, materia della fisica che indaga sul moto
di particelle estremamente piccole come gli elettroni attraverso lo studio
delle onde di De Broglie ad esse associate, condizioni nelle quali non è
applicabile la meccanica classica.
Propagazione di elettroni ↔ Fenomeno ondulatorio
Equazione di De Broglie
!= h
mv
h: costante di Planck
λ: lunghezza d’onda
m: massa particella
v: velocità particella
λ è tanto più grande quanto più
piccola sono la massa e la velocità
della particella ⇒ Fenomeni di
carattere ondulatorio si possono
realmente osservare solo con fasci di
25
particelle atomiche o subatomiche.
Dualismo onda particella
Sia il comportamento della luce che quello della materia
può essere spiegato in alcuni casi considerandole come
particelle in altri come onde.
luce
Comportamento ondulatorio:
Elettromagnetismo ed ottica in generale
Comportamento particellare:
Effetto fotoelettrico
Effetto Compton
materia
Comportamento particellare:
In tutti i casi di aggregati di più atomi
Comportamento ondulatorio:
26
Diffrazione di raggi di elettroni
13
Struttura elettronica degli atomi
Primi anni del ‘900
* Sviluppo modelli atomici sempre più perfezionati.
* Tentativi di spiegare le evidenze sperimentali collegate alla
struttura elettronica degli elementi, usando le leggi della meccanica
classica ed introducendo postulati senza giustificazione.
Sistemi infinitamente piccoli
Abbandono concetti classici di traiettoria e orbita
MECCANICA
ONDULATORIA
Approccio probabilistico
27
Equazione di Schrödinger
Nel 1926 Erwin Schrödinger sviluppò l’equazione alla base della
meccanica quantistica o meccanica ondulatoria.
Per definire la sua equazione, Schrödinger modificò l’espressione di
De Broglie (valida per le particelle che si muovono liberamente) in
modo tale da adattarla a particelle vincolate come, per esempio, gli
elettroni confinati in regioni di dimensioni atomiche o molecolari.
L’equazione di Schrödinger è un’equazione differenziale di secondo
grado e ha la tipica forma delle equazioni della teoria ondulatoria
classica. Per questa analogia viene anche chiamata equazione
d’onda.
28
14
La meccanica ondulatoria - L’
L’equazione di Schrödinger
Propagazione delle onde elettro-magnetiche delle onde
sonore, delle vibrazioni di una corda
Onde e.m.
! 2f ! 2f ! 2f
1 !2f
+
+
=
!x 2 !y 2 !z 2 c 2 !t 2
f : E,B
!
densità di energia (E/V)
∝f2
∝ (num. fotoni)/volume
∝ probabilità di trovare un fotone
29
La meccanica quantistica: l’intuizione di Schrödinger
•L’elettrone ha proprietà ondulatorie, non si possono definire
traiettorie precise (orbite).
•Dobbiamo quindi pensare in termini di PROBABILITA’ che
l’elettrone sia in una certa posizione e che la sua quantità di moto
assuma un determinato valore.
• Il moto dell’elettrone viene quindi descritto attraverso FUNZIONI
D’ONDA ψ.
ψ’ = ψ’ (x,y,z,t)
! 2" ' ! 2" ' ! 2" ' 8# 2 m
! 2" '
1
+ 2 + 2 + 2 (E $ E p )" =
v !t 2
!x 2
!y
!z
h
30
15
Per gli stati stazionari, a energia costante: ψ = ψ (x,y,z)
$ 2" $ 2" $ 2" 8# 2 m
+ 2 + 2 + 2 (E ! E p )" = 0
2
$x
$y
$z
h
dove:
δ2Ψ/δx2, δ2Ψ/δy2, δ2Ψ/δz2 sono le derivate seconde parziali della funzione Ψ
rispetto alle direzioni x, y, e z.
m è la massa dell’elettrone
E è l’energia totale dell’eletrone
Ep è l’energia potenziale dell’elettrone
Ψ è la funzione d’onda.
Sia E che Ψ sono incognite. Trattandosi perciò di un’equazione a due incognite
esisteranno infinte soluzioni dell’equazione.
31
Ψ (funzione d’onda) non ha un significato fisico diretto mentre lo ha Ψ 2
che indica la densità di probabilità cioè la probabilità di trovare
l’elettrone in un volume infinitesimo dV
La funzione d’onda ψ, per essere una soluzione accettabile dell’equazione
di Schrödinger, deve obbedire ad alcune condizioni limite, tra cui:
1) condizione di normalizzazione: #
2
! dV = 1
La probabilità di trovare l’elettrone è data da: dP =Ψ 2 dV
pertanto la Ψ deve soddisfare la condizione di normalizzazione,
cioè la probabilità di trovare l’elettrone in tutto lo spazio deve
essere uguale a 1 che corrisponde alla certezza.
v ="
2) essere continua
3) annullarsi all’infinito
32
16
Imponendo queste condizioni si ottengono funzioni che hanno significato
fisico solo in corrispondenza di determinati valori di energia. Questi ultimi
vengono chiamati autovalori (Ei) e le corrispondenti funzioni d’onda
autofunzioni (Ψi).
I valori di energia (autovalori) per i quali l’equazione di Schrödinger
ammette soluzioni che hanno significato fisico sono:
En = !
1 2" 2me 4 o in generale
n2
h2
En = !
cos t
13.6
=! 2
2
n
n
con n = 1, 2, 3, 4, ….numero quantico principale
L’equazione di Schrödinger ammette quindi un numero infinito di soluzioni.
I livelli energetici sono infatti infiniti (n = 1,…., ∞) , con infinità non continua
(leggi classiche) ma discontinua ⇒ Quantizzazione dell’energia.
Ψi ⇒ orbitali
33
ORBITA (meccanica classica)
ORBITALE (meccanica quantistica)
definito da un’equazione matematica complicata
• la funzione d’onda ψ non ha un significato fisico diretto
• ψ2 ∝ probabilità di trovare l’elettrone nel punto considerato
34
17
Riassumendo……
La crisi della fisica classica
Quantizzazione dell’energia (Planck)
Quantizzazione della radiazione elettromagnetica (Einstein)
Comportamento corpuscolare della luce (i fotoni)
Impossibilità di determinare la traiettoria di un corpo di dimensioni estremamente piccole
(Heisemberg)
Comportamento ondulatorio della materia (le onde di De Broglie)
Approccio ondulatorio per determinare il comportamento degli elettroni
Equazione di Schrödinger
Gli orbitali: approccio probabilistico alla
posizione degli elettroni intorno al nucleo
35
Funzione d’onda
Le funzioni d’onda ψ (funzioni matematiche), soluzioni
dell’equazione di Schrödinger, sono funzione delle
coordinate spaziali (x, y, z) e dipendono da tre numeri
interi (n, l, ml) detti numeri quantici.
Ogni funzione d’onda definita da una particolare terna dei
numeri quantici è chiamata orbitale.
Ogni orbitale corrisponde ad un possibile stato quantico
per l’elettrone.
36
18
Numeri quantici
• Numero quantico principale n, definisce il livello
di energia, o guscio, che l’elettrone può occupare.
n=1, 2, 3, …..∞
K L M
En = ! 132.6
n
•Numero quantico secondario o azimutale l, è in relazione alla forma
degli orbitali atomici.
l= 0, 1, 2, 3, ..(n-1)
s p d f
• Numero quantico magnetico ml in relazione con l’orientazione
relativa degli orbitali atomici nello spazio.
37
ml= -l, -(l-1),….., 0,…, +(l-1), +l
Numeri quantici – Quantizzazione dell’energia
n ⇒ energia degli orbitali atomici
l
⇒ quantizzazione del modulo
del momento della quantità di!
moto orbitale dell’elettrone
2# 2 me 4
En = "
n 2h 2
p = [l (l + 1)]1 / 2
ml ⇒ quantizzazione della proiezione del momento della
quantità di moto orbitale dell’elettrone lungo una direzione
predefinita
h
2!
p z = ml
h
2!
38
19
Numeri quantici e orbitali
l=0
l=1
l=2
l=3
⇒ orbitale s
⇒ orbitale p
⇒ orbitale d
⇒ orbitale f
n = 1,2,3,..., "
l = 0,1,2,..., n ! 1
ml = !l ,!(l ! 1),...,0,+ (l ! 1),+ l
n=1 l=0
ml = 0
1 orbitale 1s
n=2 l=0
l=1
ml = 0
ml = 0,±1
1 orbitale 2s
3 orbitali 2p
n=3 l=0
l=1
l=2
ml = 0
ml = 0,±1
ml = 0,±1,±2
1 orbitale 3s
3 orbitali 3p
5 orbitali 3d
n=4 l=0
l=1
l=2
l=3
ml = 0
ml = 0,±1
ml = 0,±1,±2
ml = 0,±1,±2,±3
1 orbitale 4s
3 orbitali 4p
5 orbitali 4d
7 orbitali 4f
39
Livelli energetici degli orbitali atomici dell’idrogeno
energia
Per l’atomo di idrogeno il valore dell’energia di un dato orbitale
dipende soltanto dal numero quantico principale n.
Orbitali caratterizzati dallo stesso livello energetico (2s-2p, 3s-3p-3d,
ecc.) sono detti DEGENERI.
4s
3s
4p
3p
2s
2p
1s
4d
3d
4f
Livelli energetici degli orbitali
atomici dell’idrogeno
Ad ogni valore di n corrisponde un determinato livello energetico
chiamato strato o guscio. Ciascun guscio è individuato da una lettera
maiuscola: ai valori di n=1,2,3… corrispondono gli strati K, L, M,….40
20
Il modello atomico di Bohr:
Bohr: secondo postulato
Emissione
EA > EB
νA > νB
λA < λB
Quando si verificano dei passaggi di un elettrone da uno stato quantico
all’altro, l’atomo assorbe o emette energia sotto forma di radazione
elettromagnetica.
L’energia corrispondente alla differenza tra i livelli energetici dei due stati
viene assorbita od emessa sotto forma di un unico fotone
41
Come possiamo rappresentare graficamente gli orbitali
dell’atomo di idrogeno????
 Superficie di equiprobabilita: è una superficie che delimita un
volume all’interno del quale si ha una probabilità totale prefissata ed alta
(ad esempio del 90 o 95%) di trovare l’elettrone. Per rappresentare
graficamente le superfici limite si utilizzano effetti “tridimensionali”.
2
"v ! dV
= 0.95
 L’orbitale può essere rappresentato anche utilizzando anche la nuvola
elettronica. Questa si ottiene immaginando di osservare un atomo un
numero molto elevato di volte, mentre l’elettrone si muove intorno al
nucleo e di riportare le posizioni nelle quali si è rilevato l’elettrone.
 Rappresentazione grafica della densità di probabilità di trovare
l’elettrone in funzione della distanza dal nucleo.
42
21
Orbitali di tipo s
ψ2 ∝ probabilità per unità di volume
ψ2 è chiamata densità di probabilità
Per l’orbitale s
ψ dipende solo da r (a0)
Rappresentazione dell’orbitale s
1) Superficie di equiprobabilità
2) Nuvola elettronica
43
3) Densità di probabilità
dP
y
z
r drx
1s
2s
3s
r
All’aumentare del numero
l’orbitale s risulta più espanso
quantico
principale
44
22
Rappresentazione grafica degli orbitali s dell’atomo di idrogeno
(superficie di equiprobabilità).
Simmetria sferica
45
Rappresentazione grafica degli orbitali p dell’atomo di idrogeno
Simmetria cilindrica
Piano nodale ⊥ all’asse
46
23
Rappresentazione grafica degli orbitali d dell’atomo di idrogeno
47
La rappresentazione degli orbitali
Orbitali d ( l = 2 )
dxy
dxz
dyz
2
! " dV = 0.9
V
48
dx2-y2
dz 2
24
La struttura degli atomi polielettronici
Equazione di Schrödinger viene risolta ESATTAMENTE soltanto
per l’atomo di idrogeno (estendibile agli atomi IDROGENOIDI, He+,
Li++, Be+++, ecc.)
Atomi polielettronici
atomo di elio (He)
r1
–
–
r2
r3
2+
“problema dei tre corpi”
NON RISOLVIBILE ESATTAMENTE, si ottengono soluzioni
approssimate, perché occorre considerare oltre alle interazioni attrattive
di ciascun elettrone con il nucleo, anche quelle interazioni repulsive49 che
si esercitano tra gli elettroni.
Gli atomi polielettronici
Analogamente all’atomo di idrogeno si possono così ottenere funzioni
che contengono i numeri quantici n, l , ml
⇓
Classificazione degli orbitali: s, p, d, f …
⇓
la cui energia non dipende più
SOLO da n ma occorre considerare ANCHE l
Atomo di idrogeno e
atomi idrogenoidi
3s
3p
3d
Atomi polielettronici
energia
energia
Livelli energetici negli atomi polielettronici
3d
3s
3p
50
L’energia dipende anche dal numero quantico secondario l
25
Livelli energetici negli
atomi
polielettronici
dipendono, oltre che da
n e l, anche dal numero
atomico Z.
Da Z=19 ai 3p seguono
i 4s e non i 3d
Infatti al variare del numero
atomico variano tutte le
funzioni
d’onda
che
descrivono gli elettroni
dell’atomo e i relativi valori
di energia.
1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f < 5d < 6p <
51
7s < 5f < 6d , ecc.
Lo SPIN dell’elettrone
Gli elettroni presentano non solo un moto di rotazione orbitale intorno al
nucleo ma anche un moto di rotazione intorno al proprio asse.
All’elettrone viene associato un momento intrinseco della quantità di moto
(momento di spin).
La proiezione del momento intrinseco
della quantità di moto su una direzione
prefissata z risulta quantizzata:
r
ps ,z = ( s )z = m s h
2!
1
2
numero quantico di spin
ms = ±
52
26
Numeri quantici
Lo stato quantico di un elettrone in un atomo è
completamente determinato da quattro numeri
quantici:
n l ml ms
momento di spin
orbitale
53
Riassumendo……
Grandezze definite dai vari numeri quantici e loro significato
54
27
Configurazioni elettroniche degli elementi
La disposizione degli elettroni negli orbitali di un atomo neutro al
livello minimo di energia corrisponde alla configurazione
elettronica dello stato fondamentale.
Per ottenere questa configurazione si devono seguire 3 principi:
1. Il principio di minima energia.
2. Il principio di esclusione di Pauli.
3. La regola di Hund o della massima molteplicità.
1. Principio di minima energia
Ogni elettrone occupa l’orbitale disponibile ad energia più bassa.
55
2. Principio di esclusione di Pauli
In un atomo non vi possono essere due elettroni caratterizzati dalla
stessa quaterna di valori di numeri quantici.
Perciò in un determinato orbitale (caratterizzato da determinati valori
di n, l e ml) possono esistere soltanto due elettroni (uno con ms = +1/2 e
l’altro con ms = -1/2).
Valori opposti di ms → SPIN ANTIPARALLELI
Valori uguali di ms → SPIN PARALLELI
56
28
3. Regola di Hund o della massima molteplcità
All’interno di un gruppo di orbitali degeneri, cioè caratterizzati da uno
stesso valore di energia (stessi n e l), gli elettroni in un atomo allo stato
fondamentale tendono a distribuirsi in orbitali diversi occupandone il
maggior numero a spin paralleli, piuttosto che a raggrupparsi a due a due
a spin antiparalleli.
3 elettroni in 3 orbitali p
Repulsioni elettrostatiche
maggiori
57
L’ordine di riempimento degli orbitali
Principio del “aufbau” (costruzione progressiva)
58
29
Configurazioni elettroniche degli atomi
Livelli energetici
Principio di Pauli
Regola di Hund
Riempimento successivo degli OA
Numero quantico
principale n
1s2
Numero di elettroni
nell’orbitale
Simbolo dell’orbitale
(corrisponde al numero
secondario l)
1° Periodo (n=1)
Z=2 Elio (He)
1s2
Z=3 Litio (Li)
1s22s1
[He]2s1
2° Periodo (n=2)
Z=4 Berillio (Be)
1s22s2
[He]2s2
2p
2s
Z=5 Boro (B)
1s22s22p1
[He]2s22p1
Z=6 Carbonio (C)
1s22s22p2
[He]2s22p2
Z=7 Azoto (N)
1s22s22p3
[He]2s22p3
1s
Z=8 Ossigeno (O)
1s22s22p4
[He]2s22p4
Z=9 Fuoro (F)
1s22s22p5
[He]2s22p5
Z=10 Neon (Ne)
1s22s22p6
[He]2s22p6
59
1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d
< 5p < 6s < 4f < 5d < 6p < 7s < 5f < 6d , ecc.
1s
Z=1 Idrogeno (H)
1s1
60
30
3s
Z=12 Magnesio (Mg)
1s22s22p63s2
[Ne]3s2
Z=13 Alluminio (Al)
1s22s22p63s23p1
[Ne]3s2 3p1
Z=14 Silicio (Si)
1s22s22p63s23p2
[Ne]3s2 3p2
2s
Z=15 Fosforo (P)
1s22s22p63s23p3
[Ne]3s2 3p3
1s
Z=16 Zolfo (S)
1s22s22p63s23p4
[Ne]3s2 3p4
Z=17 Cloro (Cl)
1s22s22p63s23p5
[Ne]3s2 3p5
Z=18 Argon (Ar)
1s22s22p63s23p6
[Ne]3s2 3p6
2p
Z=19 Potassio (K)
[Ar]4s1
Z=20 Calcio (Ca)
[Ar]4s2
Z=21 Scandio (Sc)
[Ar]3d14s2
Z=22 Titanio (Ti)
[Ar]3d24s2
Z=23 Vanadio (V)
[Ar]3d34s2
Z=24 Cromo (Cr)
[Ar]3d54s1
1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d
< 5p < 6s < 4f < 5d < 6p < 7s < 5f < 6d , ecc.
3p
[Ne]3s1
61
1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d
< 5p < 6s < 4f < 5d < 6p < 7s < 5f < 6d , ecc.
Z=11 Sodio (Na)
1s22s22p63s1
3° Periodo (n=3)
Z=25 Manganese (Mn) [Ar]3d54s2
Z=26 Ferro (Fe)
[Ar]3d64s2
Z=27 Cobalto (Co)
[Ar]3d74s2
Z=28 Nichel (Ni)
[Ar]3d84s2
Z=29 Rame (Cu)
[Ar]3d104s1
Z=30 Zinco (Zn)
[Ar]3d104s2
62
31
[Ar]3d104s24p1
1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d
< 5p < 6s < 4f < 5d < 6p < 7s < 5f < 6d , ecc.
Z=31 Gallio (Ga)
Z=32 Germanio (Ge) [Ar]3d104s24p2
Z=33 Arsenico (As) [Ar]3d104s24p3
Z=34 Selenio (Se)
[Ar]3d104s24p5
Z=35 Bromo (Br)
[Ar]3d104s24p5
Z=36 Cripto (Kr)
[Ar]3d104s24p6
63
Periodo 2
Z=6 Carbonio (C)
[He]2s2 2p2
Periodo 3
Z=14 Silicio (Si)
[Ne]3s23p2
Periodo 4
Z=32 Germanio (Ge)
[Ar]3d104s24p2
Periodo 5
Z=50 Stagno (Sn)
[Kr]4d105s2 5p2
Periodo 6
Z=82 Piombo (Pb)
[Xe]4f145d106s26p2
1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d
< 5p < 6s < 4f < 5d < 6p < 7s < 5f < 6d , ecc.
Configurazioni elettroniche di atomi appartenenti allo
stesso gruppo (4 elettroni livello esterno)
64
32
Numero atomico
Simbolo
Metallo
Semimetallo
Non metallo
Peso atomico
65
1) Indicare i numeri quantici n e l per i seguenti orbitali: 2s; 4d; 3p; 5f; 7p; 1s.
2) Indicare quale dei seguenti orbitali non esiste: 2p; 7s; 3f; 5d; 2d; 2s; 1p.
3) Indicare quale tra le seguenti quaterne di numeri quantici non descrive
correttamente lo stato di un elettrone in un atomo (i numeri indicano
nell’ordine, n, l, m, s):
 1, 1, 0, -1/2
 3, 2, -2, +1/2
 4, 0, 0, +1/2
 2, 1, -1, -1




6, 4, +4, -1/2
1, 0, +1, -1/2
4, -1, +1, +1/2
-1, 0, 0, +1/2
66
33
4) Scrivere le configurazioni elettroniche dello stato fondamentale degli
elementi del gruppo 13.
5) Scrivere le configurazioni elettroniche dello stato fondamentale degli
elementi del gruppo 16.
6) Scrivere le configurazioni elettroniche dello stato fondamentale degli
elementi del gruppo 17.
7) Scrivere le configurazioni elettroniche dello stato fondamentale degli
elementi del gruppo 1.
67
34