Modelli atomici ppt - IC San Giovanni Bosco

Modelli atomici
Sistema periodico
prof. Filippo Quitadamo
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OBIETTIVI DI APPRENDIMENTO
a) Spiegare che l’atomo è scindibile in particelle
subatomiche e, quindi, citarle;
b) Descrivere i primi modelli atomici;
c) Spiegare i punti nodali del modello di Bohr
d) Spiegare il dualismo onda corpuscolo;
e) Definire il concetto di orbitale e discutere il modello
atomico ad orbitali;
f) Indicare e descrivere i vari tipi di orbitali atomici e
l’ordine di riempimento
g) Rappresentare la configurazione elettronica degli
elementi secondo il modello atomico ad orbitali.
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I modelli atomici sono stati ideati per
spiegare ed interpretare in modo semplice
dei fenomeni complessi, precisamente per
visualizzare la disposizione delle particelle
subatomiche dentro l’atomo.
La descrizione di tali modelli atomici serve
per capire l’evoluzione del pensiero
scientifico che tende a raggiungere una
conoscenza sempre più vicina alla realtà.
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3
All’inizio del XX secolo si verificò la
caduta di una delle più antiche ed
affermate idee del mondo scientifico:
quella della indivisibilità dell’atomo.
Il fenomeno della radioattività fu la
chiave che permise di penetrare
all’interno dell’atomo e dimostrare
sperimentalmente che l’atomo si divide
in particelle subatomiche.
4
PARTICELLE SUBATOMICHE o fermioni
Si dividono in due classi:
1.
LEPTONI (particelle leggere, elementari):
-elettrone; - muone
2.
ANDRONI (particelle complesse):
a)MESONI o medie (protoni e neutroni)
b)BARIONI o pesanti (quark)
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5
I fermioni
ELETTRONI scoperti da J. Thomson nel
1897
PROTONI scoperti da J. Thomson nel
1914
NEUTRONI scoperti da Chadwich nel
1932.
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I primi modelli atomici
L’idea della materia costituita da atomi
risale al greco Democrito
Tale ipotesi è stata confermata da
Dalton (1805)
Infine, una volta accertato che la materia
era costituita da atomi e che l’atomo non
era indivisibile, rimaneva da stabilire come
le particelle subatomiche fossero distribuite
nell’atomo.
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MODELLI ATOMICI
In ordine cronologico:
-1898 J.J. Thomson (1856-1940)
-1903 P.E.Lenard (1862-1947)
-1904 Nagaoka (1865-1947).
1911 Rutherford (1871-1937)
1913 Bohr, [1885-1962]
………………………..
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Modello di Nagaoka
Il modello del giapponese era una specie di
microscopico sistema planetario con cariche
positive riunite al centro ed elettroni
ruotanti intorno.
Tale modello non ebbe molta fortuna, anche se era
più vicino alle attuali concezioni rispetto al
modello di Thomson che aveva più autorità
scientifica).
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Modello di THOMSON
1) Joseph THOMSON (fisico inglese, 1856-1940)
nel 1898 (1904?) propose un primo modello
atomico, compatto, per visualizzare la
posizione delle particelle atomiche.
Secondo Thomson l’atomo era da considerarsi
come una sfera omogenea, compatta di
elettricità positiva entro cui si trovavano
anche elettroni mescolati alle cariche
positive.
10
Modello a panettone
di Thomson:
gli elettroni sono
come acini
d’uva disseminati
all’interno
di un panettone.
+ - + + + + -+ + +
+
+ -+ + +
+ - + +
+
+ +
+ +
+
- + + +
+ - ++
- +
+ +- + + - + + - +
+
+
+
+ +
+ - ++
Un simile modello spiegava bene la neutralità elettrica degli
atomi e la loro “non neutralità” nel caso in cui fossero stati
asportati elettroni.
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Rutherford
Nel 1911 il neozelandese Ernest Rutherford
(1871-1937) dimostrò che un simile modello era
da scartare e che l’atomo non era una sfera
compatta, di densità omogenea, bensì una piccola
sfera vuota, con al centro (nucleo) particelle
positive ed intorno ad esse gli elettroni, i quali,
dotati di energia cinetica, egli suppose ruotassero
intorno al nucleo, lungo traiettorie circolari
(ORBITE), aventi un raggio a caso, cioè non
necessariamente prefissato.
12
Rutherford
Tali elettroni avrebbero mantenuto la loro
traiettoria in quanto soggetti sia alla forza
centrifuga sia alla forza centripeta, di
attrazione
elettrostatica
del
nucleo
(modello planetario o nucleare).
Questo modello atomico era simile ad un sistema
solare in miniatura. L’atomo per R. era quasi vuoto
perché nucleo ed elettroni avevano ed hanno
dimensioni troppo piccole rispetto all’atomo stesso.
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elettrone
+
Nucleo
+
L’atomo di Rutherford
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I meriti di Rutherford
1.
2.
Il modello di R. fu il primo a spiegare
alcuni aspetti fondamentali:
Che normalmente l’atomo è elettricamente
neutro
Che il suo nucleo ha dimensioni
piccolissime rispetto al volume
atomico.
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Critiche a Rutherford
Tale ipotesi venne criticata e soppiantata. La
critica
era
rivolta
solo
alla
ipotizzata
distribuzione degli elettroni e non nei riguardi
del nucleo.
a) tale modello non era sufficiente per spiegare
l’emissione di energia da parte di elettroni, i
quali (secondo la teoria elettromagnetica [seconda
metà dell’ottocento] di Maxwell) nel loro movimento
avrebbero dovuto perdere energia e cadere sul
nucleo. La materia, quindi, dovrebbe essere
instabile e gli atomi emettere continuamente
energia, autodistruggendosi a causa della
caduta degli elettroni sul nucleo.
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Critiche a Rutherford
b)Il modello planetario di R. ha un’ulteriore
incongruenza: se ogni elettrone è presente
su un’orbita caratteristica, l’aumento di
elettroni dovrebbe comportare un aumento
indefinito del volume atomico e ciò non è
vero.
RESTA VALIDA L’IDEA CHE L’ATOMO E’
VUOTO.
Il modello atomico di Rutherford ricorda quello di Nagaoka.
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prof. Filippo Quitadamo
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Gli spettri atomici
Un valido contributo all’esigenza di un nuovo
modello atomico venne dato dallo studio degli
spettri di emissione degli atomi.
L’osservazione degli spettri di emissione oltre
continui (Rutherford) anche a righe, quindi
discontinui, mise in crisi definitivamente il
modello di Rutherford. Tale modello non
prevedeva alcuna limitazione all’energia e alla
posizione dell’elettrone, che poteva assumere o
perdere qualunque energia e posizione.
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Gli spettri atomici
Questa libertà doveva trovare riscontro in uno
spettro di bande continue.
Il fatto che lo spettro si rivelasse discontinuo, a righe
distinte, significava che le transizioni di energie di
un atomo dovevano avvenire in modo discontinuo,
secondo quantità discrete [variazione quantizzata,
elettrone come una pallina che salta i gradini] e non
mediante una variazione graduale e continua
[elettrone come una pallina su un piano inclinato]
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-e
E4
E3
-e
E2
E1
ENERGIA CONTINUA
(Rutherford)
ENERGIA DISCONTINUA,
Spettri a righe (Bohr)
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La Teoria dei quanti [atti elementari]
Nel 1900 Planck [1858-1947] sostiene che l’energia, come la
materia, è discontinua, non può venire emessa o
assorbita in modo continuo, ma solo in quantità discrete
o pacchetti di energia, quantità discontinue multiple
intere del quanto di azione elementare h, quantità limite
oltre la quale perde le sue qualità:
h = 6.62 x 10 -34 J · s
Cioè l’energia emessa o assorbita non può avere un
qualsiasi valore, ma solo valori multipli interi del
quanto di azione [h =J x s], mai frazioni di quanto.
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La Teoria dei quanti
La quantità minima di energia emessa o
assorbita è: E = h x f
[f = frequenza]
Il prodotto h f è il granulo elementare, il quanto
di energia
La teoria dei quanti è il confine tra fisica
classica e fisica moderna.
Secondo Plank l’unità elementare in cui è divisibile l’energia
è il quanto
Secondo Einstein il fotone è l’atto elementare per la luce.
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La Teoria dei quanti
La fisica moderna afferma che le grandezze variano solo in
modo discontinuo e non ci rendiamo conto perché un quanto
di energia è troppo piccolo per manifestare i suoi effetti a livello
macroscopico.
Per questo , solo con la meccanica quantistica si
può penetrare nel piccolissimo mondo degli
atomi, che si sottrae alle leggi della fisica classica.
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Il quanto: definizione
<<La più piccola porzione che può
essere ottenuta dal processo di
suddivisione dell’energia>>
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Il modello di Bohr-Sommerfeld
Una sostanziale novità:
<<la quantizzazione
dell’energia>>
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Il modello di Bohr-Sommerfeld
Le orbite sono quantizzate: l’elettrone può
orbitare solo su orbite prestabilite, dette
quantizzate, non è consentito occupare spazi
intermedi tra un’orbita e l’altra, solo certe
orbite sono permesse.
L’energia è quantizzata: l’elettrone possiede
l’energia della sua orbita e non perde energia
durante il suo moto rotatorio.
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E4
E4
E3
E3
E2
E1
E2
-e
L’elettrone si trova nello stato fondamentale
E1
∆E
-e
-e
L’elettrone riceve energia e salta ad un’orbita
esterna [stato eccitato]
l’elettrone è come una pallina sui gradini:
o sta su un gradino
o sull’altro,
prof. Filippo
Quitadamo mai a metà strada.
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E4
E3
E2
-e
∆E
-e
E1
L’elettrone torna nello stato primitivo, cedendo l’energia ricevuta.
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Concetto di quantizzazione [discontinuità]delle orbite
Stadio di calcio (nucleo), gradinate (orbite), spettatori
(elettroni)
Ogni spettatore può scegliere il posto (modello di
Rutherford)
Modello di Bohr- Sommerfeld: stadio con gradinate non
distribuite con uniformità, ma disposte a gruppi separati
da spazi vuoti dove non è possibile ospitare spettatori
(piani molto inclinati), cioè le orbite che gli elettroni
possono occupare sono raggruppate in strati o livelli, tra i
quali vi sono ampi spazi vuoti in cui non è consentito agli
elettroni di orbitare [discontinuità].
30
Concetto di quantizzazione orbite: non tutte le orbite sono
permesse agli elettroni [discontinuità]
Oppure l’esempio delle marce per le auto: o si ingrana la prima,
o la seconda … non è possibile la mezza marcia …
O ancora: l’elettrone come una pallina sui gradini, o sta su un
gradino o sull’altro, mai a metà strada.
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L’idea di Bohr
Lo scienziato danese Niels Bohr (1885-1962)
nel 1913 propose un nuovo modello atomico,
detto a “livelli o stati stazionari”. Egli ideò un
modello atomico quantizzato in cui solo certe
orbite erano permesse. Bohr giunse alle
seguenti conclusioni:
a) gli elettroni non possono ruotare su orbite
qualsiasi come aveva ipotizzato R., ma sono
costretti
a
ruotare
su
orbite
circolari
determinate e distinte tra loro, di raggio
crescente dal nucleo, con r = n2 0.53 Å ;
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Bohr
b) ad ogni orbita compete una certa quantità di
energia, per cui gli elettroni che la percorrono
mantengono questa energia indefinitamente,
senza pericolo di perderla e senza cadere sul
nucleo.
Quindi, l’energia dell’elettrone viene
quantizzata, nel senso che esso può assumere
solo certi valori, solo l’energia della sua orbita;
c) solo trovandosi su quest’orbita un elettrone può
ruotare senza perdere energia, per cui la materia
è stabile e le orbite stazionarie (orbite di
parcheggio).
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Secondo Bohr l’elettrone delimita, intorno al
nucleo, un livello o stato stazionario di energia.
Essi vengono indicati con il simbolo n detto
numero quantico (poi sarà principale), il cui valore
è proporzionale al raggio delle orbite; n = 1, 2, 3,
4 …7.
L’orbita più piccola (più vicina al nucleo) è indicata
con n = 1.
Le orbite permesse corrispondono ad altrettanti
livelli energetici permessi [E1, E2, E3] distinti tra
loro da differenze mai inferiori all’energia di un
fotone.
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dietro somministrazione di energia, gli elettroni
eccitati possono saltare da un’orbita inferiore ad
una superiore. Le orbite più lontane dal nucleo
hanno maggior contenuto di energia perché n è
maggiore (n ed energia sono direttamente
proporzionali). Terminato l’effetto dell’eccitazione,
l’elettrone ritornerà spontaneamente al suo stato
energetico originario, detto stato fondamentale o
stazionario, ma cedendo l’energia prima assorbita,
sotto forma di luce, la cui frequenza dipende dalla
differenza di energia delle due orbite interessate al
salto, diviso la costante di Plank (h), detta anche
costante d’azione = energia x tempo:
ν = E2 – E1 / h
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E3 + h f = E4 [assorbimento]
E4 - h f = E3 [emissione]
Lo stato E1, quello a più basso
contenuto di energia, viene detto
stato fondamentale.
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Energia quantizzata significa, quindi, energia
stabilita, determinata da “n”. Secondo Plank
l’atomo può emettere o assorbire energia secondo
quantità
discrete,
discontinue
che
chiamò
“quanti” (fotoni secondo Einstein). Un atomo non
può emettere radiazioni di ogni frequenza (cioè
spettro continuo) ma solo radiazioni che
corrispondono al salto energetico.
Per Bohr agli elettroni non era consentito
percorrere tutte le orbite possibili ma solo alcune
ad energia quantizzata.
Pertanto, la luce è figlia dell’atomo eccitato.
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l’energia totale dell’elettrone in
una orbita e ad una certa
distanza dal nucleo, è la somma
dell’
energia
cinetica,
di
movimento
(Ec=mv2/2)
e
dell’energia potenziale dovuta
alla posizione dell’elettrone, per
cui l’energia è quantizzata,
vincolata alla posizione.
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38
PERFEZIONAMENTI
AL MODELLO DI
BOHR
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39
1° perfezionamento
Il modello atomico di Bohr si adattava bene
all’atomo di idrogeno; ma una sua estensione
ad atomi con più elettroni si mostrò
insufficiente.
Nel 1916 Sommerfeld (fisico tedesco, 18681951) perfezionò tale modello e suggerì che
le orbite possibili fossero più numerose di
quanto ammettesse l’ipotesi di Bohr,
pensando che gli elettroni potessero ruotare
intorno al nucleo non solo su orbite circolari,
ma anche su orbite ellittiche (1° Perfezionamento).
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40
Sommerfeld: orbite anche ellittiche
b
a
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41
Sommerfeld
Ma se per descrivere un cerchio basta il
raggio, per descrivere un’ellisse c’è
bisogno del semiasse maggiore e di
quello minore. Pertanto, non è più
sufficiente il numero quantico “ n “che ci
dava informazioni sul raggio dell’orbita e
sulla sua energia, ma è necessario un
secondo numero quantico detto angolare o
azimutale o secondario e simboleggiato
con “l “, che indica il tenore specifico di
energia dell’orbita e la sua forma, la sua
eccentricità.
42
I valori di “ l “ sono compresi tra “0 ÷ n -1” e
definisce una sott’orbita o sottolivello energetico
così come “n” definisce un’orbita o un livello
energetico.
1^ orbita n =1 per cui l = 0 cioè un sottolivello
2^ orbita n = 2 per cui l = 0 ed l = 1
due
sottolivelli
3^ orbita n = 3 l = 0 ; l = 1 ; l = 2; tre sottolivelli
In questo modo venivano aumentati:
il N° dei sottolivelli
il N° dei salti per gli elettroni.
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43
2° e 3° perfezionamento
Nel 1925 GOUDSMIT ed UHLENBECK apporta
rono ulteriori perfezionamenti al modello
atomico di Bohr per interpretare per esempio
l’effetto Zeeman, cioè il fatto che l’elettrone
girando intorno al nucleo come una spira,
generava un campo magnetico diffuso ed,
inoltre, potendo girare intorno a se stesso
come una trottola poteva generare un
secondo campo magnetico (locale).
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Perciò, vennero introdotti altri due
numeri quantici e precisamente:
numero quantico magnetico “ m “(2°
perfezionamento)
che
indica
l’orientamento delle orbite e i cui valori
sono compresi tra
“- l ÷ + l “ per cui :
per n = 1
l = 0 ed
m=0
per n = 2
l=0
m=0
l=1
m = - 1; 0; +1
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45
numero quantico di spin “ms” che indica il
senso di rotazione dell’elettrone ed ha
valori di “ ±½ “ (3° perfezionamento).
In definitiva l’orbita è definita dai primi tre
numeri quantici, l’elettrone dalla quaterna
quantica.
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46
PRINCIPIO DI PAULI (1925)
in un atomo non possono esistere due
elettroni descritti dagli stessi 4 numeri
quantici, per cui solo due elettroni
possono percorrere la stessa orbita ma
con spin opposto.
prof. Filippo Quitadamo
47
I livelli aventi n = 1; 2; 3; 4; 5; 6; 7 si indicano
con
K; L; M; N; O; P; Q
I sottolivelli con “ l “ = 0; 1; 2; 3; 4 si indicano
con “s – p - d – f – (g – h…)”.
Il numero massimo di elettroni che possono
occupare un livello oppure un’orbita è “ 2n2
”mentre il numero di orbite per livello = n2
perciò si ha:
se n = 1 ( K ) 2 x 12 = 2 elettroni [1° periodo 2 elementi]
n = 2 ( L ) 2 x 22 = 8 elettroni [2° periodo 8 elementi]
n = 3 ( M ) 2 x 32 = 18 elettroni [3° periodo 18 elementi]
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48
Dualismo onda corpuscolo
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49
L’elettrone non viene descritto più in termini fisici
[posizione, velocità, energia] ma in termini statistici, cioè di
probabilità; alle orbite certe, determinate, si sostituiscono
gli orbitali indeterminati.
prof. Filippo Quitadamo
50
Moderne vedute: meccanica ondulatoria
I perfezionamenti al modello di Bohr furono ispirati
dalla teoria quantistica e determinarono un nuovo
modello atomico detto quanto-meccanico o quantistico.
Questo modello fu presto criticato ed abbandonato
perché se da una parte era innovativo in quanto
considerava l’energia quantizzata, dall’altra continuava a
considerare l’elettrone come un corpuscolo vale a dire
avente ancora una fisionomia definita. Insomma, si
ammetteva ancora di poter determinare in ogni istante
sia la posizione sia la quantità di moto (velocità)
dell’elettrone stesso.
prof. Filippo Quitadamo
51
Moderne vedute: meccanica ondulatoria
Mentre gli elettroni assieme proprietà
corpuscolari
e
ondulatorie,
di
discontinuità e continuità
Lo stesso succede alla luce, all’energia
Il fattore che collega, come una cerniera,
le proprietà di continuità e discontinuità, è
la costante della microfisica, nota come
costante di Plank (h).
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52
1924: Relazione di De Broglie [1892-1996]
E=hν
ν = c/ λ
E = mc2 da cui:
mc2 = h ν ;
c
2
mc = h ;
λ
mc 2
h
=
c
λ
h
h
mc = ; λ =
mc
λ
Tale relazione stabilisce la relazione tra massa di un
elettrone e lunghezza d’onda associata (discontinuità e
continuità dell’elettrone).
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53
PRINCIPIO DI PAULI (1925)
Questo principio giustifica il fenomeno della
impenetrabilità dei corpi.
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54
Nel modello planetario e in quello di Bohr gli
elettroni sono considerati come cariche elettriche
puntiformi, ruotanti attorno al nucleo in orbite
planari [circolari o ellittiche].
Secondo la teoria ondulatoria ogni elettrone
ha, invece, solo una certa probabilità di
trovarsi in una certa porzione di spazio attorno
al nucleo.
Scompare il concetto di orbita: l’elettrone
non è più considerato come un corpuscolo,
ma come un’onda materiale che occupa
una regione chiamata orbitale.
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55
Dualismo onda corpuscolo
Nel 1926 il fisico austriaco
Schrödinger (1887 – 1961) con la
sua scuola superò il problema
considerando l’elettrone anche
come
onda
elettromagnetica
(dualismo onda-corpuscolo).
prof. Filippo Quitadamo
56
Ψ2
r
CONCETTO DI ORBITALE
Ψ è detta funzione d’onda, onda di probabilità
di presenza dell’elettrone, possibile stato
energetico di un elettrone.
prof. Filippo Quitadamo
57
Funzioni d’onda
Sono funzioni matematiche che descrivono gli elettroni
in moto attorno al nucleo.
Mentre le funzioni d’onda orbitali descrivono ogni
singolo elettrone.
L’elettrone è sia particella sia onda
La funzione d’onda rappresenta la probabilità della
presenza di un elettrone nello spazio attorno al nucleo.
Essa si ottiene tramite un’equazione d’onda, che si
risolve solo per valori caratteristici [autovalori]
corrispondenti ai valori di energia permessa
[quantizzazione]
Ogni autovalore si ottiene variando il numero quantico
principale: l’autofunzione corrispondente rappresenta i
diversi tipi di orbitale.
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58
Nell’atomo di Schrödinger gli elettroni non sono
più puntini materiali in moto su orbite circolari o
ellittiche.
Non si può parlare di precise orbite elettroniche,
ma solo di maggiore o minore probabilità di
presenza dell’elettrone.
Al posto delle orbite vi sono delle zone di probabile
presenza (orbitale)
L’equazione di Schrödinger è il fondamento della
meccanica quantistica.
prof. Filippo Quitadamo
59
Il principio di indeterminazione
Nel 1927 il fisico tedesco HEISENBERG
(1901 – 1976) dimostrò che era impossibile
determinare con certezza posizione e
velocità di un elettrone orbitante e che,
invece, era più appropriato parlare di
“probabilità” di presenza dell’elettrone in
un certo spazio e non di certezza
(CONCETTO DI ORBITALE).
L’indeterminazione è un limite che la natura stessa pone.
prof. Filippo Quitadamo
60
Che cos’è un orbitale
La regione spaziale perinucleare in cui
la probabilità di trovare l’elettrone è
massima [circa il 90%].
Tale probabilità di presenza decresce
via via che dal nucleo ci si allontana.
L’orbitale
è
una
struttura
tridimensionale, come una sfera.
prof. Filippo Quitadamo
61
Numeri quantici
Sono dei parametri numerici comuni al
modello di Bohr e della meccanica
ondulatoria, ma con significato diverso.
Per Bohr servono a descrivere in termini
fisici la dimensione, la forma e l’orientamento
dell’orbita.
Nel modello ondulatorio servono ad esprimere in
termini matematici la dimensione, la forma e
l’orientamento dell’orbitale.
prof. Filippo Quitadamo
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Numeri quantici
Numero simbolo valori
quantico
Principale
n
1 7
significato
Raggio *, livello energia elettrone
ed orbitale
l
0
n-1
Forma (tipo) ed energia orbitale
in un livello; sottolivelli s,p,d,f
Magnetico
m
-l
+l
Orientamento orbitale, indica il
n° orbitali in un sottolivello
di spin
ms
±½
Angolare
Senso rotazione elettrone
* Raggio, con una differenza: a ciascun livello non viene associata
una distanza fissa nucleo-elettrone, come nel modello di Bohr.
prof. Filippo Quitadamo
63
Livelli, sottolivelli ed orbitali
Ad ogni livello energetico (1,2,3,4,5
oppure K,L,M,N ….)corrispondono dei
sottolivelli di numero pari ad n
I simboli per i primi quattro
sottolivelli sono: s,p,d,f
Ad ogni sottolivello corrisponde un
tipo di orbitale con una certa forma
[s = sferica; p = bilobata …]
prof. Filippo Quitadamo
64
f
4 sottolivelli s,p,d,f; 16 orbitali, 32 elettroni.
3 sottolivelli s,p,d; 9 orbitali, 18 elettroni
2 sottolivelli s,p; 4 orbitali, 8 elettroni
1 sottolivello s;
1Filippo
orbitale,
2 elettroni
prof.
Quitadamo
65
m =-2, -1; 0; +1, +2
m = -1; 0; +1
m =0
m = -1; 0; +1
m=0
prof. Filippo Quitadamom=0
66
Numero quantico di spin
prof. Filippo Quitadamo
67
Rappresentazione schematica degli
orbitali
Possiamo schematizzare un orbitale
con un quadratino:
Orbitale vuoto, semipieno, pieno..
Gli orbitali sono diversi per dimensioni,
energia, forma, orientamento.
prof. Filippo Quitadamo
68
Tipi di orbitali: s; p; d; f
s = sharp, acuto
p = principal , principale
d = diffuse, diffuso
f = fundamental, fondamentale.
Le stesse lettere in maiuscolo (S,P,D,F)
vengono usate per classificare le righe
degli spettri atomici.
prof. Filippo Quitadamo
69
Tipi di orbitali: s; p;
Gli orbitali con l = 0 si chiamano s [1s; 2s; 3s;
…… 7s], indicati con un quadratino, perché
per l = 0, m = 0, cioè ha un solo valore. s
Gli orbitali con l = 1 si chiamano p, sono tre,
indicati con tre quadratini px py pz
Sono
tre perché per l = 1, m = -1; 0; +1, cioè ha tre
valori. Abbiamo 2p, 3p, 4p … non abbiamo
1p perché per n = 1, l non può essere 1.
prof. Filippo Quitadamo
70
Tipi di orbitali: d; f
Gli orbitali con l = 2 si chiamano d [3d; 4d;
5d …], indicati con 5 quadratini, perché per
l = 2, m = -2; -1; 0; +1; +2, cioè ha 5 valori.
Non abbiamo 1d, 2d perché quando n = 1 e
2, l non può essere 1 e 2.
Gli orbitali con l = 3 si chiamano f, sono 7,
indicati con 7 quadratini. Sono 7 perché per
l = 3, m = -3, -2, -1; 0; +1, +2, +3, cioè ha 7
valori.
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71
Forma degli orbitali
Un orbitale s è una nube elettronica
sferica, di raggio 0,53 angstrom
Un orbitale p ha una forma a pera,
bilobata
Gli altri orbitali hanno forma complessa.
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valore di l
Lettera
Massimo numero di elettroni nel guscio:
0
s
2 = 2x1
1
p
6 = 2x3
2
d
10 = 2x5
3
f
14 = 2x7
4
g
18 = 2x9
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Energia degli orbitali
L’energia di un elettrone negli orbitale
dipende sia da n che da l: la regola per
stabilire la sequenza energetica degli
orbitali è n + l.
I tre orbitali p, i cinque orbitali d, i sette
orbitali f, che hanno lo stesso numero
quantico principale, hanno la stessa
energia.
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Energia degli orbitali
Pertanto avremo la sequenza energetica degli orbitali,
che poi è l’ordine di riempimento dei 56 orbitali:
1s
2s, 2p
3s, 3p
4s, 3d, 4p
5s, 4d, 5p
6s, 4f, 5d, 6p,
7s, 5f, 6d …….
s<p<d<f
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In tutto 56 orbitali in ordine
crescente di energia.
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Ordine di riempimento orbitali
1.
2.
Vediamo ora in quali orbitali si dispongono
gli elettroni. Ci sono delle regole:
L’elettrone si dispone nell’orbitale con minor
energia, seguendo la successione energetica
degli orbitali [principio di minima energia]
Principio di esclusione di Pauli: ogni orbitale
non contiene più di due elettrone e con spin opposto
3.
4.
Principio di Hund o della massima
molteplicità o della massima comodità
Per ogni livello il numero massimo di orbitali
è n2 e 2n2 quello degli elettroni.
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Livelli e sottolivelli
Per n = 1 si ha il livello K
Per n = 2 si ha il livello L
Per n = 3 si ha il livello M
Per n = 4 si ha il livello N
…………………
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Per l = 0 si ha il
sottolivello s
Per l = 1 si ha il
sottolivello p
Per l = 2 si ha il
sottolivello d
Per l = 3 si ha il
sottolivello f
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79
La configurazione elettronica
Ci dà l’esatta misura della reattività di un elemento,
perché gli elettroni spaiati o di valenza, sono
responsabili delle reazioni e della capacità di
formare legami
È la rappresentazione grafica della disposizione
degli elettroni, tenendo conto di alcune regole:
1.
2.
3.
4.
Principio di minima energia (ordine di successione energetica)
Principio di Hund
Principio di Pauli (un orbitale non contiene più di due elettroni)
Per ogni livello il numero massimo di orbitali è n2 e 2 n2 elettroni.
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4Be
1s2 2s2
5B
1s2 2s2 2p1
Gruppo: s2 p1
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81
6C
1s2 2s22p2
7N
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1s2 2s22p3
82
1s2
1s2 2s
2s22p1
1s2 2s22p2
1s2 2s22p4
1s2 2s22p5
1s1
1s2
2s2
1s2 2s22p3
1s2
2s22p6
1s2
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Sistema Periodico degli elementi
blocco “s”
blocco “p”
blocco “d”
blocco “f”
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Diminuisce
Volume atomico nella tavola periodica: scendendo nel gruppo il volume
atomico aumenta perché aumenta n. Spostandoci nel periodo diminuisce,
perché aumenta il numero dei protoni e quindi la forza attrattrice del
nucleo verso gli elettroni [Campbell].
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Potenziale di ionizzazione ed elettronegatività nella
tavola periodica
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