the power of ten Prof.ssa Patrizia Gallucci

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1 the power of ten Prof.ssa Patrizia Gallucci

2 ESPERIMENTO DI RUTHEFORD

3 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.

4 L atomo è costituito da: ELETTRONI, PROTONI e NEUTRONI

5 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

6 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.

7 Ogni onda viaggia alla velocità c c = λ ν

8 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

9 Fotone Pacchetto di energia E= h ν Dove h è la costante di Planck Onda elettromagnetica

10 SPETTRO DELLE ONDE ELETTROMAGNETICHE

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13 E= h ν Dove h è la costante di Planck L ENERGIA E QUANTIZZATA

14 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

15 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.

16 SPETTRO DI ASSORBIMENTO SPETTRO DI EMISSIONE

17 SPETTRO DI EMISSIONE modello di bohr 1 storia di bohr modello di bohr 2 storia di bohr

18 PRINCIPIO DI INDETERMINAZIONE HEISEMBERG TEORIA DI DE BROGLIE DUALISMO ONDA- PARTICELLA ORBITALE L ORBITALE è lo spazio attorno al nucleo in cui è massima la probabilità di trovare l ELETTRONE

19 Numero quantico principale n,definisce il livello o strato, può assumere valori interi da 1 a 7 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

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23 ENERGIE DEI LIVELLI E SOTTOLIVELLI Dkkz3TQ

24 PRINCIPIO DI ESCLUSIONE DI PAULI: In ogni orbitale ci possono essere al massimo due elettroni con spin opposti. Sottolivello s (un orbitale) Sottolivello p (3 orbitali) Sottolivello d (5 orbitali ) Sottolivello f (7 orbitali) 2e 6e 10e 14e

25 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

26 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.

27 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).

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29 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-6s- 4f-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.

30 Fe Z=26 Elemento di transizione 1s 2 / 2s 2 2p 6 /3s 2 3p 6 3d 6 /4s 2 Formula di Lewis Fe :

31 Esempi di configurazione elettronica con formule di Lewis