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1 Tavola Mendeleev Quando gli elementi vengono riportati secondo un ordine di peso atomico crescente, le proprietà degli elementi si ripetono ad intervalli regolari

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5 c l n n l c = velocità di propagazione nel vuoto = m/s l = lunghezza d onda [cm] c n = frequenza [1/s] Le onde elettromagnetiche sono quantizzate E hn h c l h = costante di Planck = J s

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8 n n R H l n Johannes Rydberg R H = Costante di Ryberg = m -1 n 1 ed n 2 = numeri interi Spettro dell atomo di Idrogeno

9 Il modello atomico di Rutherford non è in grado di descrivere questo comportamento. Modello atomo di Bohr (1913) L elettrone si muove attorno al nucleo solo su determinate orbite circolari a ciascuna delle quali corrisponde un valore costante dell energia (stato stazionario); Finché l elettrone rimane in uno stato stazionario non assorbe e non cede energia; Il momento angolare (o della quantità di moto) dell elettrone, m v r, è quantizzato. m v r = n h /(2p) n= 1, 2, 3,.,

10 n viene chiamato numero quantico principale ne consegue che r è quantizzato: r = a 0 n 2 (a 0 = m) e l energia totale risulta: n=1 n=2 n=3 n=4 E E 0 Z n Johannes Rydberg 2 2 Z è la carica del nucleo dell atomo idrogenoide. E 1 1 h n 1 E 1 1 n R H 2 2 n1 n l 2 n 1 n2

11 Serie Paschen Serie Balmer Serie Lyman

12 Meccanica quantistica o ondulatoria Le onde elettromagnetiche hanno un comportamento duale (onda-particella) De Broglie (1924) ipotizza un comportamento duale (onda-particella) anche per la materia Un elettrone (o una qualsiasi particella materiale) può essere rappresentato da un onda di lunghezza h l m v Principio di indeterminazione di Heisenberg (1927) x ( m v) h 4p

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14 necessita di introdurre una nuova equazione per descrivere il comportamento ondulatorio della materia Equazione di Schrödinger Le cui soluzioni rappresentano funzioni d onda (Y ) Y 2 (x,y,z), il quadrato della funzioni d onda rappresenta la densità (di probabilità) di trovare l elettrone in un dato punto (x,y,z). La soluzione dell equazione di Schrödinger per l atomo di Idrogeno evidenzia l esistenza di stati stazionari (o orbitali elettronici) caratterizzati da 3 numeri quantici n = numero quantico principale l = numero quantico angolare (o secondario) m = numero quantico magnetico E E 0 Z n 2 2

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16 n = 1, 2, 3,., l = 0, 1, 2,, (n-1) m = l, (l 1), (l 2),, 0,, +(l 2), +(l 1), +l m s = ½, +½

17 ogni orbitale viene indicato con un numero corrispondente ad n ed un simbolo (s, p, d, f) in base al numero quantico angolare (l ) l Simbolo s p d f

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19 Livelli energetici 7d 7f 6f Atomo Idrogenoide Atomo con più elettroni Nucleo carica Z Nucleo carica E Z E Un solo elettrone 0 Z n 2 2

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21 La configurazione degli atomi poli-elettronici la si determina con un «meccanismo fittizio» chiamato Aufbau (dal tedesco, costruzione). Consiste nell inserire gli elettroni uno ad uno negli orbitali di più bassa energia rispettando il Principio di esclusione di Pauli: in un atomo non vi possono essere due (o più) elettroni con tutti i quattro numeri quantici, n, l, m ed m s, uguali e la Regola di Hund: gli orbitali degeneri vengono dapprima occupati tutti singolarmente da elettroni con spin parallelo e solo successivamente da altri elettroni che si accoppiano con i precedenti

22 Z = 1 un elettrone 2p 2s 1s Idrogeno 1s 1 = [H]

23 Z = 2 due elettroni 2p 2s 1s Elio 1s 2 = [He]

24 Z = 3 tre elettroni 2p 2s 1s Litio 1s 2 2s 1 = [He]2s 1

25 Z = 4 quattro elettroni 2p 2s 1s Berillio 1s 2 2s 2 = [He]2s 2

26 Z = 5 cinque elettroni 2p 2s 1s Boro 1s 2 2s 2 2p 1 = [He]2s 2 2p 1

27 Z = 6 sei elettroni 2p 2s 1s Carbonio 1s 2 2s 2 2p 2 = [He]2s 2 2p 2

28 Z = 7 sette elettroni 2p 2s 1s Azoto 1s 2 2s 2 2p 3 = [He]2s 2 2p 3

29 Z = 8 otto elettroni 2p 2s 1s Ossigeno 1s 2 2s 2 2p 4 = [He]2s 2 2p 4

30 Z = 9 nove elettroni 2p 2s 1s Fluoro 1s 2 2s 2 2p 5 = [He]2s 2 2p 5

31 Z = 10 dieci elettroni 2p 2s 1s Neon 1s 2 2s 2 2p 6 = [He]2s 2 2p 6

32 Z = elettroni 3d 3p 3s 2p 2s 1s Z = 11 Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s = [Ne]3s

33 Z = elettroni 3d 3p 3s 2p 2s 1s Z = 17 Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 = [Ne]3s 2 3p 5

34 1s 2 2s 2 2p 5 = [He]2s 2 2p 5 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 = [Ne]3s 2 3p 5 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 5 = [Ar]4s 2 4p 5 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 5s 2 5p 5 = [Kr]5s 2 5p 5 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 4f 14 5s 2 5p 6 5d 10 6s 2 6p 5 = [Xe]6s 2 6p 5

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41 Energia di ionizzazione L energia di prima ionizzazione (I 1 ), è l energia che occorre fornire ad un atomo gassoso isolato nel suo stato fondamentale, M(g), affinché perda un elettrone e si trasformi in uno ione mono positivo, M + (g), gassoso isolato: M g) I M ( g) e ( 1 L energia di seconda ionizzazione (I 2 ), rappresenta l energia necessaria per allontanare un elettrone da uno ione gassoso mono positivo, M + (g), gassoso e trasformarlo in uno ione bi-positivo isolato: 2 M ( g) I M ( g) e 2

42 II periodo 2p 2p 3p III periodo 2s 1s Z = s 1s Z= =14 =13 =12 = He Li Be C OF Ne Ar Cl PSi Al Mg Na IV periodo

43 Affinità elettronica: A e è l energia che viene liberata da un atomo neutro isolato nel suo stato fondamentale quando acquista un elettrone per dare luogo ad uno ione negativo isolato. Per convenzione, l energia liberata ha segno positivo. II Periodo X( g) e X III Periodo ( g) A e

44 Dai potenziali di ionizzazione e dalle affinità elettroniche si evidenzia che i sistemi con gusci elettronici chiusi sono i più stabili. Elementi con gusci (shell) di elettroni aperti tendono più facilmente a perdere o acquisire elettroni per ottenere una configurazione elettronica con guscio chiuso Regola dell ottetto (W. Kossel; 1916). L aggruppamento di otto elettroni s 2 p 6 prende il nome di ottetto ed è una configurazione di grande stabilità; gli atomi, nella formazione dei legami, tendono a realizzare una tale configurazione elettronica esterna, cedendo, acquistando o mettendo in comune elettroni con altri atomi. (da: P. Silvestroni, Fondamenti di chimica, Ed. Veschi) 2p 2s 1s Z = 10 Ne

45 Simboli di Lewis I II III IV V VI VII 0 H He Li Be B C N O F Ne S Al Si Mg P Cl Ar Na

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