Si arrivò a dimostrare l esistenza di una forma elementare della materia (atomo) solo nel 1803 (John Dalton)

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1 Atomi 16

2 Si arrivò a dimostrare l esistenza di una forma elementare della materia (atomo) solo nel 1803 (John Dalton) 17

3 Teoria atomica di Dalton Si basa sui seguenti postulati: 1. La materia è formata da particelle piccolissime ed indivisibili chiamate atomi. 2. Gli atomi di uno stesso elemento sono tutti uguali tra loro per dimensione, forma, massa e proprietà. 3. Gli atomi di elementi diversi hanno masse diverse. 4. Le reazioni chimiche consistono nella separazione e ricombinazione di atomi. 5. Nessun atomo di un elemento si trasforma nell atomo di un altro elemento. Punto 5 della teoria di Dalton non prevedeva le reazione nucleari 18

4 Sviluppo del modello atomico (fine del XIX secolo) 19

5 Sviluppo del modello atomico (fine del XIX secolo) Caratteri distintivi dei principali componenti dell atomo: 20

6 (1908 Nobel Prize in Chemistry) La carica positiva dell atomo è concentrata in una porzione limitata di spazio detto nucleo 21

7 Rutherford s Model of the Atom Gli elettroni si muovono nello spazio vuoto intorno al nucleo e sono attratti dalla carica positiva del nucleo Gli elettroni posseggono un energia pari alla somma dell energia cinetica e dell energia potenziale 22

8 NUMERO ATOMICO E NUMERO DI MASSA NUMERO ATOMICO Si definisce numero atomico il numero di protoni presenti nel nucleo e si indica con la lettera Z. In un atomo elettricamente neutro il numero di protoni corrisponde al numero di elettroni in esso contenuti. Il numero atomico definisce univocamente un dato elemento e da esso dipende il comportamento chimico. NUMERO DI MASSA Si definisce numero di massa il numero di protoni + il numero di neutroni contenuti nel nucleo e si indica con la lettera A. 23

9 ISOTOPI Si definiscono ISOTOPI atomi di uno stesso elemento aventi lo stesso numero atomico ma diverso numero di massa 1 1 H 2 1 D 3 1 T idrogeno deuterio tritio protone neutrone 24

10 Quanti protoni, neutroni ed elettroni sono presenti in 14 6 C? 6 protoni, 8 (14-6) neutroni, 6 elettroni Quanti protoni, neutroni ed elettroni sono presenti in 11 6 C 6 protoni, 5 (11-6) neutroni, 6 elettroni 25

11 Struttura elettronica degli atomi 26

12 Proprietà delle onde Lunghezza d onda (Wavelength -λ) è la distanza fra due punti identici successivi Ampliezza d onda (Amplitude) è la distanza dal centro dell onda al massimo del picco. Frequenza (ν) è il numero di lunghezze d onda che passano per un particolare punto in 1 secondo (Hz = 1 cicli/s). La velocità dell onda u (m/s) = λ(m) x ν(s 1 ) 27

13 Maxwell (1873), propose che la luce visibile è formata da radiazioni elettromagnetiche La radiazione elettromagnetica rappresenta l emissione e la trasmissione di energia Velocità della luce nel vuoto (c) = 3.00 x 10 8 m/s Tutte le radiazioni elettromagnetiche λ x ν = c 28

14 29

15 #1, Emissione del Corpo Nero All aumentare della Temperatura : Aumenta l energia totale emessa dal corpo nero; Diminuisce la λ max ovvero aumenta la frequenza (υ)della radiazione emessa 30

16 #1, Emissione del Corpo Nero Max Planck (1900) Planck ammise che una radiazione di frequenza (υ) è generata da un gruppo di atomi che oscilla alla stessa frequenza (oscillatore); L oscillatore non assorbe o emette energia in maniera continua ma solo in quantità discrete dette quanti.. L energia di un quanto è: E = h x ν Costante di Planck (h) h = 6.63 x J s Si attivano oscillatori che hanno bisogno di maggiore energia La luce è costituita da unità fondamentali i quanti o fotoni 31

17 Spettro di emissione dell idrogeno 32

18 33

19 Modello atomico di Bohr (1913) 1. Gli elettroni si muovono su traiettrorie circolari (orbite) ed hanno specifici valori di energia (quanti) 2. Si emette luce quando l elettrone si muove da un livello di energia più alto ad uno più basso 1 E n = -R H ( ) n 2 All aumentare di n aumenta l energia dell elettrone in maniera discreta n (numero quantico principale) = 1,2,3, R H (costante di Rydberg) = 2.18 x J 34

20 E = hν 1 1 n 2 E = R H ( ) i n 2 f E = hν mvr Ze 4 πε 2 o = r 2 n h 2 π mv = r 2 r = n n π 2 h mze 2 ε o 2 35

21 #2, Effetto fotoelettrico Albert Einstein (1905) La luce è 1. un onda 2. un corpuscolo Fotone è una particella di luce E = mc 2 E = hν mc 2 = hν=h c/λ λ = h mc 36

22 De Broglie (1924) estese a una qualsiasi particella elementare, e all elettrone in particolare il dualismo onda corpuscolo enunciato da Einstein λ = h mv 2πr = nλ v = velocità di e - m = massa di e - 37

23 PRINCIPIO DI INDETERMINAZIONE DI HEISEMBERG Per descrivere il moto di una particella occorre conoscere i valori della sua posizione e della sua velocità in qualsiasi istante. Werner Karl Heisemberg (Nobel 1932) dimostrò che non è possibile determinare simultaneamente la posizione e la velocità dell elettrone. In conseguenza di ciò non è possibile definire la traiettoria dell'elettrone, a differenza di quanto previsto da Bohr (traiettorie fisse). (mv) x = h 4π (m v) = incertezza nella determinazione della quantità di moto cioè della velocità dell elettrone x = incertezza nella determinazione della posizione dell elettrone h = costante di Plank m = massa dell elettrone( kg) 38

24 Esempio: Consideriamo un elettrone di massa 9, kg. Se l incertezza con la quale conosco la posizione dell elettrone è x = m l incertezza sulla velocità sarà: v = ,62 10 ( kg m s ) 6 = 5, ,14 9, ( kg) 10 ( m) m/ s Esempio: Consideriamo una palla di 0,250 kg Se l incertezza con la quale conosco la posizione della palla è x = 10-3 m l incertezza sulla velocità sarà: v = ,62 10 ( kg m s ) 31 = 2,11 10 m/ 3 4 3,14 0,250( kg) 10 ( m) s 39

25 Equazione di Schrodinger Nel 1926 Schrodinger descrisse il comportamento dell elettrone orbitante attorno al nucleo come quello di un onda stazionaria. L equazione che tiene conto della natura ondulatoria e corpuscolare dell elettrone. L equazione di Schrodinger può essere risolta esattamente solo per l atomo di idrogeno. Soluzioni approssimate sono possibili per elementi 40 multi elettronici.

26 Equazione di Schrodinger Tra i valori di ψ che sono possibili soluzioni dell equazione di Schrödinger sono accettabili solo quelle che soddisfano determinate condizioni e si definiscono AUTOFUNZIONI. 1)La funzione d onda ψ deve essere continua e finita, ad un solo valore in ogni punto dello spazio ed all infinito deve tendere a zero 2)La probabilità di trovare l elettrone attorno al nucleo deve essere unitaria I valori di energia associati alle AUTOFUNZIONI si definiscono AUTOVALORI 41

27 Equazione di Schrodinger Il movimento degli elettroni avviene in tre dimensioni per cui le soluzioni accettabili dell equazione d onda derivano dalla combinazione di tre costanti dette NUMERI QUANTICI ed indicati con le lettere n,l, m. Ogni funzione d onda caratterizzata da tre numeri quantici ψ nlm viene chiamata orbitale e corrisponde ad uno stato stazionario possibile per l elettrone. 42

28 Equazione di Schrodinger Orbitale atomico Ψ = f (n, l, m l ) Numero quantico principale n n = 1, 2, 3, 4,. distanza di e - dal nucleo n=1 n=2 n=3 43

29 90% della densità di e - per l orbitale n=1 La densità di e - per l orbitale n=1 decade all aumentare della distanza dal nucleo 44

30 Equazione di Schrodinger Ψ = f (n, l, m l ) Numero quantico secondario o angolare l l = 0, 1, 2, 3, (n-1) n = 1, l = 0 n = 2, l = 0, 1 n = 3, l = 0, 1, 2 l = 0 orbitale s l = 1 p l = 2 d l = 3 f Forma del volume di spazio occupato da e - 45

31 Equazione di Schrodinger Ψ = f (n, l, m l ) Numero quantico magnetico m l m l = -l,., 0,. +l l = 0 (orbitali s), ml = 0 l = 1 (orbitali p), m l = -1, 0, 1 l = 2 (orbitali d), m l = -2, -1, 0, 1, 2 Orientamento degli orbitali nello spazio 46

32 l = 0 (s orbitals) 47

33 m l = -1 m l = 0 m l = 1 m l = -2 m l = -1 m l = 0 m l = 1 m l = 2 48

34 Equazione di Schrodinger Numero quantico di spin m s m s = +½ m s = -½ 49

35 Equazione di Schrodinger Ogni elettrone in un atomo è descritto da una specifica funzione d onda Ψ = f (n, l, m l, m s ) Principio di esclusione di Pauli :- In un atomo non possono esistere due elettroni che hanno la stessa quaterna di numeri quantici. Ogni posto è univocamente determinato (Settore, Fila, Posto) Ogni posto può ospitare una sola persona 50

36 STRUTTURA ELETTRONICA DEGLI ATOMI n l ml ms Nome degli N di orbitali elettroni ±½ 1s , 0, +1 ±½ ±½ 2s 2p , 0, +1-2, -1, 0,+1,+2 ±½ ±½ ±½ 3s 3p 3d , 0, +1-2, -1, 0,+1,+2-3, -2, -1, 0, +1,+2+3 ±½ ±½ ±½ ±½ 4s 4p 4d 4f

37 Energia degli orbitali in un atomo di idrogeno L energia dipende dal numero quantico principale n E n = -R H ( ) 1 n 2 52

38 Energia degli orbitali in un atomo multi-elettronico Energia dipende da n ed l n=4 l = 0 n=3 l = 0 n=2 l = 0 n=4 l = 1 n=3 l = 1 n=2 l = 1 n=4 l = 2 n=3 l = 2 n=1 l = 0 53

39 Configurazione elettronica degli atomi Riempire gli orbitali in ordine di energia crescente (Aufbau principle)?? Li Be B C elettroni elettroni B Be Li 1s 1s 2 2s 2 2s 2 2p 12 1 He H 12 elettrone elettroni He H 1s 12 54

40 Principio della massima molteplicità di Hund stabilisce che nel riempimento di orbitali degeneri gli elettroni devono occuparne il maggior numero possibile disponendosi in essi con spin parallelo O C F Ne electrons Ne C N O F 1s 2 2 2s 2 2 2p

41 Ordine di riempimento degli orbitali in atomi multi-elettronici 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s 56

42 Qual è la configurazione elettronica del magnesio Mg? Mg Z =12 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s 1s 2 2s 2 2p 6 3s = 12 elettroni e del cloro Cl? Cl Z =17 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p = 17 elettroni 57