Quarta unità didattica. Disposizione degli elettroni nell atomo

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1 Quarta unità didattica Disposizione degli elettroni nell atomo

2 Modello atomico di Bohr 1913 L' atomo di Borh consiste in un nucleo di carica positiva al quale ruotano intorno gli elettroni di carica negativa che percorrono orbite stazionarie. - Le orbite scoperte da B. sono fisse ma non equidistanti, ci sono infiniti livelli possibili. -Bohr. afferma inoltre due postulati (affermazione che non può essere dimostrata) : 1) allo STATO STAZIONARIO gli elettroni ruotano su orbite circolari definite e fisse senza mai assorbire ne cedere energia. 2) allo STATO ECCITATO assorbendo energia dall' esterno gli elettroni possono spostarsi dall'orbita stazionaria ad un'altra(stato eccitato) dove vi rimangono per 10-9 secondi per poi ritornare allo stato iniziale(orbita stazionaria). gli elettroni ruotano intorno al nucleo descrivendo orbite non più tutte uguali (come modello Rutherford) ma a distanze ben precise dal nucleo

3 Modello atomico di Bohr (approfondimenti) In seguito a cio' si dice che l'energia nell' atomo e' quantizzata, cioe' la quantita' di E che assorbe un elettrone nel passaggio da un orbita ' all'altra e' definita. - Spontaneamente l'elettrone tendera' a tornare all' orbita stazionaria cedendo la stessa quantita' di E assorbita prima. - Bohr. afferma che gli elettroni possono percorrere gli spazi in base all' energia posseduta - LIVELLI ENERGETICI : sono gli spazi che percorrono gli elettroni intorno al nucleo con valore costante di energia - Spontaneamente l'elettrone perde energia sotto forma di onde elettromagnetiche per far tornare stabile l' atomo GLI ELETTRONI POSSONO STARE SOLO IN DETERMINATI SPAZI(livelli energetici) Condizione quantica degli atomi secondo Bohr Queso modello è valido per l Idrogeno e per gli atomi con un solo elettrone come He+, Li++ ecc Idrogeno: livelli e spettri di emissione

4 Modello atomico di Sommerfeld ( fisico tedesco ) Simile a quello di Borh, a differenza che gli elettroni percorrono orbite non solo circolari ma anche ellittiche e con differenti orientamenti.

5 approfondimenti De Broglie (fisico francese) affermò che l elettrone avesse una duplice natura: corpuscolare e ondulatoria (come la luce), quindi con una lunghezza d onda e che il numero di onde percorse possibili è pari. Heisenberg (fisico tedesco), osservò che nel mondo microscopico, il moto di un corpo viene descritto con una certa imprecisione dovuta alla perturbazione del sistema

6 Energia di ionizzazione È l energia necessaria ad allontanare un elettrone dall atomo L atomo privato di uno o più elettroni assume carica positiva: catione Nel S.I., l energia di ionizzazione si misura Kj/mol. Rappresenta l energia da fornire a 6,022 x atomi di un elemento per stappare da ciascuno di essi un elettrone L energia necessaria a strappare l elettrone più esterno viene chiamata energia di 1 à ionizzazione. Per strappare gli elettroni via via più vicini al nucleo (sottoposti a maggiore attrazione) serve maggiore energia e viene chiamata di 2 à, 3 à, 4 à ecc ionizzazione fino al più interno elettrone. Il sodio ha n atomico 11, quindi undici energie di ionizzazioni diverse

7 Livelli e sottolivelli Non tutti gli elettroni dello stesso livello hanno uguale energia, almeno da quanto risultava dagli spettri di emissione. Pertanto ogni livello, ad eccezione del primo è suddiviso in più sottolivelli Livello Sottolivello s p d f Sottolivello 4s, 4p, 4d, 4f 3s, 3p, 3d 2s, 2p 1s N elettroni max

8 Modello atomico a orbitale Con Borh gli elettroni ruotavano all interno di orbite circolari e per l atomo di Idrogeno ne aveva calcolato il raggio. Nel 1926, Heisenberg (fisico tedesco) affermava che è impossibile conoscere con la stessa precisione sia la posizione che la velocità di un elettrone( principio di indeterminazione) cioè parla di probabilità di trovare l elettrone Nello stesso anno un fisico austriaco Erwin Schrödinger descrisse il moto degli elettroni, sostenendo che gli elettroni non ruotano attorno a orbite ma si trovano localizzati dentro orbitali Per orbitale si intende uno spazio attorno al nucleo dove c è un alta probabilità(90-99%) di trovare un elettrone con energia definita Orbitali atomici intorno al nucleo vi è una maggiore probabilità di trovare l elettrone

9 Tipi di orbitali Esistono orbitali di tipo s, p, d, f orbitali s (un solo lobo) orbitali p(bilobati) orbitali d(quattro lobi) Gli orbitali di tipo f sono molto complessi da rappresentare(sono a otto lobi)

10 Numeri quantici Servono per descrivere gli elettroni 1. Numero quantico principale (n) : indica il livello di energia dell elettrone (livello energetico), n= da 1fino. Quando l atomo non è eccitato, il massimo valore è 7. Il numero totale di orbitali presenti nel livello è uguale a n 2 2. Numero quantico secondario(l): indica la forma o il tipo dell orbitale(s,p,d,f). l= 0,1,2,3 fino a n-1. Il gruppo di orbitali con stesso valore di l, viene chiamato sottolivello valore l orbitale s p d f

11 Numeri quantici 3. Numero quantico magnetico (m) : indica l orientamento e il numero degli orbitali. Può assumere tutti i valori interi tra -1 e +1, compreso lo zero. m = da +l a l. m=n 2 l Valori di m l=0 0 l= l= l= Numero quantico di spin (ms) : indica la rotazione dell elettrone attorno al proprio asse. Può assumere valori +1/2 (rotazione in senso orario) o -1/2 (rotazione in senso antiorario) Per capire la figura a fianco: ruotare di 90 la freccia azzurra di rotazione verso l alto, come se fosse posizionata in una parete verticale(come un orologio appeso )

12 Configurazione elettronica Indica la disposizione degli elettroni nei suoi orbitali Il riempimento avviene seguendo alcune regole: 1. Principio dell aufbau (in tedesco significa costruzione): gli orbitali si riempiono seguendo lo schema della diagonale, cioè dagli orbitali meno energetici a quelli più energetici 2. Principio di esclusione di Pauli: in ogni orbitale possono stare solo due elettroni e con spin opposti 3. Regola di Hund o della massima molteplicità: gli elettroni se hanno a disposizione orbitali con stessa energia(degeneri) tendono ad occupare il numero maggiore di essi dove si dispongono con spin paralleli Configurazione azoto Configurazione ossigeno schema della diagonale

13 Configurazione elettronica

14 Configurazione elettronica esempi 3d prima di 4s s 2 p 6

15 Tutti gli esempi

16 Configurazione elettronica Gli atomi che dovrebbero avere configurazione esterna in s 2 d 4 (elementi quali Cr, Mo, W) in realtà hanno s 1 d 5, in quanto un elettrone da s salta in d(la forma semipiena dell orbitale d risulta essere stabile e quindi a minor energia) Allo stesso modo, gli atomi che dovrebbero avere configurazione esterna in s 2 d 9 (elementi quali Cu, Ag, Au) in realtà hanno s 1 d 10 con lo stesso meccanismo detto sopra(la forma piena dell orbitale d risulta molto stabile (alcune eccezioni)

17 Fine della quarta unità grazie per l attenzione

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