Atomo. Evoluzione del modello: Modello di Rutherford Modello di Bohr Modello quantomeccanico (attuale)

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1 Atomo Evoluzione del modello: Modello di Rutherford Modello di Bohr Modello quantomeccanico (attuale) 1

2 Modello di Rutherford: limiti Secondo il modello planetario di Rutherford gli elettroni orbitano attorno al nucleo grazie al bilancio tra forza centrifuga e forza di attrazione elettrostatica. Secondo le leggi dell elettromagnetismo (Maxwell) una particella carica in moto non rettilineo emette energia sotto forma di radiazione elettromagnetica. 2

3 Modello di Rutherford: limiti Conclusione: l elettrone dovrebbe perdere velocità e collassare sul nucleo in s. Sperimentalmente ciò non si verifica, dato che la maggior parte degli atomi è stabile. 3

4 Modello di Rutherford: limiti La radiazione elettromagnetica emessa o assorbita da un elettrone in movimento a velocità variabile dovrebbe essere pertanto continua, a tutte le lunghezze d onda, ma sperimentalmente ciò non si verifica. L atomo emette solo alcune radiazioni, a lunghezze d onda caratteristiche di ciascun elemento. LIMITI: Non spiega gli spettri di assorbimento ed emissione. Non spiega la stabilità degli atomi. 4

5 Gas rarefatti: idrogeno 6

6 Sodio 7

7 Spettri di emissione: gas rarefatti 8

8 Modello di Bohr Bohr tentò di risolvere le incongruenze del modello di Rutherford, abbandonando la fisica classica, ed utilizzando l emergente teoria quantistica di Planck- Einstein. Analisi dei dati sperimentali: Gli spettri a righe degli atomi indicano che l elettrone all interno dell atomo può assumere solo particolari energie. Ogni riga corrisponde ad una transizione dell elettrone tra due livelli ad energia permessa. 9

9 Quantizzazione dell energia (Planck 1900) Planck ipotizzò che la radiazione elettromagnetica sia costituita da una successione di quantità minime non ulteriormente frazionabili, che chiamò quanti, successivamente ribattezzato fotoni da Einstein. La radiazione elettromagnetica manifesta natura ondulatoria (fisica classica) o particellare (fisica quantistica) a seconda del tipo di esperimento effettuato. La sua natura è duale: onda-particella. Propagazione della radiazione elettromagnetica 10

10 Relazione tra energia e frequenza della radiazione elettromagnetica L energia di ogni quanto è proporzionale alla frequenza, ν (pr. nù), della radiazione elettromagnetica. In generale: E = n h ν con n = 1, 2, 3, 4, (n = numero intero) h = costante di Planck = J s La frequenza della radiazione è legata alla sua lunghezza d onda, λ, dalla relazione: c = λ ν c = m/s (velocità della luce nel vuoto) 11

11 Quantizzazione dell energia (Planck 1900) Nell interazione tra radiazione elettromagnetica e materia l energia può essere ceduta o assorbita solo per multipli interi di quanti. Anche gli elettroni, come la radiazione, possono essere considerati contemporaneamente particelle o onde. I dati spettrali indicano che l energia dell elettrone in un atomo è quantizzata. 12

12 Quantizzazione dell energia L energia di un elettrone in un atomo può essere paragonata all energia della tartaruga. A) Energia continua: l energia potenziale della tartaruga (e quindi dell elettrone) può assumere tutti i valori. B) Energia quantizzata: l energia potenziale della tartaruga (e per analogia dell elettrone) può assumere solo alcuni valori. 13

13 Modello di Bohr (1913) Bohr elaborò un modello che potesse dare una spiegazione teorica ai dati sperimentali. Nel modello di Rutherford ogni elettrone ha una definita orbita. Bohr propose, per lo stesso elettrone, l esistenza di più orbite consentite. Il suo modello si basa su tre postulati. 14

14 Modello di Bohr: I postulato Gli elettroni si muovono intorno al nucleo su un numero discreto di orbite situate ad una distanza ben precisa dal nucleo, dette orbite quantiche o stati stazionari. Ogni orbita è caratterizzata da un numero intero, n (n = 1, 2, 3, ) detto numero quantico principale. Ad ogni orbita è associata una energia, che dipende dal numero quantico principale, n: E = - b / n 2, b = J 15

15 Modello di Bohr: I postulato Normalmente l elettrone occupa l orbita più vicina al nucleo (primo livello energetico), cui è associata anche la minor energia. Quando ciò accade l atomo si trova nello stato fondamentale. 16

16 Modello di Bohr: II postulato Quando l elettrone occupa una qualsiasi di queste orbite non emette né assorbe energia. I livelli energetici vengono riempiti dagli elettroni a partire da quello cui è associata la minor energia. I livelli energetici sono teoricamente infiniti, sperimentalmente, tuttavia, gli elettroni degli atomi finora noti occupano soltanto i primi 7 livelli. In ogni livello energetico possono essere collocati al massimo 2n 2 elettroni. 17

17 Modello di Bohr: III postulato L elettrone può saltare tra le orbite, assorbendo od emettendo radiazione elettromagnetica. La quantità di energia liberata o assorbita da un atomo non può assumere valori qualsiasi ma è quantizzata. L elettrone emette o assorbe energia solo se passa da un livello ad un altro: ΔE = E finale E iniziale = hν. L atomo eccitato tende a tornare nel suo stato fondamentale, come evidenziato dagli spettri di emissione atomica. 19

18 Modello di Bohr: emissione atomica 20

19 Modello di Bohr: spettri di emissione 21

20 Modello di Bohr: spettri di emissione I possibili valori delle energie nei vari livelli sono rappresentati come linee orizzontali in un diagramma dei livelli energetici. Se l elettrone salta oltre il livello 7 si ha ionizzazione, cioè l elettrone si separa dall atomo, generando un CATIONE (ione carico +). 22

21 Spettro di emissione dell atomo di H 23

22 Modello di Bohr: limiti Non riesce ad attribuire un significato fisico al numero quantico principale n. Non spiega la struttura fine degli spettri atomici: con il perfezionarsi degli strumenti si scoprì che le righe dello spettro dell atomo di idrogeno erano formate in realtà da clusters di altre righe molto vicine tra loro. Non spiega gli spettri di assorbimento ed emissione degli atomi polielettronici. 24

23 Spettro di emissione dell atomo di H Per migliorare l interpretazione dello spettro di emissione dell atomo di idrogeno Sommerfeld (1916) propose l introduzione di altri numeri quantici: l (numero quantico azimutale), m (numero quantico magnetico). Successivamente, per interpretare nuovi dati sperimentali, Uhlenbeck e Goudsmit (1926) introdussero anche s (numero quantico di spin, si trova anche indicato con m s ). 25

24 Modello quantomeccanico: atomi polielettronici Il nucleo, piccolissimo e carico positivamente, è circondato da una nube di elettroni in movimento continuo. Ogni elettrone, ad un dato istante, ha energia definita, ma traiettoria non definita, (Principio di indeterminazione - Heisemberg, 1927). Pertanto l esatta posizione di un elettrone all interno di un atomo è ignota e non conoscibile. 26

25 Modello quantomeccanico Scompare il concetto di orbita elettronica definita (modello di Bohr) e si comincia ad utilizzare il concetto probabilistico di orbitale (modello quantomeccanico). Orbitale: regione dello spazio intorno al nucleo in cui è massima la probabilità di trovare un elettrone (95%). 27

26 Numeri quantici Principio di esclusione di Pauli (1925): In un atomo polielettronico ogni elettrone è identificato da un set di 4 numeri quantici diverso dagli altri. Ogni elettrone appartenente ad un atomo, pertanto, è identificato da n, l, m, s. 28

27 Numeri quantici n (numero quantico principale): è associato all energia dell orbitale occupato. Può assumere solo valori interi (n = 1, 2,, ) l (numero quantico azimutale): è associato alla forma dell orbitale occupato. Può assumere solo valori interi compresi tra: l = 0, n-1. Può essere paragonato ad un sottolivello energetico. I sottolivelli energetici vengono identificati anche con le lettere s (l = 0), p (l = 1), d (l = 2), f (l = 3). Esempio: se n = 2, l può essere l = 0, oppure l = 1, cioè ci sono due sottolivelli energetici nel livello 2. 29

28 Numeri quantici m (numero quantico magnetico): è associato all orientamento nello spazio dell orbitale occupato. Può assumere solo valori interi compresi tra m = 0, ± l. Orbitali che possiedono identici n, l, m si dicono degeneri, cioè possiedono la stessa energia, ma possono avere diversa forma e diverso orientamento nello spazio. s (numero quantico di spin): è associato al senso di rotazione dell elettrone. Può assumere solo due valori: + ½, - ½. 30

29 Forma e orientamento orbitali s p d f 31

30 Riempimento degli orbitali Dal principio di Pauli e dalla definizione di numeri quantici deriva che ogni orbitale di ciascun livello energetico, può alloggiare solo due elettroni, aventi spin opposto (simbologia: ). Il numero totale di elettroni per ogni livello energetico è dato dalla somma di tutti gli elettroni contenuti negli orbitali appartenenti a quel livello: 2n 2. 32

31 Configurazione elettronica Principio di Aufbau (costruzione): gli elettroni di un atomo occupano gli orbitali appartenenti a ciascun livello energetico, a partire da quello ad energia minore. Regola di Hund: la configurazione più stabile è quella caratterizzata dal maggior numero possibile di elettroni spaiati. Es. : Configurazione dell atomo di N: 33

32 Configurazione elettronica L ordine di riempimento degli orbitali, nel caso di atomi con più di 18 elettroni, può variare leggermente per effetto delle interazioni tra elettroni. Le interazioni nell atomo sono di natura elettrostatica (legge di Coulomb): attrattiva (nucleo elettroni) e repulsiva (elettrone elettrone). Gli elettroni più lontani dal nucleo, risentono di una forza attrattiva minore (effetto della distanza), inoltre ogni elettrone risente di una carica nucleare effettiva minore di quella reale, dal momento che essa viene schermata dalla presenza degli elettroni più interni. 34

33 Ordine di riempimento orbitalico 35

34 Conclusioni : atomo Un atomo è formato da due zone distinte: Nucleo : è formato da neutroni e protoni, è carico positivamente, molto piccolo, ma molto denso (rappresenta la quasi totalità della massa atomica). Nuvola elettronica: carica negativamente, determina il volume atomico. Gli elettroni hanno energie definite, ma orbite non definite (orbitale = probabilità). 36

35 Conclusioni: atomo Il numero di protoni ed elettroni, nell atomo neutro, è uguale. Il livello energetico a maggior energia (e più lontano dal nucleo) occupato dagli elettroni viene denominato valence shell (guscio di valenza), mentre i livelli più interni (più vicini al nucleo) vengono complessivamente indicati con core (nocciolo). Al chimico interessano gli elettroni appartenenti al valence shell (che sono quelli coinvolti nella formazione dei legami). 37