Nel 1926 Erwin Schrödinger propose un equazione celebre e mai abbandonata per il calcolo delle proprietà degli atomi e delle molecole

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1 Nel 1926 Erwin Schrödinger propose un equazione celebre e mai abbandonata per il calcolo delle proprietà degli atomi e delle molecole Secondo questa teoria l elettrone può essere descritto come fosse un onda! V = E m x y z Risolvendo l equazione per un sistema microscopico si trova una funzione (d onda) (x,y,z), che costituisce una descrizione completa del sistema dato che tutti i suoi parametri (come l energia), sono deducibili da essa Ad ogni funzione d onda corrisponde uno stato elettronico con un energia E Tali stati elettronici sono chiamati orbitali e danno informazioni su dove è presente l elettrone

2 Le soluzioni dell equazione di Schrödinger sono del tipo n,,m cioè dipendono da tre numeri interi n, e m (numeri quantici) n (numero quantico principale): in relazione con la distanza (r) dell orbitale dal nucleo e, quindi, con la sua energia n = 1, 2, 3,, Corrisponde al numero quantico n dell atomo di Bohr (numero quantico secondario o angolare): in relazione con la forma dell orbitale = 0, 1, 2, 3,, (n 1) m (numero quantico magnetico): in relazione con l orientazione dell orbitale m =, + 1,, 0,, + 1, +

3 Ogni stato elettronico (orbitale) viene indicato da un numero (corrispondente al numero quantico n) e da una lettera (in relazione al numero quantico ) Il numero di stati elettronici (orbitali) per un dato valore di è (2 +1); così esistono sempre 1 orbitale s ( = 0), 3 orbitali p ( = 1), 5 orbitali d ( = 2) e 7 orbitali f ( = 3): essi sono sempre isoenergetici o degeneri Simbolo s p d f Orbitali

4 Gli orbitali p e d sono ulteriormente identificati da un simbolo (m) che indica l orientazione spaziale dell orbitale Simbolo s p d Numero Orbitale s p x p y p z d z 2 d x 2 -y 2 d xy d xz d yz Orbitali s: 1s, 2s, 3s, 4s, 5s, 6s, 7s, Orbitali p: 2p (2p x, 2p y, 2p z ), 3p (3p x, 3p y, 3p z ), 4p (4p x, 4p y, 4p z ), 5p (5p x, 5p y, 5p z ), 6p (6p x, 6p y, 6p z ),. Orbitali d: 3d (3d z 2, 3d x 2 -y 2, 3d xy, 3d xz, 3d yz ), 4d (4d z 2, 4d x 2 -y 2, 4d xy, 4d xz, 4d yz ), 5d (5d z 2, 5d x 2 -y 2, 5d xy, 5d xz, 5d yz ),

5 1. Ogni combinazione del numero n, della lettera e del pedice corrispondente a m (numeri quantici) caratterizza uno stato elettronico o orbitale: ad esempio gli orbitali 2s, 3p x o 4d yz 2. I 3 orbitali p, i 5 orbitali d e i 7 orbitali f (stesso valore di ) sono sempre isoenergetici o degeneri 3. Per un atomo di idrogeno l energia dipende solo da n: cioè gli orbitali ns, np e nd hanno la stessa energia! 4. Per gli atomi con più di un elettrone l energia dipende da n e da : in particolare, l energia degli orbitali s è inferiore a quella degli orbitali p e quella degli orbitali p è inferiore a quella degli orbitali d!

6 Il primo orbitale s è quello 1s I primi orbitali p sono i 2p I primi orbitali d sono i 3d I primi orbitali f sono i 4f Un dato valore di n caratterizza un livello (o strato) energetico I singoli orbitali sono talvolta indicati con il termine sottolivelli

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8 Approfondimento FIGURA 9-31 Analogia tra le freccette e l orbitale 1s Un orbitale è la regione dello spazio in cui si ha il 90% (o il 99%) di probabilità di trovare l elettrone

9 Approfondimento L ape (elettrone) che vola su un prato verde (spazio) con un fiore (nucleo)

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13 3d x 2 y 2 3d xy 3d yz 3d xz

14 In un atomo di idrogeno l energia degli orbitali s, p e d corrispondenti ad un dato valore di n è la stessa (gli orbitali sono degeneri)!! s = p = d Per questo il modello di Bohr era in grado di spiegare l atomo di idrogeno (l energia dipende solo da n!)

15 Atomi polielettronici Per elementi con Z > 1, gli orbitali corrispondenti ad uno stesso valore di n non sono più degeneri, cioè non hanno più la stessa energia, ma l ordine di energia è: s < p < d Si perde la degenerazione orbitalica!!

16 Gli elettroni negli orbitali s stanno in media più vicino al nucleo e questo li stabilizza rispetto a quelli negli orbitali p e d Questo può causare delle inversioni tra orbitali con diverso valore di n (per esempio, 4s e 3d)!!

17 FIGURA 9-33 Diagramma dell energia degli orbitali dei primi tre gusci elettronici

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19 L ordine di riempimento degli orbitali è: 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f < 5d < 6p < 7s < 5f < 6d <7p

20 L elettrone si comporta come una sfera che ruota attorno al proprio asse in senso orario e antiorario All elettrone viene associato un ulteriore numero quantico di spin (m s ) che può avere solo due valori m s = 1/2, +1/2 I due valori di m s si rappresentano con una freccetta verso l alto ( ) o verso il basso ( ) In ogni orbitale possono essere ospitati solo due elettroni con spin antiparallelo

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22 Configurazioni elettroniche Come si dispongono gli elettroni di un atomo negli orbitali? Il principio di costruzione della configurazione elettronica con la minima energia per un atomo si dice Aufbau Principio di minima energia: allo stato fondamentale, l elettrone occupa il livello (cioè l orbitale disponibile) che ha la minima energia Principio di esclusione di Pauli: un orbitale può contenere al massimo una coppia di elettroni con spin appaiati o antiparalleli Regola di Hund: due o più elettroni occupano il maggior numero possibile di orbitali con la stessa energia (orbitali degeneri) assumendo lo stesso numero quantico di spin per una disposizione a spin paralleli

23 Configurazioni elettroniche

24 Configurazioni elettroniche

25 Configurazioni elettroniche

26 Diagrammi orbitalici di atomi con elettroni da cinque a dieci

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28 Il semiriempimento o il riempimento totale di tutti gli orbitali d è favorito rispetto ad una situazione intermedia (Cr e Cu)

29 Configurazioni elettronica esterna Gli elettroni che occupano il livello energetico (o strato) più esterno definiscono la configurazione elettronica esterna di ciascun elemento Es. Li [He] 2s 1 Elettroni esterni = 1 Es. Be [He] 2s 2 Elettroni esterni = 2 Es. B [He] 2s 2 2p 1 Elettroni esterni = 3 Es. C [He] 2s 2 2p 2 Elettroni esterni = 4 Es. N [He] 2s 2 2p 3 Elettroni esterni = 5 Es. O [He] 2s 2 2p 4 Elettroni esterni = 6 Es. F [He] 2s 2 2p 5 Elettroni esterni = 7 Es. Ne [He] 2s 2 2p 6 Elettroni esterni = 8

30 Elementi appartenenti ad uno stessa colonna (o gruppo) della tavola periodica sono caratterizzati da una stessa configurazione elettronica del livello esterno Il Li è [He] 2s 1 e il Na [Ne] 3s 1 Il Mg è [Ne] 3s 2 e il Ca [Ar] 4s 2 Il B è [He] 2s 2 2p 1 e l Al [Ne] 3s 2 3p 1 Il C è [He] 2s 2 2p 2 e il Si [Ne] 3s 2 3p 2 L N è [He] 2s 2 2p 3 e il P [Ne] 3s 2 3p 3 L O è [He] 2s 2 2p 4 e lo S [Ne] 3s 2 3p 4 Il F è [He] 2s 2 2p 5 e il Cl [Ne] 3s 2 3p 5

31 Configurazioni elettronica esterna Gli elettroni dei livelli energetici più interni sono fortemente legati al nucleo Gli elettroni dei livelli energetici più esterni detti elettroni di valenza, sono attratti con minore intensità dal nucleo e possono essere rimossi con relativa facilità Gli atomi interagiscono tra loro per formare legami chimici mediante i rispettivi elettroni di valenza Gli elettroni di valenza caratterizzano il comportamento chimico degli elementi

32 Elettroni del livello esterno (valenza) Nel calcolo degli elettroni di valenza si possono trascurare, in prima approssimazione, gli elettroni negli orbitali d!!

33 Configurazione elettronica e tavola periodica

34 Il congresso Solvay (1927) Schrödinger Pauli Heisenberg Bohr Planck Mme. Curie De Broglie Born Einstein

35 La tavola periodica Nel 1869 Mendeleev e Meyer, in modo indipendente, proposero una legge periodica: quando gli elementi sono disposti in ordine crescente di massa atomica, alcune proprietà ricorrono con periodicità

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40 Metalli alcalini Gas nobili Metalli alcalino-terrosi Alogeni Gruppi principali Metalli di transizione Gruppi principali Lantanidi ed attinidi

41 PUNTO DI FUSIONE ( C) PUNTO DI EBOLLIZIONE ( C) DENSITA' (g cm -3 ) NUMERO ATOMICO , ,96 [Ar] 3d 10 4s 1 Rame 63,546 2,1 Cu PESO ATOMICO STATI DI OSSIDAZIONE SIMBOLO CONFIGURAZIONE ELETTRONICA RAGGIO ATOMICO (pm) RAGGIO COVALENTE (pm) RAGGIO IONICO (pm) VOLUME ATOMICO (cm -3 mol -1 ) SIMBOLO STATO DI OSSIDAZIONE NEGLI OSSIDI PROPRIETA' ACIDO-BASE Cu 157 1, , 0 72 (+2) 96 (+1) 7,09 2,1 119,2 STRUTTURA CRISTALLINA 13,01 304, ,673 0,385 AFFINITA' ELETTRONICA (kj mol -1 ) ELETTRONEGATIVITA' (PAULING) ENERGIA DI PRIMA IONIZZAZIONE (kj mol -1 ) CALORE DI FUSIONE (kj mol -1 ) CALORE DI VAPORIZZAZIONE (kj mol -1 ) CONDUCIBILITA' TERMICA A 25 C (W m -1 K -1 ) RESISTIVITA' ELETTRICA A 20 C (W m -1 K -1 ) CALORE SPECIFICO A 25 C (J g -1 K -1 )

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