Lavoisier (1770) Legge della conservazione della massa in una trasf. chimica es. C + O 2 CO 2 Dalton (1808) Teoria atomica

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1 ATOMO Democrito IV secolo A.C. Lavoisier (1770) Legge della conservazione della massa in una trasf. chimica es. C + O 2 CO 2 Dalton (1808) Teoria atomica E=mc 2 Avogadro (1811) Volumi uguali di gas diversi contengono un ugual numero di MOLECOLE (N A ) Cannizzaro Determinazione dei PESI MOLECOLARI in base alle densità relative dei gas (d rel = d A /d B = M A /M B ) e poi dei PESI ATOMICI

2 ATOMO ATOMO Raggio m = 1Å NUCLEO (+) FORZE ELETTROSTATICHE PROTONI (+) FORZE NUCLEARI NEUTRONI ELETTRONI (-) CARICA MASSA (kg) PROTONE +1,6 x C (+e) 1,673 x10-27 NEUTRONE 0 1,673 x10-27 ELETTRONE -1,6 x C (-e) 9,11 x10-31 N. ELETTRONI = N. PROTONI N. PROTONI N. ATOMICO (Z) N. PROTONI + N. NEUTRONI N.DI MASSA (A)

3 A Z 12 C 6 13 C 6 14 C 6 ISOTOPI UGUALE N. ATOMICO DIVERSO N. DI MASSA 1 H 2 H = D 3 H = T 16 O 17 O 18 O % 99,762 0,038 0,20 abbondanza 0, , ,0020 isotopica relativa (PA=15,9999) UNITA DI MASSA ATOMICA = 1/12 DELLA MASSA DI 12 C PESO ATOMICO = MISCELA ISOTOPICA MASSA DELL ATOMO A 1/12 DELLA MASSA DI 12 C PESO ATOMICO di un elemento = Σ i x i m i x i = abbondanza isotopica relativa m i = massa dell isotopo

4 MOLECOLA INSIEME DI ATOMI TENUTI INSIEME DA LEGAMI CHIMICI Es H 2 O H 2 SO 4 2 atomi H + 1 atomo O 2 atomi H + 1 atomo S + 4 atomi O PESO MOLECOLARE SOMMA DEI PESI ATOMICI MOLTIPLICATI PER I RISPETTIVI COEFFICIENTI STECHIOMETRICI PM H 2O = 2 x PA H +PA O = 2 x1, ,9999 = 18, u.m.a. PM = 2 x PA H 2SO4 H +PA S +4 x PA O = 2 x x16 = 98 u.m.a. MOLE PESO IN GRAMMI PARI A: a) GRAMMOATOMO IL PESO ATOMICO DELL ELEMENTO b) GRAMMOMOLECOLA IL PESO MOLECOLARE DELLA MOLECOLA Una mole contiene un numero di particelle (atomi o molecole) pari al NUMERO DI AVOGADRO N = 6,022 x10 23 Esempio: 1 mole di acqua (H 2 O) pesa 18 g; quante moli ci sono in un litro di acqua? 1 litro 1 Kg = 1000 g n = g/pm = 1000/18 = 55,5 moli g = n x PM

5 +n e - Modelli atomici Interpretazione dell atomo secondo Bohr: Atomo di Rutherford (modello planetario) Gli elettroni si muovono intorno al nucleo secondo orbite circolari Problema: per le leggi della fisica questo sistema è instabile! L elettrone dovrebbe emettere energia sotto forma di radiazione elettromagnetica e ricadere sul nucleo in s Esistono alcuni stati stazionari nei quali l energia totale dell elettrone viene conservata: QUANTIZZATA. Non può variare con continuità ma solo assumere alcuni valori multipli interi di un valore minimo.

6 ATOMO di IDROGENO Atomo di Bohr Imporre quanto detto, implica la quantizzazione del momento angolare dell elettrone: m. v. r = n. h n = 1, 2, 3. numero quantico 2π h = costante di Planck =6, J. s r n = n 2. a 0 ( e 2 /r 2 = m. v 2 /r; r = n 2. h 2 /4π 2 m. e 2 ) quantizzazione del raggio atomico a 0 = 0,529 Å raggio di Bohr r = 1a 0, 4a 0, 9a 0, 16a 0 E n = - E 0 ( E=V+T= -e 2 /r+m. v 2 /2=-e 2 /2. r; E n = -1/n 2. 2π 2 me 4 /h 2 ) n 2 quantizzazione dell energia E n = - E 0, - E 0 /4, - E 0 /9, - E 0 /16 n = 1 stato fondamentale n > 1 stati eccitati ΔE = -E 0 (1-1) variazione di energia per l elettrone n 2 2 n 2 1 che passa da un livello n 1 ad un livello n 2 ATOMI IDROGENOIDI E n = - Z 2. E 0 a (He +, Li 2+...) n 2 + e -

7 RADIAZIONE ELETTROMAGNETICA: Campo elettromagnetico oscillante che si propaga alla velocità della luce c = 3,0 x10 8 m/s nel vuoto ONDA RADIAZIONE ELETTROMAGNETICA λ = lunghezza d onda ν = frequenza (Hz) ν = numero d onda (cm -1 ) ν = c a ν = 1 c= ν. λ λ λ E = h. ν = h. c. ν = h. c λ h = costante di Planck 1 mm = 10-3 m 1 µm = 10-6 m 1 nm = 10-9 m 1 Å = m CORPUSCOLO = FOTONE

8 SPETTRI DI EMISSIONE ATOMICI (SPETTRI A RIGHE) SPETTRO DELL IDROGENO e - ν = 1 = R H (1-1) ΔE = h. c. ν= = -E 0 (1-1) λ n 1 2 n 2 2 n 2 2 n n 1, n 2 numeri interi e semplici n 1 <n 2 R H = 1,09677 m -1 n 1 = 1 serie di Lyman (UV) n 1 = 2 serie di Balmer (visibile) n 1 = 3 serie di Paschen (IR)

9 MECCANICA QUANTISTICA ONDULATORIA DE BROGLIE DUPLICE NATURA (CORPUSCOLARE e ONDULATORIA) della MATERIA FOTONE ONDA PARTICELLA ELETTRONE e - nλ = 2πr n h = 2πr mv PARTICELLA ONDA mvr = nh 2π λ = h mv HEISENBERG PRINCIPIO DI INDETERMINAZIONE Δ(mv). Δx h a Δv. Δx h a ΔE. Δt h a 4π 4πm 4π e -

10 FUNZIONI D ONDA Ψ = Ψ(x,y,z) Funzione matematica che descrive il comportamento dell elettrone. EQUAZIONE DI SCHROEDINGER: Consente di calcolare le FUNZIONI D ONDA Ψ le ENERGIE relative (autovalori) DENSITA DI PROBABILITA Ψ 2 Ψ 2 dv probabilità di trovare l elettrone nell elemento di volume dv Deve essere normalizzata Ψ 2 dv =1 Risolvibile solo per l atomo di idrogeno ATOMO DI IDROGENO FUNZIONI D ONDA ORBITALI Ψ(x,y,z) = Ψ n,l,m n, l, m numeri quantici Principale n = 1, 2, 3,.. Secondario l = 0,1, 2, 3..n-1 n valori di l Magnetico m = 0, ±1,±2... ±l 2l+1 valori di m n determina l energia degli orbitali E n = - E 0 /n 2 l, m determinano la forma e l orientamento degli orbitali Meccanica CLASSICA ORBITA Meccanica QUANTISTICA ORBITALE

11 l s p d f n valori di l 2l+1 valori di m n 2 orbitali n l m ψ n,l,m Orbitale N tot ψ 1,0,0 1s ψ 2,0,0 2s , 0, + 1 ψ 2,1,-1 ;ψ 2,1,0 ; ψ 2,1,1 2p ψ 3,0,0 3s , 0, + 1 ψ 3,1,-1 ; ψ 3,1,0 ; ψ 3,1,1 3p ,-1, 0, + 1,+2 ψ 3,2,-2 ; ψ 3,2,-1 ; ψ 3,2,0 ; ψ 3, 2,1 ; ψ 3,2,2 3d ψ 4,0,0 4s , 0, + 1 ψ 4,1,-1 ; ψ 4,1,0 ; ψ 4,+1,1 4p ,-1, 0, + 1,+2 ψ 4,2,-2 ; ψ 4,2, -1 ; ψ 4,2,0 ; ψ 4,2,1 ; ψ 4,2,2 4d 5 3-3,-2,-1, 0, + 1,+2, +3 ψ 4,3,-3 ; ψ 4,3,-2 ; ψ 4,3,-1 ; ψ 4,3,0 ; 4f 7 ψ 4,3,1 ; ψ 4,3,2 ; ψ 4,3,3

12 n=1, l=0 Ψ 1,0,0 = Ψ 1s Ψ=N. e -r a 0 Ψ 2 =N 2. e -2r a 0 z Ψ 2 Orbitale 1s r = (x 2 +y 2 +z 2 ) r PROBABILITA RADIALE 4πr 2 Ψ 2 y x n=2 l=0 Ψ 2,0,0 = Ψ 2s 1s 2s

13 n=2 l=0 m=0 Ψ 2s 1 n= 2 l= 1 m =0, ± 1 Ψ 2p ψ 2,1,-1 ; ψ 2,1,0 ; ψ 2,1,1 3 ψ px ψ pz ψ py n 2 =4 z y z y z y x x x p x p y p z

14 n= 3 l=0 m=0 Ψ 3s 1 n 2 =9 n= 3 l= 1 m =0, ± 1 Ψ 3p 3 n= 3 l= 2 m =0, ± 1, ± 2 Ψ 3d 5 y z z x x y d xy d xz d yz y z x d x 2 -y 2 y d z 2 x

15 n= 4 l=0 m=0 Ψ 4s 1 n 2 =16 n= 4 l= 1 m =0, ± 1 Ψ 4p 3 n= 4 l= 2 m =0, ± 1, ± 2 Ψ 4d 5 n= 4 l= 3 m =0, ± 1, ± 2, ± 3 Ψ 4f 7 Ψ 4f 8 lobi

16 Riepilogo - n numero quantico principale n = 1, 2, 3 energia E= -E 0 Determina n 2 dimensioni A ciascun valore di n corrispondone la presenza di n 2 orbitali - l numero quantico secondario l = 0, 1, 2 n-1 determina la forma degli orbitali Per ogni n, può assumere n-1 valori - m numero quantico magnetico m = 0, ± 1, ± 2 ± l determina la direzione degli orbitali Per ogni l, può assumere (2l + 1) valori - m s numero quantico di spin ms = ± 1/2 determina il verso di rotazione dell elettrone attorno al proprio asse

17 ATOMI POLIELETTRONICI Impossibile risolvere esattamente l equazione di Schroedinger Soluzione con metodi approssimativi Ψ n,l,m Forma degli orbitali come per l atomo di idrogeno Energia degli orbitali dipende da n,l Carica nucleare Z Effetto di schermo (elettroni su orbitali più interni) RIEMPIMENTO DEGLI ORBITALI Carica nucleare efficace Z eff - Criterio di costruzione ideale di un atomo (Aufbau). - Principio di esclusione di Pauli: non possono coesistere su un orbitale 2 elettroni con i quattro n i quantici uguali. - Principio della massima molteplicità (Hund): elettroni su orbitali degeneri si dispongono con spin paralleli sul numero massimo di orbitali.

18 1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f< 5d<6p<7s<5f

19 I periodo II periodo

20 III periodo

21 Riempimento orbitali d: elementi di transizione Riempimento orbitali f: terre rare IV periodo

22 PROPRIETA PERIODICHE DEGLI ELEMENTI POTENZIALE DI IONIZZAZIONE M (g) + I 1 M + (g) + e- I 1 potenziale di prima ionizzazione M + ione (catione) monovalente M + (g) + I 2 M2+ (g) + e- I 2 potenziale di seconda ionizzazione M 2 + catione bivalente AFFINITA ELETTRONICA A e X (g) + e - X - (g) + A e A e negativa X- anione METALLI I basso A e bassa NON METALLI I alto A e alta (fortemente negativa) I cresce lungo un periodo decresce scendendo lungo un gruppo A e cresce (diventa più negativa) lungo un periodo decresce scendendo lungo un gruppo ELETTRONEGATIVITA I

23 I II III IV V VI VII VII s 1 s 2 p s 2 p 3 s 2 p 5 s 2 p 6 s 2 s 2 p 2 s 2 p 4 Riempimento orbitali d Riempimento orbitali f

24 Proprietà fisiche Proprietà chimiche