Sommario delle lezione 3. Struttura dell atomo. Configurazione elettronica

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1 Sommario delle lezione 3 Struttura dell atomo Configurazione elettronica

2 Spettri di emissione e assorbimento degli atomi

3 Ogni elemento ha uno spettro caratteristico che può essere usato per identificarlo Come si vede negli spettri atomici di ciascun elemento compaiono solo alcune lunghezze d onda definite. I fotoni possono avere solo alcune energie ben definite.

4 Modello atomico di Bohr Modello planetario quantizzato. Si ha orbita per un elettrone quando: forza attrattiva tra nucleo ed elettrone = forza centrifuga della rotazione dell elettrone intorno al nucleo momento angolare dell elettrone multiplo intero = della costante di Planck Riproduce perfettamente lo spettro dell atomo d idrogeno

5 Modello planetario orbita sole pianeta forza centrifuga = forza di gravitazione tra sole e pianeta orbita - elettrone nucleo +

6 Modello di Bohr Un elettrone di massa m e si muove su un orbita circolare ad una distanza r dal nucleo. Se l elettrone ha velocità v, m e vr sarà il suo momento angolare. Bohr postulò che nell atomo di idrogeno erano permesse solo quelle orbite il cui momento angolare è un multiplo intero di h, la costante di Planck, diviso 2p: Momento angolare dell elettrone m e vr = n (h/2p) Energia di un elettrone E= -k/n 2 E n = -R H /n 2

7 E n = -R H /n 2 dove R H è la costante di Rydberg e n è detto numero quantico principale e può assumere solo valori interi. Normalmente, per l atomo di idrogeno n=1 stato fondamentale n=2 stato eccitato n=3 stato eccitato

8 Postulato di De Broglie La luce ha proprietà corpuscolari (Einstein) Gli elettroni hanno proprietà ondulatorie (Davisson-Germer) De Broglie correla entrambi gli aspetti h mv h (costante di Planck) = 6, Js

9 Dualismo onda-materia (de Broglie) Ad ogni particella, di massa m che si muove con velocità v, è associata un onda di lunghezza : h mv elettroni

10 Il principio d indeterminazione di Heisenberg Per una particella in movimento non è possibile determinare con precisione la posizione se non a scapito della velocità. Per una particella di massa m che si muove lungo l asse x alla velocità v x v 2 h mp x = incertezza sulla posizione n = incertezza sulla velocità h = 6, Js

11 Equazione di Schrödinger Per una particella che si muove lungo la dimensione x, con energia E e con potenziale V(x): h 8p 2 2 m d 2 ( x ) dx 2 V( x ) ( x ) E ( x ) (x ) è la funzione d onda che descrive la particella.

12 L equazione d onda di Schrödinger L elettrone ha un comportamento ondulatorio In forma compatta H E E un equazione differenziale

13 (x ) è una funzione d onda che descrive la particella, ma in se non ha un significato fisico, è solo un artificio matematico. Tuttavia: ( x ) 2 P( x ) P(x) è la probabilita di trovare la particella alla coordinata x

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17 L atomo di idrogeno 2 per n=1

18 L equazione di Shrodinger è un equazione differenziale del second ordine, la cui soluzione non è un unica funzione, (x), ma una famiglia di funzioni d onda che si distinguono per diversi valori di alcuni parametri (numeri quantici), n,,m (x). Numeri quantici: n (principale) = 1, 2, 3, (momento angolare) = 0, 1, (n-1) m (momento magnetico) = -,, 0,, +

19 Significato fisico di n, l ed m l n è associato all energia dell orbitale (volume) l è associato alla forma dell orbitale m l è associato all orientazione nello spazio dell orbitale

20 Il numero quantico principale n R E n 2 n

21 Il numero quantico secondario l

22 Il numero quantico secondario l

23 Il numero quantico secondario l

24 Il numero quantico secondario l

25 Il numero quantico m s Esperimento di Stern-Gerlach Atomi con numero dispari di elettroni m s = ± 1/2

26 Numero quantico di spin Una particella carica, che ruota su stessa, genera un campo magnetico. S N Un elettrone possiede un numero quantico di campo magnetico di spin, che può avere solo due valori, m s = +½ e m s = -½.

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28 l principale, n, 1; individua i livelli di energia possibili. orbitale, l; 0 l (n-1); geometria della regione dello spazio in cui è più probabile trovare l elettrone. magnetico, m; - l m + l; indica piccole variazioni di energia dell elettrone in presenza di un campo magnetico. di spin, s; può assumere due valori: s = +1/2, s= -1/2

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30 Ogni elettrone, in un atomo, è definito dai suoi numeri quantici: n = 1, 2, 3, = 0, 1, (n-1) m = -,, 0,, + s = +½, -½ n,,m (x) In un atomo non possono esistere più elettroni con tutti i numeri quantici uguali. (Principio di esclusione di Pauli)

31 n=1 l=0 orbitali s (sharp) m=0 1 orbitale 1s n=2 l=0 orbitali s (sharp) m=0 1 orbitale 2s l=1 orbitali p (principal) m=-1,0,+1 3 orbitali 2p n=3 l=0 orbitali s (sharp) m=0 1 orbitale 3s l=1 orbitali p (principal) m=-1,0,+1 3 orbitali 3p l=2 orbitali d(diffuse) m=-2,-1,0,+1,+2 5 orbitali 3d

32 n=4 l=0 orbitali s (sharp) m=0 1 orbitale 4s l=1 orbitali p (principal) m=-1,0,+1 3 orbitali 4p l=2 orbitali d(diffuse) m=-2,-1,0,+1,+2 5 orbitali 4d l=3 orbitali f (fundamental) m=-3,-2,-1,0,+1,+2,+3 7 orbitali 4f. 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d

33 Orbitale atomico: Legato alla probabilità di trovare un elettrone in una certa zona dello spazio. Orbitali atomici: s (orbitale sferico) p (tre orbitali a lobo orientati lungo gli assi cartesiani) d (5 orbitali orientati nello spazio).. In ciascun orbitale possono trovarsi, al massimo, due elettroni

34 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 1 orbitale s può contenere due elettroni 3 orbitali p possono contenere sei elettroni 5orbitali d possono contenere dieci elettroni 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6

35 Le energie degli orbitali nell atomo di H e negli atomi idrogenoidi atomo idrogenoide, atomi o ioni che contengono un solo elettrone. È un atomo fittizio per il quale è relativamente facile definire le funzioni orbitali atomici

36 Gli atomi polielettronici Gli elettroni: Interagiscono Non vale la trattazione fatta per l atomo d idrogeno Si assume comunque l esistenza degli orbitali Si schermano Un elettrone in un orbitale s è più vicino al nucleo di uno presente negli orbitali p Va considerata, sugli elettroni più esterni, la carica nucleare efficace Z eff La sequenza energetica degli orbitali dipende anche dal tipo di orbitale cioè da l

37 Sequenza energetica negli atomi polielettronici

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40 Le configurazioni elettroniche Si ottengono applicando: Il principio di aufbau al diagramma delle energie Il riempimento del diagramma energetico avviene iniziando dal livello più basso 1s e via di seguito Il principio di Pauli In un orbitale possono esistere solo due elettroni e devono avere spin opposto La regola di Hund A parità di energia gli elettroni si distribuiscono negli orbitali occupando il massimo volume

41 Si può immaginare di costruire la struttura elettronica di un atomo andando a collocare un elettrone dopo l altro nell orbitale libero ad energia più bassa. In questa operazione si devono tenere presenti due principi della meccanica quantistica. Principio di Pauli: due elettroni di un dato atomo devono differire almeno per il numero quantico di spin. Ciò significa che un dato orbitale, definito da n, l e m, può ospitare due elettroni, uno con s = + ½, l altro con s = - ½. Regola di Hund: nel costruire la struttura elettronica, gli orbitali, corrispondenti ad un dato valore di l, devono essere occupati ciascuno con un elettrone con spin = +1/2, e solo successivamente completati col secondo elettrone avente spin di segno opposto.

42 E 5s 5p 4d 4p 3d 4s 3p 3s 2p Ossigeno, 2s ha 8 elettroni. 1s 1s 2 2s 2 2p 4

43 Spesso le configurazioni elettroniche sono abbreviate; iniziano col simbolo del gas nobile precedente.

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46 Primi schemi di classificazione Triadi di Döbereiner Ca Sr Ba ( ) 2 =

47 Primi schemi di classificazione Legge delle ottave di Newlands La legge delle ottave non andava oltre l elemento calcio

48 Nel 1869 Dmitri Mendeleev presentò la prima tabella periodica organizzata in modo da arrangiare gli elementi secondo i pesi atomici crescenti

49 Mendeleev stabilì che se il peso atomico di un elemento lo faceva posizionare nel posto sbagliato, allora il peso atomico era errato (corresse le masse atomiche di Be, In e U). Legge Periodica Se gli elementi vengono considerati secondo il peso atomico crescente, esiste un andamento periodico nelle loro proprietà fisiche e chimiche. era così sicuro della sua classificazione che predisse le proprietà fisiche di tre elementi che erano ancora sconosciuti.

50 Nel 1913 Henry Moseley, mediante il suo lavoro con i raggi X, determinò l attuale carica nucleare degli elementi (numero atomico). Arrangiò poi gli elementi in ordine di numero atomico crescente MoseleyÍs X-ray spectra of several elements

51 La tabella periodica

52 Tabella periodica dinamica

53 Gruppo Periodo

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58 Gas Liquidi Lr Lu Uuu Uun Mt Hs Bh Sg Db Rf Ra Fr Rn At Po Bi Pb Tl Hg Au Pt Ir Os Re W Ta Hf Ba Cs Xe I Te Sb Sn In Cd Ag Pd Rh Ru Tc Mo Nb Zr Y Sr Rb Kr Br Se As Ge Ga Zn Cu Ni Co Fe Mn Cr V Ti Sc Ca K Ar Cl S P Si Al Mg Na Ne F O N C B Be Li He H Yb Tm Er Ho Dy Tb Gd Eu Sm Pm Nd Pr Ce La No Md Fm Es Cf Bk Cm Am Pu Np U Pa Th Ac Solidi

59 H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe Cs Ba Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn Fr Ra Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt Uun Uuu La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No

60 Numero atomico Prima ionizzazione (ev) 8 15, ,6 1 0,66 Ossigeno O [He] 2s 2 2p 4 3,5-2 Massa atomica Elettronegatività Numeri di ossidazione Raggio atomico (Å)

61 Legge Periodica Se gli elementi vengono considerati secondo il numero atomico crescente, esiste un andamento periodico nelle loro proprietà fisiche e chimiche.

62 I gruppo A: I metalli alcalini Li Na K Rb Cs Fr

63 II gruppo A: I metalli alcalinoterrosi Be Mg Ca Sr Ba Ra

64 VII gruppo B: Gli alogeni F Cl Br I At

65 I gas nobili He Ne Ar Kr Xe Rn

66 I metalli di transizione Lantanidi Attinidi

67 Gli ioni con le strutture dei gas nobili 56 Ba [Xe]6s 2 Ba 2+ [Xe] + 2e - 9 F [He]2s 2 2p 5 + 1e - F - [He]2s 2 2p 6

68 I cationi dei gas metalli di transizione I metalli di transizione non formano ioni con configurazioni dei gas nobili. Quando gli atomi dei metalli di transizione formano ioni positivi si perdono per primi gli elettroni del sottolivello s più esterno. 25 Mn [Ar]4s 2 3d 5 Mn 2+ [Ar]3d 5