La struttura degli atomi

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1 1 La struttura degli atomi pg (a/h) 68(a/i) La struttura degli atomi e gli andamenti periodici pg

2 Solvay conference, Front row: I. Langmuir, M. Planck, M. Curie, H. A. Lorentz, A. Einstein, P. Langevin, C. E. Guye, C. T. R. Wilson, O. W. Richardson. Second row: P. Debye, M. Knudsen, W. L. Bragg, H. A. Kramers, P. A. M. Dirac, A. H. Compton, L. V. de Broglie, M. Born, N. Bohr. Standing: A. Piccard, E. Henriot, P. Ehrenfest, E. Herzen, T. De Donder, E. Schroedinger, E. Verschaffelt, W. Pauli, W. Heisenberg, R. H. Fowler, L. Brillouin.

3 Spettri Atomici 3 Luce emessa per riscaldamento di alcuni metalli litio sodio potassio Stato eccitato FOTONI ENERGIA Stato fondamentale

4 Spettri di Emissione a Righe degli Atomi Eccitati Gli atomi eccitati emettono luce soltanto di determinate lunghezze d onda Le lunghezze d onda della luce emessa dipendono dall elemento. 4

5 Bohr studiando gli SPETTRI DI EMISSIONE A RIGHE degli atomi eccitati propose un semplice modello atomico. 5 Niels Bohr ( ) L elettrone si muove attorno al nucleo in orbite circolari descritte dalla fisica classica. forza attrattiva tra nucleo ed elettrone = forza centrifuga della rotazione dell elettrone intorno al nucleo

6 Modello atomico di Bohr Gli elementi eccitati emettono radiazioni elettromagnetiche aventi energia che dipendeno dalle orbite interessate. Gli elettroni possono occupare solo orbite specifiche intorno al nucleo, ed ogni orbita ha energia quantizzata. 6 E = hc/λ n = 5 = 4 = 3 = 2 = 1 Questa transizione non è possibile Spettro di emissione dell idrogeno

7 7 Limiti del Modello di Bohr Spiega unicamente le linee dello spettro dell idrogeno e degli atomi idrogenoidi (cioè che hanno un solo elettrone). Non chiarisce la natura/comportamento degli elettroni nell atomo.

8 La doppia natura dell elettrone 8 La luce ha proprietà corpuscolari (effetto fotoelettrico - Einstein) Gli elettroni hanno proprietà ondulatorie (Davisson- Germer) De Broglie ipotizzò che la duplice natura ondulatoria e corpuscolare fosse una proprietà universale della materia. Il legame tra caratteristiche corpuscolari e ondulatorie si manifesta nella relazione: h (costante di Planck) = 6, Js

9 Il principio di indeterminazione di Heisenberg Afferma che non è possibile conoscere simultaneamente la posizione e la quantità di moto (= m v) di un elettrone.! 9 Prima della collisione: un fotone colpisce un elettrone per osservare la posizione dell elettrone. Dopo la collisione: l impatto fotone-elettrone modifica il momento (mv) dell elettrone modificando la velocità dell elettrone.

10 10 Meccanica Ondulatoria! E. Schrodinger! ! Il comportamento ondulatorio dell elettrone,! introdotto da de Broglie, fu applicato da Schrodinger al modello dell atomo proponendo una nuova teoria: Meccanica Ondulatoria o Meccanica Quantistica.! La meccanica! quantistica descrive il comportamento di elettroni, fotoni e altre particelle microscopiche, basandosi su leggi statistiche.

11 FUNZIONE D ONDA, Ψ 11 # h 8" 2 2 m d 2!( x ) dx 2 + V( x )!( x ) = E! ( x ) Questa equazione descrive il comportamento degli elettroni nell atomo assumendo un comportamento ondulatorio. La funzione d onda, ψ(x), richiede tre numeri interi detti numeri quantici (n, l, m) che definiscono lo stato quantico dell elettrone ψ n,,m n (principale) = 1, 2, 3, (momento angolare) = 0, 1, (n-1) m (momento magnetico) = -,, 0,, +

12 12 Il quadrato della funzione d onda ψ 2 è proporzionale alla probabilità di trovare l elettrone in una data regione dello spazio. Questa probabilità è chiamata densità elettronica. Si definisce orbitale la regione dello spazio in cui si ha la massima probabilità di trovare un elettrone con una certa energia

13 Significato fisico di n, l ed m l 13 n è associato all energia e dimensione dell orbitale l è associato alla forma dell orbitale m l è associato all orientazione nello spazio dell orbitale

14 Rappresentazione degli Orbitali 14 Orbitale s Orbitale p Orbitale d

15 n = x, l = 0. (x-1), m = -l +l 15 n = 1 l = 0, m= 0 n = 2 l = 0, m= 0 1s 2s n = 2 l = 1, m= +1, 0, -1 n = 3 l = 0, m= 0 n = 3 l = 1, m= +1, 0, -1 n = 3 l = 2, m= +2, +1, 0, -1, -2 2p 3s 3p 3d

16 n = 4 l = 0, m= 0 n = 4 l = 1, m= +1, 0, -1 4s 16 n = 4 l = 2, m= +2, +1, 0, -1, -2 4p 4d n = 4 l = 3, m= +3, +2, +1, 0, -1, -2, -3 4f

17 17 n: 1,2, Individuazione degli orbitali in base ai numeri quantici 2p x Valore di l Direzione nello spazio ml = -1,0,+1 l = 0 simbolo s l = 1 simbolo p l = 2 simbolo d

18 Orbitali 1s, 2s, 3s, 1 8

19 1 9

20 Orbitali p 2 0 Esistono tre orbitali p disposti perpendicolarmente l uno all altro nello spazio

21 Orbitale 2p x Orbitale 3p x 2 1

22 Numero Quantico di Spin, m s 2 2 Si può provare sperimentalmente che l elettrone ha una proprietà intrinseca chiamata spin. Le direzioni di spin sono associate ad m s : +1/2 e 1/2.

23 Spin Elettronico e Magnetismo 2 3 Diamagnetico: NON attratto da un campo magnetico. Paramagnetico: attratto da un campo magnetico. Le sostanze con elettroni spaiati sono paramagnetiche.

24 NUMERI QUANTICI n strato 1, 2, 3, 4, sottostrato 0, 1, 2,... n - 1 m orbitale m s spin elettronico +1/2 e -1/2 Principio di Esclusione di Pauli: in un atomo non vi possono essere due elettroni con gli stessi numeri quantici In un orbitale possono risiedere due elettroni aventi n, l e m l identici ma m s opposti.

25 Gli Elettroni negli Atomi -Configurazione elettroniche- 2 5 Gli elettroni sono assegnati ad orbitali di energia progressivamente crescente. Per gli atomi che hanno un solo elettrone L energia dipende solo da n. Per gli atomi plurielettronici, l energia dipende sia da n che da.

26 Notazione orbital box 2 6 Per l He, numero atomico 2 La freccia indica lo spin dell elettrone 1s 1s Notazione spdf: 1 s 2 Un elettrone ha n = 1, = 0, m l = 0, m s = + ½ L altro elettrone ha n = 1, l = 0, m l = 0, m s = - 1/2

27 Configurazioni elettroniche e tavola periodica 2 7

28 Litio! 2 8 Gruppo 1A! Numero Atomico = 3! 1s 2 2s 1! 3s 2s 3p 2p 1s

29 Berillio! 2 9 3s 3p Gruppo 2A! numero Atomico = 4! 1s 2 2s 2! 2s 2p 1s

30 Configurazione Elettronica degli Elementi del Blocco-p - dal B al Ne 3 0

31 Carbonio! Gruppo 4A - Numero Atomico = 6! 1s 2 2s 2 2p 2! 3 1 3s 2s 3p 2p LA REGOLA DI HUND: Gli elettroni si distribuiscono quanto più possibile negli orbitali di uguale energia 1s

32 Neon! 3 2 Gruppo 8A! Numero Atomico = 10! 1s 2 2s 2 2p 6! 3s 2s 3p 2p 1s

33 PROPRIETA PERIODICHE Alcune proprietà degli elementi mostrano variazioni graduali procedendo attraverso un periodo o un gruppo 3 3 Conoscere queste tendenze permette di comprendere/prevedere le proprietà chimiche

34 3 Andamenti delle Dimensioni degli Ioni 4

35 Energia di Ionizzazione 3 5 IE = L energia necessaria per rimuovere un elettrone da un atomo in fase gassosa. Mg (g) kj ---> Mg + (g) + e - x

36 Energia di Ionizzazione a ionizz. Mg (g) kj ---> Mg + (g) + e - 2 a ionizz. Mg + (g) kj ---> Mg 2+ (g) + e - Mg + ha 12 protoni e solo 11 elettroni. Perciò, la 2 a ionizz. richiede più energia x

37 Energia di Ionizzazione 3 7 Mg (g) kj ---> Mg + (g) + e- Mg + (g) kj ---> Mg 2+ (g) + e- 3a ionizz. Mg 2+ (g) kj ---> Mg 3+ (g) + e - Il costo energetico è troppo elevato per accedere ad un guscio chiuso (avente 8 elettroni). x

38 Andamenti nell Energia di Ionizzazione 3 8

39 Affinità Elettronica 3 9 L affinità elettronica è l energia relativa al processo di acquisizione di un elettrone per formare un anione. F(g) + e F (g) AE = kj/mol

40 Affinità Elettronica dell Ossigeno 4 0 O atom [He] AE è < 0 perchè l O ha affinità per un e -. + elettrone O - ion [He] EA = kj / mol

41 4 Andamenti dell Affinità Elettronica 1

42 4 2

43 4 3 a) Il reagente riducente è quello che induce una riduzione, ossidandosi. L unica specie che si ossida è il sodio elementare. La configurazione elettronica [Ne] 3 s 1 ed una bassa energia di 1 a ionizzaz. suggeriscono il facile allontanamento (ossidazione) di questo elettrone. b) Il reagente ossidante è il cloro, acquisendo un elettrone (riduzione) raggiunge la configurazione dell Ar. L affinità elettronica -349 kj/mol èindicativa di un processo esotermico

44 c) Na 2 Cl implica un Cl 2-, ovvero mettere un elettrone in un orbitale 4s 1. NaCl 2 implica un Na 2+, ovvero togliere un elettrone dalla configurazione del gas nobile precedente (Ne). 4 4