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
ATOMO ATOMO Raggio 10-10 m = 1Å NUCLEO (+) FORZE ELETTROSTATICHE PROTONI (+) FORZE NUCLEARI NEUTRONI ELETTRONI (-) CARICA MASSA (kg) PROTONE +1,6 x 10-19 C (+e) 1,673 x10-27 NEUTRONE 0 1,673 x10-27 ELETTRONE -1,6 x 10-19 C (-e) 9,11 x10-31 N. ELETTRONI = N. PROTONI N. PROTONI N. ATOMICO (Z) N. PROTONI + N. NEUTRONI N.DI MASSA (A)
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 0,99762 0,00038 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
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 x1,008 +15,9999 = 18,015 18 u.m.a. PM = 2 x PA H 2SO4 H +PA S +4 x PA O = 2 x1 +32 + 4 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
+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 10-11 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.
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 =6,626.10-34 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 -
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 = 10-10 m CORPUSCOLO = FOTONE
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 1 2 + 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)
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 -
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
l 0 1 2 3 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 1 0 0 ψ 1,0,0 1s 1 1 2 0 0 ψ 2,0,0 2s 1 4 1-1, 0, + 1 ψ 2,1,-1 ;ψ 2,1,0 ; ψ 2,1,1 2p 3 0 0 ψ 3,0,0 3s 1 3 1-1, 0, + 1 ψ 3,1,-1 ; ψ 3,1,0 ; ψ 3,1,1 3p 3 9 2-2,-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 5 0 0 ψ 4,0,0 4s 1 4 1-1, 0, + 1 ψ 4,1,-1 ; ψ 4,1,0 ; ψ 4,+1,1 4p 3 16 2-2,-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
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
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
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
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
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
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.
1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f< 5d<6p<7s<5f
I periodo II periodo
III periodo
Riempimento orbitali d: elementi di transizione Riempimento orbitali f: terre rare IV periodo
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
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
Proprietà fisiche Proprietà chimiche