Struttura elettronica degli atomi La teoria dei quanti e la meccanica ondulatoria La moderna descrizione dell atomo 1
La radiazione elettromagnetica Per spiegare i fenomeni relativi alla radiazione elettromagnetica occorre assumere che essa abbia un comportamento sia ondulatorio che corpuscolare. Alcune manifestazioni della radiazione elettromagnetica sono prettamente ondulatorie (es. interferenza, diffrazione), altre sono interpretabili solo su base corpuscolare (es. effetto fotoelettrico, effetto Compton). Dal punto di vista ondulatorio, la radiazione elettromagnetica è costituita da un campo elettrico ed un campo magnetico oscillanti che si propagano nello spazio. 2
Generalità delle onde elettromagnetiche λ Ampiezza massima: E max (B max ) Lunghezza d onda: λ (cm, mm, nm, Å), distanza tra due punti consecutivi in fase Periodo: τ (s), tempo impiegato per E percorrere una distanza pari a λ max (B max ) Frequenza: ν = 1 τ (s-1 =Hz) Numero d onda: ν = 1 λ (m-1 ) Velocità di propagazione di un onda elettromagnetica: λν = v λν = c (nel vuoto) Velocità della luce nel vuoto c=2.9979 10 8 m s -1 3
La radiazione elettromagnetica Lunghezza d onda breve, elevata frequenza Lunghezza d onda lunga, bassa frequenza 4
Generalità delle onde elettromagnetiche Lo spettro elettromagnetico viene convenzionalmente suddiviso in regioni spettrali ed è l insieme delle radiazioni caratterizzate da tutte le possibili lunghezze d onda, classificate secondo l ordine crescente o decrescente della lunghezza d onda o della frequenza. L insieme delle radiazioni elettromagnetiche percepibili dall occhio umano (λ = ~400 800 nm) prende il nome di luce e costituisce una piccolissima porzione dello spettro elettromagnetico. Ultravioletto Infrarosso λ ν E 5
Dal punto di vista corpuscolare, la radiazione elettromagnetica è costituita da un insieme di pacchetti di energia detti quanti o fotoni, che si muovono alla velocità della luce. L energia trasportata da ciascun fotone dipende dalla frequenza della radiazione secondo la relazione di Planck: E = h ν h = costante di Planck = 6.626 x 10 34 J s L energia associata ad un fascio di n fotoni di frequenza ν (E = n hν) non è una grandezza continua, ma discreta (può essere soltanto un multiplo intero della quantità hν). 6
Struttura elettronica degli atomi Modello atomico di Rutherford -- + + + -- -- Incompatibilità con le leggi classiche dell elettromagnetismo: una carica elettrica in moto non rettilineo ed uniforme perde progressivamente energia emettendo onde elettromagnetiche per cui l elettrone collasserebbe sul nucleo in 10-11 -10-12 secondi seguendo una traiettoria a spirale. 7
L effetto fotoelettrico hν e - E max E = hν > E o Costante di Planck h = 6.626 10-34 J s L emissione di elettroni avviene solo se l energia (e quindi la frequenza) della radiazione incidente è superiore ad un certo valore E 0 L energia cinetica degli elettroni emessi è indipendente dall intensità della radiazione incidente ma dipende dalla sua frequenza E cin =h(ν-ν 0 ) L intensità degli elettroni emessi è proporzionale all intensità della 8 radiazione incidente. ν o ν E cin = E E o = h(ν ν o ) ν o frequenza di soglia caratteristica del corpo irraggiato
Effetto fotoelettrico Ipotesi di Einstein Nell interazione con la materia il fotone colpendo un atomo gli può cedere la sua energia hν: se questa è superiore all energia necessaria per strappare un elettrone all atomo, l elettrone viene espulso ed assume energia cinetica pari alla differenza tra l energia del fotone incidente e la propria energia di legame E 0. E quindi chiaro che l effetto fotoelettrico può avvenire solo se l energia del fotone è maggiore di E 0. Inoltre, all aumentare dell intensità della radiazione incidente aumenta il numero di fotoni che attraversano l unità di superficie nell unità di tempo, cioè aumenta l intensità del fascio fotonico e conseguentemente aumenta il numero di elettroni espulsi. 9
Principio di indeterminazione di Heisemberg (Nobel 1932): In generale, il principio di indeterminazione di Heisemberg afferma che è impossibile determinare con precisione contemporaneamente la posizione e la velocità (o quantità di moto) di una particella di massa molto piccola. Tale principio è sintetizzato nelle seguenti espressioni: x (m v x ) h y (m v y ) h z (m v z ) h 10
Principio di indeterminazione di Heisemberg Sfera di massa m = 10-5 g x v x h m = 6.6 10 27 erg s 10 5 g = 6.6 10 22 cm 2 s 1 x = 10 10 cm v x = 6.6 10 12 cm s 1 Incertezza trascurabile Elettrone m = 10-27 g x v x h m = 6.6 10 27 erg s 10 27 g = 6.6 cm 2 s 1 x = 10 10 cm v x = 6.6 10 10 cm s 1 V x indeterminata Non ha senso parlare di orbite precise per l elettrone 11
Dualismo onda particella Fascio di fotoni Foglio metallico policristallino o cristallo Radiazione elettromagnetica (luce) Elettroni 1927, Davisson, Germer e Thomson Fascio di elettroni 12 Il fenomeno di diffrazione fu evidenziato anche per fasci di elettroni
Le onde di De Broglie (1924) Ipotesi di De Broglie: al moto di un qualunque corpo si accompagna la propagazione di onde. Suggerì quindi, su basi puramente teoriche, che anche fasci di particelle in moto potessero dar luogo a fenomeni di tipo ondulatorio. Nasce la meccanica ondulatoria, materia della fisica che indaga sul moto di particelle estremamente piccole come gli elettroni attraverso lo studio delle onde di De Broglie ad esse associate, condizioni nelle quali non è applicabile la meccanica classica. Propagazione di elettroni Fenomeno ondulatorio Equazione di De Broglie h: costante di Planck λ: lunghezza d onda λ = h mv m: massa particella v: velocità particella λ è tanto più grande quanto più piccola sono la massa e la velocità della particella Fenomeni di carattere ondulatorio si possono realmente osservare solo con fasci di particelle atomiche o subatomiche. 13
Struttura elettronica degli atomi Primi anni del 900 * Sviluppo modelli atomici sempre più perfezionati * Tentativi di spiegare le evidenze sperimentali collegate alla struttura elettronica degli elementi, usando le leggi della meccanica classica ed introducendo postulati senza giustificazione Sistemi infinitamente piccoli Abbandono concetti classici di traiettoria e orbita MECCANICA ONDULATORIA Approccio probabilistico 14
Equazione di Schrödinger Nel 1926 Erwin Schrödinger sviluppò l equazione alla base della meccanica quantistica o meccanica ondulatoria. Per definire la sua equazione, Schrödinger modificò l espressione di De Broglie (valida per le particelle che si muovono liberamente) in modo tale da adattarla a particelle vincolate come, per esempio, gli elettroni confinati in regioni di dimensioni atomiche o molecolari. L equazione di Schrödinger è un equazione differenziale di secondo grado e ha la tipica forma delle equazioni della teoria ondulatoria classica. Per questa analogia viene anche chiamata equazione d onda. 15
La meccanica quantistica: l intuizione di Schrödinger L elettrone ha proprietà traiettorie precise (orbite). ondulatorie, non si possono definire Dobbiamo quindi pensare in termini di PROBABILITA che l elettrone sia in una certa posizione e che la sua quantità di moto assuma un determinato valore. Il moto dell elettrone viene quindi descritto attraverso FUNZIONI D ONDA ψ ψ = ψ (x,y,z,t) δ 2 δx ψ ' 2 2 δ ψ ' + 2 δy 2 δ ψ ' + 2 δz + 2 8π m 2 h (E E p ) ψ = 1 v δ 2 δt ψ ' 2 16
Per gli stati stazionari, a energia costante: ψ = ψ (x,y,z) 2 2 2 δ ψ + δ ψ + δ ψ + 8π m (E Ep) ψ = 2 2 2 2 δx δy δz h 2 0 dove: δ 2 Ψ/δx 2, δ 2 Ψ/δy 2, δ 2 Ψ/δz 2 sono le derivate seconde parziali della funzione Ψ rispetto alle direzioni x, y, e z. m è la massa dell elettrone E è l energia totale dell eletrone E p è l energia potenziale dell elettrone Ψ è la funzione d onda. Sia E che Ψ sono incognite. Trattandosi perciò di un equazione a due incognite esisteranno infinte soluzioni dell equazione. 17
Ψ non ha un significato fisico diretto mentre lo ha Ψ 2 che indica la densità di probabilità cioè la probabilità di trovare l elettrone in un volume infinitesimo dv = dxdydz. y r dr ψ 2 dv = dp probabilità nel volume infinitesimo x di guscio sferico compreso fra r e r+dr z La funzione d onda ψ, per essere una soluzione accettabile dell equazione di Schrödinger, deve obbedire ad alcune condizioni limite, tra cui: 2 1) condizione di normalizzazione. ψ dv = 1 2) essere continua 3) annullarsi all infinito v = La probabilità di trovare l elettrone è data da: dp =Ψ 2 dv pertanto la Ψ deve soddisfare la condizione di normalizzazione, cioè la probabilità di trovare l elettrone in tutto lo spazio deve essere uguale a 1 che corrisponde alla certezza. 18
Imponendo queste condizioni si ottengono funzioni che hanno significato fisico solo in corrispondenza di determinati valori di energia. Questi ultimi vengono chiamati autovalori (E i ) e le corrispondenti funzioni d onda autofunzioni (Ψ i ). I valori di energia (autovalori) per i quali l equazione di Schrödinger ammette soluzioni che hanno significato fisico sono: E n = 1 n 2 2π 2 me 4 o in generale cost = n h 2 2 2 L equazione di Schrödinger ammette quindi un numero infinito di soluzioni. I livelli energetici sono infatti infiniti (n = 1,., ), con infinità non continua (leggi classiche) ma discontinua Quantizzazione dell energia. E n 13.6 = n con n = 1, 2, 3, 4,.numero quantico principale Ψ i orbitali 19
ORBITA (meccanica classica) ORBITALE (meccanica quantistica) definito da un equazione matematica complicata la funzione d onda ψ non ha un significato fisico diretto ψ 2 probabilità di trovare l elettrone nel punto considerato 20
Riassumendo La crisi della fisica classica Quantizzazione dell energia (Planck) Quantizzazione della radiazione elettromagnetica (Einstein) Comportamento corpuscolare della luce (i fotoni) Impossibilità di determinare la traiettoria di un corpo di dimensioni estremamente piccole (Heisemberg) Comportamento ondulatorio della materia (le onde di De Broglie) Approccio ondulatorio per determinare il comportamento degli elettroni Equazione di Schrödinger Gli orbitali: approccio probabilistico alla posizione degli elettroni intorno al nucleo 21
Funzione d onda Le funzioni d onda ψ, soluzioni dell equazione di Schrödinger, sono funzione delle coordinate spaziali (x, y, z) e dipendono da tre numeri interi (n, l, m l ) detti numeri quantici. Ogni funzione d onda definita da una particolare terna dei numeri quantici è chiamata orbitale. Ogni orbitale corrisponde ad un possibile stato quantico per l elettrone, la cui energia è data da E n ψ n, l, m l (x, y, z). 22
Numeri quantici Numero quantico principale n, definisce il livello di energia, o guscio, che l elettrone può occupare. n=1, 2, 3,.. K L M Numero quantico secondario o azimutale l, è in relazione alla forma degli orbitali atomici. l= 0, 1, 2, 3,..(n-1) s p d f Numero quantico magnetico m l in relazione con l orientazione relativa degli orbitali atomici nello spazio. 23 m l = -l, -(l-1),.., 0,, +(l-1), +l
Numeri quantici Quantizzazione dell energia n energia degli orbitali atomici E n = 2π 2 me 4 n 2 h 2 l quantizzazione del modulo del momento della quantità di moto orbitale dell elettrone p = [ l ( l + 1 )] 1 / 2 h 2 π m l quantizzazione della proiezione del momento della quantità di moto orbitale dell elettrone lungo una direzione predefinita p z = m l h 2π 24
Numeri quantici e orbitali l = 0 orbitale s l = 1 orbitale p l = 2 orbitale d l = 3 orbitale f n = 1,2,3,..., l = 0,1,2,..., n 1 m = l, ( l 1),..., 0, + ( l l 1), + l n = 1 l = 0 m l = 0 1 orbitale 1s n = 2 l = 0 m l = 0 1 orbitale 2s l = 1 m l = 0,±1 3 orbitali 2p n = 3 l = 0 m l = 0 1 orbitale 3s l = 1 m l = 0,±1 3 orbitali 3p l = 2 m l = 0,±1,±2 5 orbitali 3d n = 4 l = 0 m l = 0 1 orbitale 4s l = 1 m l = 0,±1 3 orbitali 4p l = 2 m l = 0,±1,±2 5 orbitali 4d l = 3 m l = 0,±1,±2,±3 7 orbitali 4f 25
Rappresentazione degli orbitali atomici Simmetria sferica dell atomo: coordinate cartesiane ortogonali (x,y,z) coordinate polari sferiche (r,θ,ϕ) x = r senθ cosϕ y = r senθ senϕ z = r cosθ x z ϕ ϑ r y 26
Espressioni delle funzioni d onda per l atomo di idrogeno 27
Come possiamo rappresentare graficamente gli orbitali dell atomo di idrogeno???? 1. Superficie di equiprobabilita: è una superficie che delimita un volume all interno del quale si ha una probabilità totale prefissata ed alta (ad esempio del 90 o 95%) di trovare l elettrone. Per rappresentare graficamente le superfici limite si utilizzano effetti tridimensionali ψ 2 dv = 0.95 v 2. L orbitale può essere rappresentato anche utilizzando anche la nuvola elettronica. Questa si ottiene immaginando di osservare un atomo un numero molto elevato di volte, mentre l elettrone si muove intorno al nucleo e di riportare le posizioni nelle quali si è rilevato l elettrone. 3. Rappresentazione grafica della densità di probabilità di trovare 28 l elettrone in funzione della distanza dal nucleo.
1 r r 1 r a ψ (1s) = e 0 1 ψ (2s) = (2 ) e 2a0 1 3 (π a ) 2 3 4(2π a ) a 2 0 0 Orbitali di tipo s 0 Per l orbitale s ψ dipende solo da r Rappresentazione dell orbitale s 1) Superficie di equiprobabilità 2) Nuvola elettronica 29
3) Densità di probabilità dp z y r dr x 1s 2s 3s All aumentare del numero quantico principale l orbitale s risulta più espanso r 30
Rappresentazione grafica degli orbitali s dell atomo di idrogeno Simmetria sferica 31
Rappresentazione grafica degli orbitali p dell atomo di idrogeno Simmetria cilindrica Piano nodale all asse 32
Rappresentazione grafica degli orbitali d dell atomo di idrogeno 33
Livelli energetici degli orbitali atomici dell idrogeno Per l atomo di idrogeno il valore dell energia di un dato orbitale dipende soltanto dal numero quantico principale n. Orbitali caratterizzati dallo stesso livello energetico (2s-2p, 3s-3p-3d, ecc.) sono detti DEGENERI. 4s 4p 4d 4f 3s 3p 3d energia 2s 1s 2p Livelli energetici degli orbitali atomici dell idrogeno Ad ogni valore di n corrisponde un determinato livello energetico chiamato strato o guscio. Ciascun guscio è individuato da una lettera maiuscola: ai valori di n=1,2,3 corrispondono gli strati K, L, M,. 34
TRANSIZIONI TRA LIVELLI ENERGETICI Si è visto come l elettrone occupi solo determinati livelli energetici. Quando si verificano dei passaggi di un elettrone da uno stato quantico all altro, l atomo assorbe o emette energia sotto forma di radiazione elettromagnetica. Emissione L energia corrispondente alla differenza tra i livelli energetici dei due stati viene assorbita od emessa sotto forma di un unico fotone di energia hν pari a: hν = E n E n dove E n e E n sono le energie corrispondenti agli stati di partenza e di arrivo dell elettrone. 35
La struttura degli atomi polielettronici Equazione di Schrödinger viene risolta ESATTAMENTE soltanto per l atomo di idrogeno (estendibile agli atomi IDROGENOIDI, He +, Li ++, Be +++, ecc., utilizzando il corrispondente valore della carica nucleare). Atomi polielettronici atomo di elio (He) r 1 r 2 r 3 2+ problema dei tre corpi NON RISOLVIBILE ESATTAMENTE, si ottengono soluzioni approssimate, perché occorre considerare oltre alle interazioni attrattive di ciascun elettrone con il nucleo, anche quelle interazioni repulsive che 36 si esercitano tra gli elettroni
Gli atomi polielettronici Analogamente all atomo di idrogeno si possono così ottenere funzioni che contengono i numeri quantici n, l, m l Classificazione degli orbitali: s, p, d, f la cui energia non dipende più SOLO da n ma occorre considerare ANCHE l Livelli energetici negli atomi polielettronici energia Atomo di idrogeno e atomi idrogenoidi 3s 3p 3d energia Atomi polielettronici 3d 3p 3s L energia dipende anche dal numero quantico secondario l 37
Livelli energetici negli atomi polielettronici dipendono, oltre che da n e l, anche dal numero atomico Z. Infatti al variare del numero atomico variano tutte le funzioni d onda che descrivono gli elettroni dell atomo e i relativi valori di energia. Da Z=19 ai 3p seguono i 4s e non i 3d 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f < 5d < 6p < 7s < 5f < 6d, ecc. 38
Lo SPIN dell elettrone Gli elettroni presentano non solo un moto di rotazione orbitale intorno al nucleo ma anche un moto di rotazione intorno al proprio asse. All elettrone viene associato un momento intrinseco della quantità di moto (momento di spin). La proiezione del momento intrinseco della quantità di moto su una direzione prefissata z risulta quantizzata: p s, z = h m s 2π 1 m s = ± 2 numero quantico di spin 39
Numeri quantici Lo stato quantico di un elettrone in un atomo è completamente determinato da quattro numeri quantici: n l m l m s momento di spin orbitale 40
Riassumendo Grandezze definite dai vari numeri quantici e loro significato 41
Configurazioni elettroniche degli elementi La disposizione degli elettroni negli orbitali di un atomo neutro al livello minimo di energia corrisponde alla configurazione elettronica dello stato fondamentale. Per ottenere questa configurazione si devono seguire 3 principi: 1. Il principio di minima energia 2. Il principio di esclusione di Pauli 3. La regola di Hund o della massima molteplicità Principio di minima energia Ogni elettrone occupa l orbitale disponibile ad energia più bassa 42
Principio di esclusione di Pauli In un atomo non vi possono essere due elettroni caratterizzati dalla stessa quaterna di valori di numeri quantici. Perciò in un determinato orbitale (caratterizzato da determinati valori di n, l e m l ) possono esistere soltanto due elettroni (uno con m s = +1/2 e l altro con m s = -1/2). Valori opposti di m s SPIN ANTIPARALLELI Valori uguali di m s SPIN PARALLELI 43
Regola di Hund o della massima molteplcità All interno di un gruppo di orbitali degeneri, cioè caratterizzati da uno stesso valore di energia (stessi n e l), gli elettroni in un atomo allo stato fondamentale tendono a distribuirsi in orbitali diversi occupandone il maggior numero a spin paralleli, piuttosto che a raggrupparsi a due a due a spin antiparalleli. 3 elettroni in 3 orbitali p Repulsioni elettrostatiche maggiori 44
L ordine di riempimento degli orbitali Principio del aufbau (costruzione progressiva) 45
Configurazioni elettroniche degli atomi Livelli energetici Principio di Pauli Regola di Hund Numero quantico principale n Riempimento successivo degli OA 1s 2 Numero di elettroni nell orbitale Simbolo dell orbitale (corrisponde al numero secondario l) 1 Periodo (n=1) 1s Z=1 Idrogeno (H) 1s 1 Z=2 Elio (He) 1s 2 46
2 Periodo (n=2) 2s 1s 2p Z=3 Litio (Li) 1s 2 2s 1 [He]2s 1 Z=4 Berillio (Be) 1s 2 2s 2 [He]2s 2 Z=5 Boro (B) 1s 2 2s 2 2p 1 [He]2s 2 2p 1 Z=6 Carbonio (C) 1s 2 2s 2 2p 2 [He]2s 2 2p 2 Z=7 Azoto (N) 1s 2 2s 2 2p 3 [He]2s 2 2p 3 Z=8 Ossigeno (O) 1s 2 2s 2 2p 4 [He]2s 2 2p 4 Z=9 Fuoro (F) 1s 2 2s 2 2p 5 [He]2s 2 2p 5 Z=10 Neon (Ne) 1s 2 2s 2 2p 6 [He]2s 2 2p 6 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f < 5d < 6p < 7s < 5f < 6d, ecc. 47
3 Periodo (n=3) 3s 2s 1s 3p 2p Z=11 Sodio (Na) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 [Ne]3s 1 Z=12 Magnesio (Mg) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 [Ne]3s 2 Z=13 Alluminio (Al) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 [Ne]3s 2 3p 1 Z=14 Silicio (Si) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 [Ne]3s 2 3p 2 Z=15 Fosforo (P) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 [Ne]3s 2 3p 3 Z=16 Zolfo (S) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 [Ne]3s 2 3p 4 Z=17 Cloro (Cl) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 [Ne]3s 2 3p 5 Z=18 Argon (Ar) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 [Ne]3s 2 3p 6 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f < 5d < 6p < 7s < 5f < 6d, ecc. 48
Z=19 Potassio (K) [Ar]4s 1 Z=20 Calcio (Ca) [Ar]4s 2 Z=21 Scandio (Sc) [Ar]3d 1 4s 2 Z=22 Titanio (Ti) [Ar]3d 2 4s 2 Z=23 Vanadio (V) [Ar]3d 3 4s 2 Z=24 Cromo (Cr) [Ar]3d 5 4s 1 Z=25 Manganese (Mn) [Ar]3d 5 4s 2 Z=26 Ferro (Fe) [Ar]3d 6 4s 2 Z=27 Cobalto (Co) [Ar]3d 7 4s 2 Z=28 Nichel (Ni) [Ar]3d 8 4s 2 Z=29 Rame (Cu) [Ar]3d 10 4s 1 Z=30 Zinco (Zn) [Ar]3d 10 4s 2 49 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f < 5d < 6p < 7s < 5f < 6d, ecc.
Z=31 Gallio (Ga) [Ar]3d 10 4s 2 4p 1 Z=32 Germanio (Ge) [Ar]3d 10 4s 2 4p 2 Z=33 Arsenico (As) [Ar]3d 10 4s 2 4p 3 Z=34 Selenio (Se) [Ar]3d 10 4s 2 4p 5 Z=35 Bromo (Br) [Ar]3d 10 4s 2 4p 5 Z=36 Cripto (Kr) [Ar]3d 10 4s 2 4p 6 50 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f < 5d < 6p < 7s < 5f < 6d, ecc.
Configurazioni elettroniche di atomi appartenenti allo stesso gruppo (4 elettroni livello esterno) Periodo 2 Z=6 Carbonio (C) [He]2s 2 2p 2 Periodo 3 Z=14 Silicio (Si) [Ne]3s 2 3p 2 Periodo 4 Z=32 Germanio (Ge) [Ar]3d 10 4s 2 4p 2 Periodo 5 Z=50 Stagno (Sn) [Kr]4d 10 5s 2 5p 2 Periodo 6 Z=82 Piombo (Pb) [Xe]4f 14 5d 10 6s 2 6p 2 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f < 5d < 6p < 7s < 5f < 6d, ecc. 51
Numero atomico Simbolo Peso atomico Metallo Semimetallo Non metallo 52
1) Indicare i numeri quantici n e l per i seguenti orbitali: 2s; 4d; 3p; 5f; 7p; 1s. 2) Indicare quale dei seguenti orbitali non esiste: 2p; 7s; 3f; 5d; 2d; 2s; 1p. 3) Indicare quale tra le seguenti quaterne di numeri quantici non descrive correttamente lo stato di un elettrone in un atomo (i numeri indicano nell ordine, n, l, m, s): 1, 1, 0, -1/2 3, 2, -2, +1/2 4, 0, 0, +1/2 2, 1, -1, -1 6, 4, +4, -1/2 1, 0, +1, -1/2 4, -1, +1, +1/2-1, 0, 0, +1/2 53
4) Scrivere le configurazioni elettroniche dello stato fondamentale degli elementi del gruppo 13. 5) Scrivere le configurazioni elettroniche dello stato fondamentale degli elementi del gruppo 16. 6) Scrivere le configurazioni elettroniche dello stato fondamentale degli elementi del gruppo 17. 7) Scrivere le configurazioni elettroniche dello stato fondamentale degli elementi del gruppo 1. 54