struttura elettronica degli atomi la teoria dei quanti e la...
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Struttura elettronica degli atomi
La teoria dei quanti e la meccanica ondulatoria
La moderna descrizione dell’atomo
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Generalità delle onde elettromagnetiche
Periodo: τ (s), tempo impiegato perpercorrere una distanza pari a λ
Ampiezza massima: Emax (Bmax)
λ
Emax(Bmax) Frequenza:
! =
1
" (s-1=Hz)
Numero d’onda: ! =
1
"(m-1)
!" = v
!" = c (nel vuoto)
Velocità della luce nel vuotoc=2.9979108 ms-1
Velocità di propagazione diun’onda elettromagnetica:
Lunghezza d’onda: λ (cm, mm,nm, Å), distanza tra due punticonsecutivi in fase
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La radiazione elettromagnetica
Lunghezza d’ondabreve, elevatafrequenza
Lunghezza d’ondalunga, bassafrequenza
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Generalità delle onde elettromagnetiche
λ →← ν ← E
Ultravioletto Infrarosso
Lo spettro elettromagnetico viene convenzionalmentesuddiviso in regioni spettrali ed è l’insieme delleradiazioni caratterizzate da tutte le possibili lunghezzed’onda, classificate secondo l’ordine crescente odecrescente della lunghezza d’onda o della frequenza.L’insieme delle radiazioni elettromagnetichepercepibili dall’occhio umano (λ = ~400÷800 nm)prende il nome di luce e costituisce una piccolissimaporzione dello spettro elettromagnetico.
3
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Generalità delle onde elettromagneticheGeneralità delle onde elettromagnetiche
La diffrazione della luce
6
La diffrazione della luce
Generalità delle onde elettromagneticheGeneralità delle onde elettromagnetiche
4
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La diffrazione della luce
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Struttura elettronica degli atomi
++
+ ----
--
Modello atomicodi Rutherford
Incompatibilità con le leggi classichedell’elettromagnetismo: una carica elettricain moto non rettilineo ed uniforme perdeprogressivamente energia emettendo ondeelettromagnetiche per cui l’elettronecollasserebbe sul nucleo in 10-11-10-12 secondiseguendo una traiettoria a spirale.
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La crisi della Fisica classica• Problemi di stabilità dimensionale degli atomi• Effetto fotoelettrico• Emissione del corpo nero• Interpretazione degli spettri di emissione degli
atomi
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L’intensità degli elettroni emessi (numero di elettroni emessi per unità di tempo edi superficie) è proporzionale all’intensità della radiazione incidente (energia cheattravesa l’unità di siuperficie nell’unità di tempo).Tale fenomeno è spiegabile solo considerando la natura corpuscolare dellaradiazione.
Emax
ννo
!
Ecin
= E " Eo
= h(# "#o)
hνe-
E = hν > Eo
Costante di Planckh = 6.62610-34 Js
L’effetto fotoelettrico
L’emissione di elettroni avviene solo se l’energia (e quindi la frequenza) dellaradiazione incidente è superiore ad un certo valore E0
νo frequenza di soglia caratteristicadel corpo irraggiato
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Dal punto di vista corpuscolare, la radiazione elettromagnetica ècostituita da un insieme di pacchetti di energia detti quanti ofotoni, che si muovono alla velocità della luce. L’energiatrasportata da ciascun fotone dipende dalla frequenza dellaradiazione 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 esseresoltanto un multiplo intero della quantità hν).
Quantizzazione radiazione elettromagnetica (Einstein)
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Spettro di emissione dellSpettro di emissione dell’’atomo di idrogenoatomo di idrogeno
Analizzatore ottico
Spettro a righe
7
13
!
Spettro di emissione dellSpettro di emissione dell’’atomo di idrogenoatomo di idrogeno
! = RH
1
m2"
1
n2
#
$ %
&
' (
RH = 109677.76 cm-1
m = 1, 2, 3, …, ∞ n = m + 1, …, ∞
n = ∞
Valida anche per ioniidrogenoidi (He+, Li++, Be+++, ...
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La teoria di Planck
E = h νh costante di Planck 6.626 x 10 -34 J s
Scambio di energia tra materia e radiazioneelettromagnetica avviene per “pacchetti
discreti” ovvero QUANTI
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L’atomo di BohrBase di partenza: fisica classica, in cui però Bohr inserì i
suoi due postulati.
1. Quantizzazione del raggio dell’orbita dell’elettrone e diconseguenza dei livelli di energia;
2. Emissione (o assorbimento) di radiazioneelettromagnetica solo in corrispondenza delpassaggio da uno stato quantico ad un altro
+
-r
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Il modello atomico di Il modello atomico di BohrBohr: secondo postulato: secondo postulato
Emissione
EA > EBνA > νBλA < λB
9
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Lo spettro di emissione dell’idrogeno secondo lateoria di Bohr
[da P Atkins, L. Jones Chimica Generale Zanichelli]
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Spettroscopia di emissione
Spettroscopia di assorbimento
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Litio Sodio Potassio Rubidio
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Critica al modello atomico di Critica al modello atomico di BohrBohr
Uso di leggi della meccanica classicaIntroduzione di postulati senza giustificazioneORBITE di elettroni intorno al nucleo ?ORBITE di elettroni intorno al nucleo ?
Moto di un punto materiale nel piano x-y
Per conoscere la traiettoria di un corpo è necessario conoscereposizioneposizione e velocitàvelocità del punto materiale in un dato istante
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Principio di indeterminazione di Principio di indeterminazione di Heisemberg Heisemberg (Nobel 1932)(Nobel 1932)
È impossibile determinare con precisione contemporaneamente laposizione e la velocità di una particella di massa molto piccola
fotone
elettrone
microscopio
fotone
elettrone
microscopio
Principio di indeterminazione di
Heisemberg
Δx · Δ(m · vx) ≅ h
Δy · Δ(m · vy) ≅ h
Δz · Δ(m · vz) ≅ h
Effetto Compton
Per corpi di massa estremamente piccola, che simuovono a velocità prossime alla velocità della luce,non è possibile conoscere con precisione laposizione, se è nota la quantità di moto, o viceversa.
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In generale, il principio di indeterminazione di Heisembergafferma che è impossibile determinare con precisionecontemporaneamente la posizione e la velocità (o quantità di moto)di una particella di massa molto piccola.
Tale principio è sintetizzato nelle seguenti espressioni:
Δx · Δ(m · vx) ≅ hΔy · Δ(m · vy) ≅ hΔz · Δ(m · vz) ≅ h
Principio di indeterminazione di Heisemberg (Nobel1932):
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Principio di indeterminazione di Heisemberg
!x " !v x #h
m=
6.6 "10$27
erg " s
10$5g= 6.6 "10
$22cm
2"s
$1
Sfera di massa m = 10-5 g
!x = 10"10
cm !v x = 6.6 #10"12
cm #s"1
Incertezza trascurabile
!x " !v x #h
m=
6.6 "10$27
erg " s
10$27g= 6.6cm
2"s
$1
Elettrone m = 10-27 g
!x = 10"10
cm !v x = 6.6 #1010
cm # s"1 Vx indeterminata
Non ha senso parlare di orbite precise per l’elettrone
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Fascio di fotoni
Fascio di elettroni
Foglio metallicopolicristallino o
cristallo
Elettroni1927, Davisson, Germer e Thomson
Radiazione elettromagnetica(luce)Dualismo onda particella
Il fenomeno di diffrazione fu evidenziato anche per fasci di elettroni
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Le onde di De Broglie (1924)Ipotesi di De Broglie: al moto di un qualunque corpo si accompagna lapropagazione di onde. Suggerì quindi, su basi puramente teoriche, cheanche fasci di particelle in moto potessero dar luogo a fenomeni di tipoondulatorio.
Propagazione di elettroni ↔ Fenomeno ondulatorio
Equazione di De Broglieh: costante di Planckλ: lunghezza d’ondam: massa particellav: velocità particella
Nasce la meccanica ondulatoria, materia della fisica che indaga sul motodi particelle estremamente piccole come gli elettroni attraverso lo studiodelle onde di De Broglie ad esse associate, condizioni nelle quali non èapplicabile la meccanica classica.
λ è tanto più grande quanto piùpiccola sono la massa e la velocitàdella particella ⇒ Fenomeni dicarattere ondulatorio si possonorealmente osservare solo con fasci diparticelle atomiche o subatomiche.
mv
h=!
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Dualismo onda particellaSia il comportamento della luce che quello della materiapuò essere spiegato in alcuni casi considerandole comeparticelle in altri come onde.
luce
materia
Comportamento ondulatorio:
Elettromagnetismo ed ottica in generale
Comportamento ondulatorio:
Diffrazione di raggi di elettroni
Comportamento particellare:
Effetto fotoelettrico
Effetto Compton
Comportamento particellare:
In tutti i casi di aggregati di più atomi
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Struttura elettronica degli atomi
* Sviluppo modelli atomici sempre più perfezionati.
Primi anni del ‘900
* Tentativi di spiegare le evidenze sperimentali collegate allastruttura elettronica degli elementi, usando le leggi della meccanicaclassica ed introducendo postulati senza giustificazione.
Sistemi infinitamente piccoli
Abbandono concetti classici di traiettoria e orbita
Approccio probabilisticoMECCANICAONDULATORIA
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Equazione di Schrödinger
Nel 1926 Erwin Schrödinger sviluppò l’equazione alla base dellameccanica quantistica o meccanica ondulatoria.
Per definire la sua equazione, Schrödinger modificò l’espressione diDe Broglie (valida per le particelle che si muovono liberamente) inmodo tale da adattarla a particelle vincolate come, per esempio, glielettroni confinati in regioni di dimensioni atomiche o molecolari.
L’equazione di Schrödinger è un’equazione differenziale di secondogrado e ha la tipica forma delle equazioni della teoria ondulatoriaclassica. Per questa analogia viene anche chiamata equazioned’onda.
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La meccanica ondulatoria - LLa meccanica ondulatoria - L’’equazione di equazione di SchrödingerSchrödinger
Propagazione delle onde elettro-magnetiche delle ondesonore, delle vibrazioni di una corda
Onde e.m.
!2f
!x2+!
2f
!y 2+!
2f
!z 2=
1
c2
!2f
!t 2
!
f : E,Bdensità di energia (E/V)∝ f 2
∝ (num. fotoni)/volume∝ probabilità di trovare un fotone
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La meccanica quantistica: l’intuizione di Schrödinger•L’elettrone ha proprietà ondulatorie, non si possono definiretraiettorie precise (orbite).•Dobbiamo quindi pensare in termini di PROBABILITA’ chel’elettrone sia in una certa posizione e che la sua quantità di motoassuma un determinato valore.• Il moto dell’elettrone viene quindi descritto attraverso FUNZIONID’ONDA ψ.
2
2
p2
2
2
2
2
2
2
2
t
'
v1)EE(
h
m8
z
'
y
'
x
'
!
"!"#
!
"!
!
"!
!
"!=$+++
ψ’ = ψ’ (x,y,z,t)
16
31
Per gli stati stazionari, a energia costante: ψ = ψ (x,y,z)
0)EE(h
m8
zyxp2
2
2
2
2
2
2
2
=!+++ "#
$
"$
$
"$
$
"$
dove:δ2Ψ/δx2, δ2Ψ/δy2, δ2Ψ/δz2 sono le derivate seconde parziali della funzione Ψrispetto alle direzioni x, y, e z.m è la massa dell’elettroneE è l’energia totale dell’eletroneEp è l’energia potenziale dell’elettroneΨ è la funzione d’onda.
Sia E che Ψ sono incognite. Trattandosi perciò di un’equazione a due incogniteesisteranno infinte soluzioni dell’equazione.
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La funzione d’onda ψ, per essere una soluzione accettabile dell’equazionedi Schrödinger, deve obbedire ad alcune condizioni limite, tra cui:
1) condizione di normalizzazione:
2) essere continua3) annullarsi all’infinito
!
v ="#2dV = 1
La probabilità di trovare l’elettrone è data da: dP =Ψ 2 dVpertanto la Ψ deve soddisfare la condizione di normalizzazione,cioè la probabilità di trovare l’elettrone in tutto lo spazio deveessere uguale a 1 che corrisponde alla certezza.
Ψ (funzione d’onda) non ha un significato fisico diretto mentre lo ha Ψ 2
che indica la densità di probabilità cioè la probabilità di trovarel’elettrone in un volume infinitesimo dV
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I valori di energia (autovalori) per i quali l’equazione di Schrödingerammette soluzioni che hanno significato fisico sono:
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.
Ψi ⇒ orbitali
Imponendo queste condizioni si ottengono funzioni che hanno significatofisico solo in corrispondenza di determinati valori di energia. Questi ultimivengono chiamati autovalori (Ei) e le corrispondenti funzioni d’ondaautofunzioni (Ψi).
En = !1
n2
2"2me
4
h2
22
6.13cos
nn
tEn
!=!=o in generale
con n = 1, 2, 3, 4, ….numero quantico principale
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ORBITA (meccanica classica)
ORBITALE (meccanica quantistica)definito da un’equazione matematica complicata
• la funzione d’onda ψ non ha un significato fisico diretto• ψ2 ∝ probabilità di trovare l’elettrone nel punto considerato
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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 allaposizione degli elettroni intorno al nucleo
La crisi della fisica classica
Riassumendo……
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Funzione d’onda
Le funzioni d’onda ψ (funzioni matematiche), soluzionidell’equazione di Schrödinger, sono funzione dellecoordinate spaziali (x, y, z) e dipendono da tre numeriinteri (n, l, ml) detti numeri quantici.
Ogni funzione d’onda definita da una particolare terna deinumeri quantici è chiamata orbitale.
Ogni orbitale corrisponde ad un possibile stato quanticoper l’elettrone.
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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 formadegli orbitali atomici.
l= 0, 1, 2, 3, ..(n-1) s p d f
• Numero quantico magnetico ml in relazione con l’orientazionerelativa degli orbitali atomici nello spazio.
ml= -l, -(l-1),….., 0,…, +(l-1), +l
2n
n
6.13E !=
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Numeri quantici – Quantizzazione dell’energia
!
En
= "2# 2
me4
n2h2
n ⇒ energia degli orbitali atomici
l ⇒ quantizzazione del modulodel momento della quantità dimoto orbitale dell’elettrone
!2)]1([ 2/1 h
llp +=
ml ⇒ quantizzazione della proiezione del momento dellaquantità di moto orbitale dell’elettrone lungo una direzionepredefinita !2
hmp lz =
20
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n = 1 l = 0 ml = 0 1 orbitale 1s
n = 2 l = 0 ml = 0 1 orbitale 2s l = 1 ml = 0,±1 3 orbitali 2p
llllm
nl
n
l+!+!!!=
!="=
),1(,0),...,1(,1,...,2,1,0
,...,3,2,1
n = 3 l = 0 ml = 0 1 orbitale 3sl = 1 ml = 0,±1 3 orbitali 3pl = 2 ml = 0,±1,±2 5 orbitali 3d
n = 4 l = 0 ml = 0 1 orbitale 4sl = 1 ml = 0,±1 3 orbitali 4pl = 2 ml = 0,±1,±2 5 orbitali 4dl = 3 ml = 0,±1,±2,±3 7 orbitali 4f
Numeri quantici e orbitali
l = 0 ⇒ orbitale sl = 1 ⇒ orbitale pl = 2 ⇒ orbitale dl = 3 ⇒ orbitale f
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ener
gia
Livelli energetici degli orbitali atomici dell’idrogeno
Livelli energetici degli orbitali atomici dell’idrogenoPer l’atomo di idrogeno il valore dell’energia di un dato orbitaledipende soltanto dal numero quantico principale n.Orbitali caratterizzati dallo stesso livello energetico (2s-2p, 3s-3p-3d,ecc.) sono detti DEGENERI.
1s
2s 2p
3s 3p 3d4s 4p 4d 4f
Ad ogni valore di n corrisponde un determinato livello energeticochiamato strato o guscio. Ciascun guscio è individuato da una letteramaiuscola: ai valori di n=1,2,3… corrispondono gli strati K, L, M,….
21
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Il modello atomico di Il modello atomico di BohrBohr: secondo postulato: secondo postulato
Emissione
EA > EBνA > νBλA < λB
Quando si verificano dei passaggi di un elettrone da uno stato quanticoall’altro, l’atomo assorbe o emette energia sotto forma di radazione
elettromagnetica.
L’energia corrispondente alla differenza tra i livelli energetici dei due stativiene assorbita od emessa sotto forma di un unico fotone
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Come possiamo rappresentare graficamente gli orbitalidell’atomo di idrogeno????
Superficie di equiprobabilita: è una superficie che delimita unvolume all’interno del quale si ha una probabilità totale prefissata ed alta(ad esempio del 90 o 95%) di trovare l’elettrone. Per rappresentaregraficamente le superfici limite si utilizzano effetti “tridimensionali”.
L’orbitale può essere rappresentato anche utilizzando anche la nuvolaelettronica. Questa si ottiene immaginando di osservare un atomo unnumero molto elevato di volte, mentre l’elettrone si muove intorno alnucleo e di riportare le posizioni nelle quali si è rilevato l’elettrone.
Rappresentazione grafica della densità di probabilità di trovarel’elettrone in funzione della distanza dal nucleo.
!
2dV = 0.95
v"
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Per l’orbitale s ψ dipende solo da r (a0)
1) Superficie di equiprobabilità
Rappresentazione dell’orbitale s
Orbitali di tipo s
2) Nuvola elettronica
ψ2 ∝ probabilità per unità di volume
ψ2 è chiamata densità di probabilità
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r
dP
1s
2s 3s
3) Densità di probabilità
All’aumentare del numero quantico principalel’orbitale s risulta più espanso
xz
y
r dr
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Rappresentazione grafica degli orbitali s dell’atomo di idrogeno(superficie di equiprobabilità).
Simmetria sferica
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Rappresentazione grafica degli orbitali p dell’atomo di idrogenoSimmetria cilindrica Piano nodale ⊥ all’asse
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Rappresentazione grafica degli orbitali d dell’atomo di idrogeno
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dxy dyzdxz
9.02
=! dVV
"
La rappresentazione degli orbitali
dx2-y2 dz2
Orbitali d ( l = 2 )
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La struttura degli atomi polielettronici
Equazione di Schrödinger viene risolta ESATTAMENTE soltantoper l’atomo di idrogeno (estendibile agli atomi IDROGENOIDI, He+,Li++, Be+++, ecc.)
2+
–r1
r2r3
–Atomi polielettroniciatomo di elio (He)
“problema dei tre corpi”
NON RISOLVIBILE ESATTAMENTE, si ottengono soluzioniapprossimate, perché occorre considerare oltre alle interazioni attrattivedi ciascun elettrone con il nucleo, anche quelle interazioni repulsive chesi esercitano tra gli elettroni.
50
Livelli energetici negli atomi polielettronici
ener
gia
3s 3p 3d
Atomo di idrogeno eatomi idrogenoidi
ener
gia
3s3p
3d
Atomi polielettronici
L’energia dipende anche dal numero quantico secondario l
Analogamente all’atomo di idrogeno si possono così ottenere funzioniche contengono i numeri quantici n, l , ml
⇓Classificazione degli orbitali: s, p, d, f …
⇓la cui energia non dipende più
SOLO da n ma occorre considerare ANCHE l
Gli atomi polielettronici
26
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Da Z=19 ai 3p seguonoi 4s e non i 3d
Livelli energetici negliatomi polielettronicidipendono, oltre che dan e l, anche dal numeroatomico Z.Infatti al variare del numeroatomico variano tutte lefunzioni d’onda chedescrivono gli elettronidell’atomo e i relativi valoridi energia.
1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f < 5d < 6p <7s < 5f < 6d , ecc.
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Lo SPIN dell’elettroneGli elettroni presentano non solo un moto di rotazione orbitale intorno alnucleo ma anche un moto di rotazione intorno al proprio asse.All’elettrone viene associato un momento intrinseco della quantità di moto(momento di spin).
!2h)s(p zz,s sm==
r
numero quantico di spin2
1±=sm
La proiezione del momento intrinsecodella quantità di moto su una direzione
prefissata z risulta quantizzata:
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Numeri quanticiLo stato quantico di un elettrone in un atomo ècompletamente determinato da quattro numeriquantici:
n l ml ms
momento di spin
orbitale
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Riassumendo……Grandezze definite dai vari numeri quantici e loro significato
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Configurazioni elettroniche degli elementi
La disposizione degli elettroni negli orbitali di un atomo neutro allivello minimo di energia corrisponde alla configurazioneelettronica 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.
1. Principio di minima energiaOgni elettrone occupa l’orbitale disponibile ad energia più bassa.
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2. Principio di esclusione di Pauli
In un atomo non vi possono essere due elettroni caratterizzati dallastessa quaterna di valori di numeri quantici.
Perciò in un determinato orbitale (caratterizzato da determinati valoridi n, l e ml) possono esistere soltanto due elettroni (uno con ms = +1/2 el’altro con ms = -1/2).
Valori opposti di ms → SPIN ANTIPARALLELI
Valori uguali di ms → SPIN PARALLELI
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3. Regola di Hund o della massima molteplcitàAll’interno di un gruppo di orbitali degeneri, cioè caratterizzati da unostesso valore di energia (stessi n e l), gli elettroni in un atomo allo statofondamentale tendono a distribuirsi in orbitali diversi occupandone ilmaggior numero a spin paralleli, piuttosto che a raggrupparsi a due a duea spin antiparalleli.
Repulsioni elettrostatichemaggiori
3 elettroni in 3 orbitali p
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L’ordine di riempimento degli orbitaliPrincipio del “aufbau” (costruzione progressiva)
30
59
1° Periodo (n=1)
1sZ=1 Idrogeno (H)1s1
Z=2 Elio (He)1s2
Configurazioni elettroniche degli atomi
Riempimento successivo degli OAPrincipio di PauliRegola di Hund
Livelli energetici
1s2Numero quanticoprincipale n
Simbolo dell’orbitale(corrisponde al numerosecondario l)
Numero di elettroninell’orbitale
60
1s
2° Periodo (n=2)
2s
2p
Z=3 Litio (Li)1s22s1 [He]2s1
Z=4 Berillio (Be)1s22s2 [He]2s2
Z=5 Boro (B)1s22s22p1 [He]2s22p1
Z=6 Carbonio (C)1s22s22p2 [He]2s22p2
Z=7 Azoto (N)1s22s22p3 [He]2s22p3
Z=8 Ossigeno (O)1s22s22p4 [He]2s22p4
Z=9 Fuoro (F)1s22s22p5 [He]2s22p5
Z=10 Neon (Ne)1s22s22p6 [He]2s22p6
1s <
2s <
2p
< 3s
< 3
p <
4s <
3d
< 4p
< 5
s < 4
d<
5p <
6s <
4f <
5d
< 6p
< 7
s < 5
f < 6
d , e
cc.
31
61
1s
2s
2p
3°3° Periodo (n=3)
3s
3p
Z=11 Sodio (Na)1s22s22p63s1 [Ne]3s1
Z=12 Magnesio (Mg)1s22s22p63s2 [Ne]3s2
Z=13 Alluminio (Al)1s22s22p63s23p1 [Ne]3s23p1
Z=14 Silicio (Si)1s22s22p63s23p2 [Ne]3s23p2
Z=15 Fosforo (P)1s22s22p63s23p3 [Ne]3s23p3
Z=16 Zolfo (S)1s22s22p63s23p4 [Ne]3s23p4
Z=17 Cloro (Cl)1s22s22p63s23p5 [Ne]3s23p5
Z=18 Argon (Ar)1s22s22p63s23p6 [Ne]3s23p6
1s <
2s <
2p
< 3s
< 3
p <
4s <
3d
< 4p
< 5
s < 4
d<
5p <
6s <
4f <
5d
< 6p
< 7
s < 5
f < 6
d , e
cc.
62
Z=19 Potassio (K) [Ar]4s1
Z=20 Calcio (Ca) [Ar]4s2
Z=21 Scandio (Sc) [Ar]3d14s2
Z=22 Titanio (Ti) [Ar]3d24s2
Z=23 Vanadio (V) [Ar]3d34s2
Z=24 Cromo (Cr) [Ar]3d54s1
Z=25 Manganese (Mn) [Ar]3d54s2
Z=26 Ferro (Fe) [Ar]3d64s2
Z=27 Cobalto (Co) [Ar]3d74s2
Z=28 Nichel (Ni) [Ar]3d84s2
Z=29 Rame (Cu) [Ar]3d104s1
Z=30 Zinco (Zn) [Ar]3d104s2
1s <
2s <
2p
< 3s
< 3
p <
4s <
3d
< 4p
< 5
s < 4
d<
5p <
6s <
4f <
5d
< 6p
< 7
s < 5
f < 6
d , e
cc.
32
63
Z=31 Gallio (Ga) [Ar]3d104s24p1
Z=32 Germanio (Ge) [Ar]3d104s24p2
Z=33 Arsenico (As) [Ar]3d104s24p3
Z=34 Selenio (Se) [Ar]3d104s24p5
Z=35 Bromo (Br) [Ar]3d104s24p5
Z=36 Cripto (Kr) [Ar]3d104s24p6 1s <
2s <
2p
< 3s
< 3
p <
4s <
3d
< 4p
< 5
s < 4
d<
5p <
6s <
4f <
5d
< 6p
< 7
s < 5
f < 6
d , e
cc.
64
Periodo 2 Z=6 Carbonio (C) [He]2s22p2
Periodo 3 Z=14 Silicio (Si) [Ne]3s23p2
Periodo 4 Z=32 Germanio (Ge) [Ar]3d104s24p2
Periodo 5 Z=50 Stagno (Sn) [Kr]4d105s25p2
Periodo 6 Z=82 Piombo (Pb) [Xe]4f145d106s26p2
Configurazioni elettroniche di atomi appartenenti allostesso gruppo (4 elettroni livello esterno)
1s <
2s <
2p
< 3s
< 3
p <
4s <
3d
< 4p
< 5
s < 4
d<
5p <
6s <
4f <
5d
< 6p
< 7
s < 5
f < 6
d , e
cc.
33
65
Numero atomico
Simbolo
Peso atomico
MetalloSemimetalloNon metallo
66
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 descrivecorrettamente lo stato di un elettrone in un atomo (i numeri indicanonell’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
34
67
4) Scrivere le configurazioni elettroniche dello stato fondamentale deglielementi del gruppo 13.
5) Scrivere le configurazioni elettroniche dello stato fondamentale deglielementi del gruppo 16.
6) Scrivere le configurazioni elettroniche dello stato fondamentale deglielementi del gruppo 17.
7) Scrivere le configurazioni elettroniche dello stato fondamentale deglielementi del gruppo 1.