La struttura dell’atomo Modulo 3 U.D. 2

1. La struttura dell’atomoModulo 3 U.D. 2 Chimica Prof. Augusto Festino Liceo Scientifico “G. Salvemini” A.S. 2005/06

2. La struttura dell’atomo • La doppia natura della luce • L’atomo di Bohr • Il modello atomico a strati • Equazione d’onda ed orbitali • Numeri quantici • Configurazione elettronica degli elementi

4. Radiazione elettromagnetica

5. onde e fenomeni ondulatori • Equazioni matematiche e rappresentazioni grafiche che descrivono un • fenomeno ondulatorio: una oscillazione periodica (nel tempo e nello spazio) di un parametro •   lunghezza d’onda (spazio o tempo tra due punti nella stessa fase, es. tra due creste •  frequenza (numero di oscillazioni complete nell’unità di tempo) • no spostamento di materia • sì spostamento di energia Onde acustiche si propagano per successive compressioni e decompressioni del mezzo (aria, acqua, metallo) particelle che si allontanano e si avvicinano tra loro 

6. onde elettromagnetiche Lunghezza d’onda • luce, elettricità, magnetismo sono fenomeni ondulatori descritti da • onde elettromagnetiche che si spostano senza sostegno di un mezzo • tutte alla stessa velocità (3  108 m/sec = c) • si differenziano per  e per ,inversamente proporzionali tra loro  • E = h  (h= costante di Planck)  energia portata da un quanto (“pacchetto” di energia di quantità finita)  = c / 

7. Fotoni di luce blu e rossa

8. spettri di emissione degli elementi • una luce che attraversa un prisma, si scompone in una serie di righe, una per ogni onda che la compone • a ogni riga corrisponde una quantità definita di energia che dipende dalla sua frequenza • un elemento eccitato -cui si fornisce energia-emette una luce costituita da un insieme di onde • ogni elemento ha un suo caratteristico spettro di emissione”carta di identità” dell’elemento spettro di emissione

9. Un atomo eccitato di Litio emette un fotone di luce rossa per passare ad un livello più basso di energia

11. Atomi di Idrogeno che ricevono energia da una sorgente esterna eccitandosi

12. Gli atomi di idrogeno eccitati rilasciano energia emettendo fotoni

13. Un atomo eccitato di idrogeno emettendo un fotone ritorna al suo stato stazionario

14. Niels Bohr (1885-1962) e l’atomo di idrogeno • Bohr misurò l’energia associata a ogni onda emessa da atomi di idrogeno (1 protone e 1 elettrone) eccitati • ipotizzò che l’elettrone potesse assorbire solo quantità discrete di energia(quanti) con cui • vincere l’attrazione del nucleo e allontanarsi da esso di una quantità legata all’energia assorbita, e quindi • “ricadere” al suo posto, cedendo i quanti assorbiti • la frequenza () dell’onda emessa dall’elettrone eccitato = differenza di energia tra le due”posizioni” o distanze dal nucleo alle quali può collocarsi (ΔE= h )assorbendo e cedendo alternativamente l’energia

15. atomo di Bohr • gli elettroni si muovono su orbite stazionarie caratterizzate da livelli di energia definiti • non sono possibili posizioni “intermedie” • l’elettrone che si muove sul “suo” livello (quello più vicino possibile al nucleo) non perde energia e quindi non cade sul nucleo

16. energia Stato eccitato Energia ed elettroni fornendo energia a un elettrone, questo assume uno stato eccitatoe “salta” su di un livello energetico superiore e poi ricade al suo livello emettendo - sotto forma di luce - l’energia che aveva assorbito

17. Elettrone: onda o corpuscolo? materia E=mc2 mc2= h Energia associata con onda E=h • 1924: Louis De Broglie se l’onda elettromagnetica si può comportare da particella (quanto , da cui dipende anche l’effetto fotoelettrico), • la particella - elettrone- si può comportare come onda elettromagnetica (descritta dall’equazione di Schrödinger-1926) • 1927: principio di indeterminazione di Heisenberg non si possono misurare contemporaneamente posizione e velocità dell’elettrone • ma solo esprimere con una equazione la probabilità di trovare l’elettrone su di una porzione di spazio attorno al nucleo

22. Dal modello atomico di Bohr si passa quindi al modello atomico corrente

24. Rappresentazione fisica degli orbitali s e p Gli orbitali vengono rappresentati come porzioni di spazio nelle quali è massima la probabilità di trovare un elettrone orbitale s orbitale py orbitale px orbitale pz I 3 orbitali p

25. Relative sizes of the spherical 1s, 2s, and 3s orbitals of hydrogen.

26. The three 2p orbitals.

27. The shapes and labels of the five 3d orbitals.

28. Forma e nomi dei 7 orbitali f

30. Numeri quantici • la porzione di spazio dove è massima la probabilità di trovare un elettrone: ORBITALE • ogni elettrone viene identificato da 4 numeri quantici • in un atomo non possono esistere 2 elettroni con tutti e 4 i numeri quantici uguali principio di esclusione del Pauli (1925) • n principale : da 1 a 7 (interi) = livello di energia dove si trova [dimensione dell’orbitale] •  sottolivello: per ogni valore di n : da 0 a (n - 1) [forma dell’orbitale] • m magnetico: per ogni valore di  : da -  a + [numero di “direzioni” nello spazio dell’orbitale] • spin  ogni elettrone assume un valore :o -½ , o + ½ [verso di rotazione dell’elettrone sul proprio asse

32. Numeri quantici e distribuzione elettronica I livello energia, 1 orbitale s, 2 elettroni -½ +½ n=1  =0 m= 0 -½ +½  =0 m= 0 II livello energia 1 orbitale s, 3 orbitali p 8 elettroni n=2 -½ +½ --1 m = 0 +1 -½ +½  =1 -½ +½ -½ +½  =0 m= 0 -½ +½ n=3 --1 m = 0 +1 -½ +½ III livello energia 1 orbitale s, 3 orbitali p 5 orbitali d 18 elettroni  =1 -½ +½ -½ +½ -2 -1 m = 0 +1 +2  =2 -½ +½ -½ +½ -½ +½ -½ +½

33. Distribuzione elettronica: rappresentazione grafica • Ogni orbitale viene rappresentato da un quadrato: s px,y,z • Gli elettroni vengono indicati con frecce ↑↓ • orbitale con un elettrone  semioccupato • Un elettrone da solo  elettrone spaiato o singoletto • orbitale con 2 elettroni completo • 2 elettroni in un orbitale  doppietto • Principio di esclusione del Pauli  in un orbitale 2 soli elettroni con spin opposto: (↑↓) ↑ ↑↓

35. Energia degli orbitali 4 d, 5 p,… 3 d,4 p, 5 s 5 s 5 p 5 d 5 f 3 p,4 s 4 s 4 p 4 d 4 f 2 p3 s, 2 s 3 s 3 p 3 d 1 s 2 s 2 p 1 s • orbitali che si trovano allo stesso livello di Energia hanno diversa energia: • orbitale s : meno energetico ; viene sempre riempito per primo in ogni livello • 3 orbitali p hanno uguale energia  massima distribuzione degli elettroni • 5 orbitali d : energia maggiore rispetto l’orbitale s del livello successivo che verrà quindi riempito prima ordine di distribuzione elettronica massimadistribuzione = gli elettroni in un particolare livello tendono a distribuirsi su tutti gli orbitali dello stesso tipo

36. E 3 d 3 p 3s 2p 2s Gli elettroni occupano sempre gli orbitali a più bassa energia ! 1s

37. Scrittura rapida della distribuzione elettronica 2 p 3 Numero elettroni Livello energia orbitale ↑ ↑ ↑ Livello 2 di Energia 5 elettroni da distribuire ↑↓ 2 p 3 2 s 2 • numero arabo  livello di energia • lettera minuscola  tipo di orbitale • “esponente”  numero di elettroni

38. distribuzione elettronica II e III livello Elemento Li litio Be berillio B boro C carbonio N azoto O ossigeno F fluoro 2 s 2 px 2 py 2 pz 3 s 3 px 3 py 3 pz Elemento Na sodio Mg magnesio Al alluminio Si silicio P fosforo S zolfo Cl cloro ↑ ↑ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ ↑↓ ↑ ↑ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑↓ ↑↓

40. legame chimico elettronegatività Regola dell’ottetto • il livello più esterno -qualunque esso sia, escluso il I°- non può ospitare più di 8 elettroni • Gli elettroni periferici si distribuiscono tra l’orbitale s e i 3 orbitali p (esclusi H e He, livello 1: un orbitale s) • un atomo tende a raggiungere la stabilità di un gas nobile ossia a mostrare un livello esterno completo • gli atomi -dello stesso elemento o di elementi diversi- si avvicinano ed attirano reciprocamente i rispettivi elettroni periferici per raggiungere l’ottetto • la forza con cui un nucleo attira elettroni • forza elettrostatica tra nuclei di atomi diversi e gli elettroni

41. Configurazione elettronica degli atomi

42. distribuzioni elettroniche Metalli I e II gruppo Completamento doppietti orbitali p: gruppi VI, VII, gas nobili Orbitali p semiliberi: gruppi III, IV, V,

43. Elementi transizione riempimento orbitali d del livello precedente

44. Ne neon Arargon 2 s 2 px 2 py 2 pz 3 s 3 px 3 py 3 pz ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ 1 s Heelio ↑↓ Hidrogeno ↑ Gas nobili o inerti: ultimo livello completo Un caso particolare: elio  2 elettroni che completano l’unico orbitale -s- del primo livello

45. Scrittura rapida tra parentesi quadra, la distribuzione fino al gas inerte del periodo precedente