PRIMO INCONTRO
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• Il principio di Indeterminazione e la
scoperta della doppia natura dell’elettrone
indicavano chiaramente una cosa: non
era più possibile trattare l’elettrone
come una particella classica, cioè come
una particella che avesse le caratteristiche
ed il comportamento previsti dalla fisica
classica
2
• Già
l’introduzione
dell’ipotesi
della
quantizzazione, nel modello di Bohr, aveva
segnato uno stacco con i modelli della fisica
classica.
• Ma per il resto, Bohr aveva trattato l’elettrone
come una particella, che si muove su orbite ben
determinate, il cui raggio può essere calcolato in
base a semplici considerazioni meccaniche
sulle forze in gioco.
3
• Le nuove scoperte, però segnalavano la
necessità di un modo completamente
diverso di affrontare il problema. Ciò portò
all’elaborazione di una nuova fisica; la
meccanica quantistica
L’equazione di Schrödinger
• L’equazione di Schrödinger è il fulcro della
meccanica quantistica
• In meccanica quantistica ad ogni grandezza
misurabile viene associato un operatore,
cioè un qualcosa che indica le operazioni da
eseguire
• Quando si vuole descrivere un oggetto
nell’ambito della meccanica quantistica, lo si
analizza in termini dell’ energia
• Sulla base di tale analisi si imposta
l’equazione di S. e risolvendola si ottiene la
descrizione completa del sistema.
L’equazione di Schrödinger
L’equazione di Schrödinger è diversa dalle altre
equazioni che già conoscete:
• Quando si risolve L’equazione di Schrödinger
non si trovano dei numeri ma delle funzioni
• Quando si risolve L’equazione di Schrödinger si
trova l’espressione matematica delle funzioni φ
chiamate “funzioni d’onda” o orbitali
• Gli orbitali dipendono da tre numeri quantici
che vengono indicati con le lettere n, l, m.
I numeri quantici
• Il numero quantico principale n: può
assumere valori interi positivi da uno a sette,
determina l’energia dell’orbitale.
• Il numero quantico angolare l: può assumere
valori compresi tra 0 e n-1. determina la
forma dell’orbitale.
• Il numero quantico magnetico m: determina
l’orientazione nello spazio dell’orbitale, può
assumere valori interi compresi tra – l e +l
• Numero quantico di spin (+1/2, -1/2)
Regole di riempimento degli orbitali
• Gli elettroni occupano gli orbitali a partire da
quello con energia più bassa e proseguendo con
gli altri orbitali in ordine di energia crescente.
• Principio di esclusione di Pauli: in un atomo non
possono esserci due elettroni con tutti e quattro i
numeri quantici uguali
• Regola di Hund: quando sono disponibili orbitali
isoenergetici, gli elettroni tendono a occuparne il
maggior numero possibile con spin parallelo
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• Esempio dello scandio
• Sc, Z=20
• [ Ar ]4s23d1 e non [ Ar ]3d3
• Sc+
[ Ar ]4s13d1
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• A quale atomo neutro corrisponde la
seguente configurazione elettronica
• 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10. 4p2
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• Scrivi la configurazione elettronica dei
seguenti elementi neutri, sia in lettere e
numeri, sia con la rappresentazione
mediante i quadratini e le frecce:
• Fosforo e vanadio
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• Scrivi la configurazione elettronica dei
seguenti ioni sia in lettere e numeri sia con
la rappresentazione in quadratini e frecce
• O-2 Al3+
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• Scrivi la configurazione elettronica in
numeri e lettere e disegna quella con
quadratini e frecce dei seguenti ioni:
Mg2+ e Cl-