La struttura dell’atomo
Modulo 3 U.D. 2
Chimica
Prof. Augusto Festino
Liceo Scientifico “G. Salvemini”
A.S. 2005/06
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

Radiazione elettromagnetica
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
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 
=c/

E = h  (h= costante di Planck)  energia portata da
un quanto (“pacchetto” di energia di quantità finita)
Fotoni di luce blu e rossa
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
didionde
spettro
emissione


ogni elemento ha un suo caratteristico spettro
di emissione”carta di identità” dell’elemento
Un atomo eccitato di Litio emette un fotone di luce rossa per
passare ad un livello più basso di energia
Atomi di Idrogeno che ricevono energia da una sorgente
esterna eccitandosi
Gli atomi di idrogeno eccitati
rilasciano energia emettendo
fotoni
Un atomo eccitato di idrogeno
emettendo un fotone ritorna
al suo stato stazionario
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
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
Energia ed elettroni
energia
Stato
eccitato
fornendo energia a un elettrone,
questo assume uno stato eccitato e
“salta” su di un livello energetico
superiore e poi ricade al suo livello
emettendo - sotto forma di luce l’energia che aveva assorbito
Elettrone: onda o corpuscolo?


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)
Energia
associata con
materia
E=mc2
mc2= h 
onda
E=h 


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
Dal modello atomico di Bohr si passa
quindi al modello atomico corrente
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
I 3 orbitali p
orbitale pz
Relative sizes of the spherical 1s, 2s,
and 3s orbitals of hydrogen.
The three 2p orbitals.
The shapes and labels of the
five 3d orbitals.
Forma e nomi dei 7 orbitali f
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
Numeri quantici e distribuzione elettronica
n=1
 =0
m= 0
-½ +½
-½ +½
 =0
n=2
 =1
 =0
n=3
 =1
 =2
I livello energia,
1 orbitale s,
2 elettroni
m= 0
--1
m= 0
+1
m= 0
--1
m= 0
+1
-2
-1
m= 0
+1
+2
-½ +½
-½ +½
-½ +½
II livello energia
1 orbitale s,
3 orbitali p
8 elettroni
-½ +½
-½ +½
-½ +½
-½ +½
-½ +½
-½ +½
-½ +½
-½ +½
-½ +½
III livello energia
1 orbitale s,
3 orbitali p
5 orbitali d
18 elettroni
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: (↑↓)

Energia degli orbitali
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
4 d, 5 p,…
3 d, 4 p, 5 s
3 p, 4 s
5s
5p
5d
5f
2 p 3 s,
4s
4p
4d
4f
2s
massima distribuzione =
gli elettroni in un particolare livello
tendono a distribuirsi
su tutti gli orbitali dello stesso tipo
1s
3s 3p
2s
1s
2p
3d
E
3d
3p
3s
2p
2s
1s
Gli elettroni occupano
sempre gli orbitali a
più bassa energia !
Scrittura rapida della distribuzione elettronica



numero arabo
 livello di energia
lettera minuscola  tipo di orbitale
“esponente”
 numero di elettroni
Livello energia
2p3
Numero elettroni
orbitale
Livello 2 di Energia
5 elettroni da distribuire
↑
↑↓
2s
2
↑
2p3
↑
distribuzione elettronica II e III livello
2s
2 px
2 py
2 pz
Elemento
Li litio
↑
3s
3 px
3 py
3 pz
Na sodio
↑
Be berillio
↑↓
↑↓
↑↓
↑↓
↑↓
↑↓
Mg magnesio
↑↓
↑
B boro
↑↓
C carbonio
↑
↑
↑
↑
↑
N azoto
↑↓
↑
↑
O ossigeno
↑↓
↑↓
↑↓
↑
↑↓
F fluoro
Elemento
↑↓
↑↓
↑
Al alluminio
↑
↑
↑
↑
↑
P fosforo
↑↓
↑
↑
S zolfo
↑↓
↑↓
↑
Cl cloro
Si silicio
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 diversisi 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
legame chimico
elettronegatività
Configurazione elettronica degli atomi
distribuzioni elettroniche
Metalli I e II gruppo
K
1s22s22p63s23p64s1
Ca
1s22s22p63s23p64s2
Orbitali p semiliberi:
gruppi III, IV, V,
B
1s22s22p1
C
N
1s22s22p2
1s22s22p3
Completamento doppietti
orbitali p:
gruppi VI, VII, gas nobili
O
1s22s22p4
F
1s22s22p5
Ne
1s22s22p6
Elementi transizione
riempimento orbitali d del livello precedente
Sc
1s22s22p63s23p63d14s2
Ti
1s22s22p63s23p63d24s2
V
1s22s22p63s23p63d34s2
Cr
1s22s22p63s23p63d54s1
Gas nobili o inerti: ultimo livello
completo
2s
↑↓
2 px
↑↓
2 py
↑↓
2 pz
Ne neon
↑↓
3s
↑↓
3 px
3 py
3 pz
↑↓
↑↓
↑↓
Ar argon
Un caso particolare: elio  2 elettroni che completano
l’unico orbitale -s- del primo livello
1s
↑↓
He elio
↑
H idrogeno
Scrittura rapida
tra parentesi quadra, la distribuzione fino al gas inerte
del periodo precedente
Mg
1s22s22p63s2
S
1s22s22p63s23p23p13p1
Ar
1s22s22p63s23p23p23p2
[Ne]3s2
o
p [Ne]3s23p23p13p1
p
ur
2
2
2
2
e [Ne]3s 3p 3p 3p