7. L’Atomo
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Le Caratteristiche della Luce
Quanti e Fotoni
Spettri Atomici e Livelli Energetici
L’Atomo di Bohr
I Modelli dell’Atomo
- Orbitali atomici
- I numeri quantici e gli orbitali atomici
- Lo spin elettronico
• Atomi Multielettronici
- L’energia degli orbitali
- La costruzione a strati e la configurazione elettronica
• Il Carattere Periodico delle Proprietà Atomiche
- Raggio atomico, energia di ionizzazione, affinità
elettronica
Le Caratteristiche della Luce
Li
Na
K
Ca
Ba
Sr
righe
spettrali
La LUCE è una RADIAZIONE ELETTROMAGNETICA
c = 3.00x108 m∙s-1
Cu
Le Caratteristiche della Luce
La LUCE è una RADIAZIONE ELETTROMAGNETICA
c = 3.00x108 m∙s-1
campo elettrico
Def. La FREQUENZA, n, è
il numero di cicli, ovvero di
inversioni complete al secondo
[1 Hz = 1 s-1]
Lunghezza d’onda l
Def. La LUNGHEZZA D’ONDA, l, è
la distanza tra un massimo/minimo
e quello successivo
lxn=c
Quanti e Fotoni
FOTONE
ELETTRONE
METALLO
Max Planck
Numero elettroni  Intensità raggio incidente
En. cinetica elettroni NON dipende da Intensità
L’ENERGIA non è solo un’onda che si propaga in modo continuo e in tutte
le direzione, ma è emanata a proiettili, ovvero QUANTI predefiniti dello
stesso valore.
La LUCE si comporta sia come ONDA, quindi soggetta a fenomeni di
rifrazione, che come PARTICELLA. La particella di luce è chiamata
FOTONE.
E = h∙n h = costante di Planck
Frequenza/1014 Hz
Energia a fotone/10-19 J
Ultravioletto
8.6
5.7
Infrarosso
3.0
2.0
Spettri Atomici e Livelli Energetici
Atomo di H
E
L’ATOMO DI H, ESISTE IN UNA
SERIE DISCONTINUA DI STATI,
DETTI LIVELLI ENERGETICI
L’Atomo di Bohr
•Rutherford 1908: nucleo “massivo” con cariche positive.
•Bohr 1913: l’elettrone dell’atomo di H ruota intorno al nucleo, descrivendo
un’orbita circolare.
r
F = ma
Forza
Coulombiana
e2
r2
Accelerazione
Centripeta
=
v2
m
r
e2
r
mv 2
v
e
mr
Energia Totale = Energia Cinetica + Energia Potenziale
1
e2 1 e2 e2
1 e2
2
E  mv 



2
r
2 r
r
2 r
POSTULATO DELLA QUANTIZZAZIONE DELLA QUANTITÀ DI MOTO
h
h2
mv  r  n
n  1,2,3,...,
r
2
2
e
h 1
2
4

me
n
e
h 1
mr
2 mr
2
2
4
v
v  n

1
e
1
2

me
mr
2 mr
E
 2
2 r
n
h2
L’Atomo di Bohr
h2
r
4 2me2
1 e2
1 2 2me4
E
 2
2 r
n
h2
n = numero quantico
STATO QUANTICO
2^ POSTULATO
L’ATOMO EMETTE O ASSORBE ENERGIA
SOTO FORMA DI RADIAZIONI
ELETTROMAGNETICHE SOLO QUANDO SI
VERIFICANO DELLE TRANSIZIONI, CIOÈ
PASSAGGI TRA STATI QUANTICI DIVERSI,
E L’ENERGIA CORRISPONDENTE ALLA
DIFFERENZA TRA I LIVELLI ENERGETICI
PROPRI DEGLI STATI QUANTICI TRA I
QUALI AVVIENE LA TRANSIZIONE
CONSIDERATA È EMESSA O ASSORBITA
SOTTO FORMA DI UN UNICO FOTONE.
E  En  En'  hn
E  En '
n n
h
LEGGE
DI BOHR
I Modelli dell’Atomo
•Bohr 1913: l’elettrone dell’atomo di H ruota intorno al nucleo, descrivendo
un’orbita circolare.
•Heisenberg 1927: principio di indeterminazione.
The more precisely the position is determined, the less precisely the momentum is
known in this instant, and vice versa. Heisenberg, uncertainty paper, 1927
r
PROBABILITÀ
•de Broglie 1924: anche gli elettroni sono
caratterizzati da dualismo onda-particella.
MECCANICA
CLASSICA
MECCANICA
ONDULATORIA
Gli Orbitali Atomici
•Edwin Schrödinger 1926
EQUAZIONE di SCHRÖDINGER
NUMERI QUANTICI
n, l, ml
FUNZIONE D’ONDA = ORBITALE
LIVELLO
ENERGETICO
L’orbitale atomico è associato alla
regione di spazio nella quale è più
probabile rinvenire l’elettrone.
SUPERFICIE DEI
CONTORNI
MECCANICA
CLASSICA
MECCANICA
ONDULATORIA
traiettoria
probabilità
EQUAZIONE DI
SCHRÖDINGER
ORBITALE
numeri quantici
Gli Orbitali Atomici
Numero quantico principale
n = 1, 2, 3, …, ∞
Numero quantico azimutale
l = 0, 1, 2, …, n-1
Numero quantico magnetico
ml = -l, -l+1, …, 0, …, l-1, +l
n
l
ml
n=1
l=0
s
0
1s
l=0
s
0
2s
l=1
p
-1 0 +1
l=0
s
0
l=1
p
-1 0 +1
l=2
d
-2 -1 0 +1 +2
s
n=2
n=3
strato
sottostrato
2p
3s
orbitale
3p
3d
Lo Spin Elettronico
Samuel Goudsmit
George Uhlenbeck
Numero quantico
di spin ms
1


2
1


2
Gli Atomi Multielettronici
ATTRAZIONE
NUCLEO - ELETTRONE
REPULSIONE
ELETTRONE - ELETTRONE
STRUTTURA ELETTRONICA
carica  carica
1
ENERGIA POTENZIALE 
ENERGIA CINETICA  mv2
r
2
ETOT  ENERGIA POTENZIALE ENERGIA CINETICA
E↑
4s
3d
3p
3s
2p
2s
+
Li: 3e1s
Il Principio della Costruzione a Strati
n, l, ml, ms
STATO FONDAMENTALE
configurazione corrispondente alla minima energia possibile.
STATI ECCITATI
configurazione corrispondente ad energia più elevata.
PRINCIPIO DI ESCLUSIONE DI PAULI: IN UN ATOMO NON PUÒ ESISTERE PIÙ DI
UN ELETTRONE IN UNO STATO DEFINITO DA UNA DATA QUATERNA DI NUMERI
QUANTICI.
-
2e
n, l, ml, ms
1. SE DUE ELETTRONI OCCUPANO UNO STESSO ORBITALE (n, l, ml sono uguali)
I LORO SPIN DEVONO APPAIARSI.
2. NON CI POSSONO ESSERE PIÙ DI DUE ELETTRONI PER ORBITALE.
1s
2s 2p
3s 3p 3d
CONFIGURAZIONE ELETTRONICA
4s 4p 4d 4f
5s 5p 5d 5f
6s 6p 6d
7s 7p
Il Principio della Costruzione a Strati
REGOLA DI HUND:
ENTRO UN GRUPPO DI
ORBITALI CON GLI
STESSI VALORI DI n ED
l, GLI ELETTRONI
TENDONO A
DISTRIBUIRSI IN
ORBITALI DIVERSI CON
SPIN PARALLELO.
La Configurazione Elettronica degli Atomi
La Configurazione Elettronica degli Ioni
3p
3p
3s
3s
[Ne]
[Ne]
Na [Ne]3s1
Na+ [Ne]
4p
4p
4s
4s
4s
3d
3d
3d
[Ar]
[Ar]
Fe
4p
[Ar]3d64s2
[Ar]
Fe2+ [Ar]3d6
Fe3+ [Ar]3d5
2p
2p
2s
2s
[He]
[He]
O [He]2s22p4
O2- [He]2s22p6
Struttura Elettronica e Tavola Periodica
2 elettroni
8 elettroni
8 elettroni
18 elettroni
18 elettroni
32 elettroni
Raggio Atomico e Raggio Ionico
Def. Il RAGGIO ATOMICO di un
elemento è la metà della distanza che
separa i centri di due atomi contigui.
Def. Il RAGGIO IONICO di un elemento è
l’aliquota che gli spetta della distanza
tra due ioni contigui in un solido ionico.
ran + rcat
2r
crescente
Na+
Na
Be2+
Be
100 pm
decrescente
O
O2-
F
F-
Energia di Ionizzazione
Def. L’ENERGIA di IONIZZAZIONE è l’energia necessaria ad allontanare un
elettrone da un atomo in fase gas.
Primaria, I1: si parte dall’atomo neutro. Secondaria, I2: si parte dal catione a carica
unitaria.


Cu(g)  Cu (g)  e (g)
crescente
Cu (g)  Cu2 (g)  e  (g)
decrescente
Affinità Elettronica
Def. L’AFFINITÀ ELETTRONICA, Eae, è l’energia che si libera quando
l’atomo in fase gas cattura un elettrone.
Affinità
Elettronica
(kJ∙mol-1)