Struttura dell'Atomo PDF

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29/08/2016 Struttura dell’atomo La costituzione della materia La materia, tutto ciò che possiede massa, è costituita da atomi. LA MATERIA È NEUTRA GLI ATOMI SONO NEUTRI Gli atomi sono le più piccole particelle che possono prendere parte “interi” a una reazione chimica. Legge della conservazione della massa (Lavoisier, 1775) Scoperta dell’elettrone (Thomson 1897) Raggi catodici: esperimento di Thomson Una reazione chimica è rappresentabile come un’equazione algebrica reagenti = prodotti In una reazione chimica la massa non si crea e non si distrugge ma si conserva: la somma delle masse dei prodotti è uguale alla somma delle masse dei reagenti Raggi catodici: esperimento di Thomson Raggi catodici: esperimento di Thomson (1897) (1897) elevata ddp elevata ddp anodo catodo catodo anodo - + + - raggi catodici + Tubo catodico - applicando un campo elettromagnetico Dischi metallici i raggi deviano verso il polo positivo; (elettrodi) sono perciò costituiti da particelle cariche negativamente: elettroni 1  29/08/2016 Modello atomico di Rutherford Carica Massa Carica assoluta assoluta relativa Elettrone elettrone -1.602 10-19 C 9.1 10-28 g -1 Nucleo protone +1.602 10-19 C 1.672 10-24 g +1 neutrone 0C 1.674 10-24 g 0 L’atomo è costituito da un nucleo centrale nel quale sono concentrate la massa e la carica positiva (protoni) Gli elettroni si muovono attorno al nucleo su orbite circolari come i satelliti in un sistema planetario. Il neutrone, elusivo in quanto neutro, venne scoperto nel 1932 da J. Chadwick. Critiche al modello planetario Analisi degli spettri di emissione degli elementi Come si fa a registrare uno spettro di emissione? Filamento SOLIDO incandescente 2  29/08/2016 VAPORE Spettri atomici in emissione incandescente Atomi e radiazioni La radiazione elettromagnetica elettromagnetiche Frequenza n e lunghezza d’onda l Radiazione elettromagnetica Frequenza = numero di onde che passa in un dato punto per secondo Luce ampiezza unità di misura: cicli/sec o hertz (hz), rossa indicata dalla lettera greca n l grande Luce ampiezza v = c = ln blu l piccola 3  29/08/2016 Radiazione elettromagnetica Lo spettro elettromagnetico Luce Lo spettro visibile 450-750 nm debole Frequenza, Hz 1024 1022 1020 1018 1016 1014 1012 1010 108 106 104 Luce intensa Raggi  UV IR micro- radio Raggi X onde 10-16 10-14 10-12 10-10 10-8 10-6 10-4 10-2 100 102 104 Lunghezza d’onda, metri La radiazione è causata da cariche in Lo spettro di emissione dell'idrogeno movimento e la frequenza del movimento determina la lunghezza d'onda. n Se dagli atomi vengono prodotte solo certe lunghezze d'onda, questo significa che gli elettroni oscillano solo con alcune frequenze. Come mai succede questo? ultravioletto visibile infrarosso Rydberg: Formula empirica che correla tutte le frequenze di emissione per l’atomo di idrogeno: ~ 1 1 1 n= = RH. ( 2 - 2 ) l n1 n2 R = 1.097 107 m-1 Quantizzazione dell’energia (Planck 1901) Esiste un minimo di energia: L’energia di ogni quanto è proporzionale il quanto alla frequenza n della radiazione così come E = hn esiste un minimo di materia: l’atomo h = 6.6262 x 10-34 J s (costante di Planck) Materia e energia si interconvertono: Luce con l alta ha un piccolo valore di E E= mc2 Luce con l corta ha un grande valore di E 4  29/08/2016 I postulati di Bohr: quantizzazione delle orbite: 1. L’elettrone (massa m, velocità v) ruota attorno al nucleo su orbite di raggio r, cui corrisponde un Modello valore costante dell’energia (stati stazionari) 2. Finchè l’elettrone rimane in uno stato stazionario non assorbe né cede energia 3. Le orbite permesse sono solo quelle per le quali: mvr = nh/2 Parametro legato Parametro legato mvr = momento angolare dell’orbita all’energia alla forma/dimensione n = numero intero = numero quantico principale h = costante di Planck Raggio nel modello atomico di Energie nel modello atomico di Bohr (1913) Bohr (1913) En = Ecin + Epot = e2 mv 2 (1/2 mv2)+(-e2/r) = e2/2r + (-e2/r) = -e2/2r = Si può perciò scrivere F = 2 = r r = -(e2/2a0)(1/n2) = e2 Risolvendo rispetto a r r= mv 2 e 2 1 Dalla condizione quantica di Bohr: v = nh/2mr; v2 = n2h2/42m2r2 En = - Sostituendo in r: r = n2h2/42me2 r = n2 a 0 2a0 n2 1913 MODELLO ATOMICO DI BOHR 1913 MODELLO ATOMICO DI BOHR Sono permesse solo certe orbite, caratterizzate da: En = -E0/n2 n = numero quantico principale E r = raggio E = energia 0 n=5 n=6 n=4 n=3 E3 = -2.42 x 10-19 J/atomo - n=2 E2 = -5.45 x 10-19 J/atomo - - Livelli energetici + r = n2ao paragonabili a una n=1 a0 = 0.528Å sequenza di gradini di n=2 un “edificio atomico n = 1 E = -2.18 x 10-18 J/atomo 1 sotterraneo” n=3 5  29/08/2016 E E n=5 n=5 Transizioni elettroniche e righe spettrali n=4 n=4 E n= n=3 n=3 n=5 n=4 serie di Paschen (…infrarosso) n=2 n=2 hn n=3 serie di Balmer (visibile) n=2 hn serie di Lymann (ultravioletto) +E = hn -E = hn n=1 n=1 n=1 E3-E1 = E = hn = E0 ( 1n 2 - 1 2 ~) n= 1 1 = RH. ( 2 - 2 1 ) 656.28 l (nm) 486.13 434.05 410.10 1 n3 l n1 n3 RH = E0 / hc R = 1.097 107 m-1 (costante di Rydberg) L’effetto fotoelettrico (EINSTEIN, 1905) Dualismo onda/particella Se la luce può essere descritta tanto in termini ondulatori che in termini di particelle, perché il resto della materia non dovrebbe comportarsi nello stesso modo? Può l’elettrone mostrare proprietà ondulatorie? Dualismo onda/particella Principio di De Broglie (1924) ipotizzò che tutti gli indeterminazione: oggetti in movimento avessero natura Heisenberg (1927) ondulatoria l = h/mv Esclude la possibilità di definire E= mc2 contemporaneamente la posizione e il momento E = hn = hc/l (quantità di moto) (= mv) di un elettrone x (mv) > h/4 mc2 = hc/l x v > h/4m l = h/mv h = 6.6262 x 10-34 J s h = 6.6262 x 10-34 J s 6  29/08/2016 Principio di indeterminazione Gli elettroni possono essere descritti come onde elettromagnetiche Le onde elettromagnetiche sono descritte da equazioni d’onda x (mv) > 4h Al massimo possiamo descrivere la posizione e la Le soluzioni delle equazioni d’onda descrivono il velocità di un elettrone mediante una comportamento degli elettroni DISTRIBUZIONE DI PROBABILITA’ Meccanica ondulatoria La meccanica ondulatoria H=E considera gli elettroni come onde Le onde sono descritte da Equazioni d’onda Le soluzioni dell’equazione d’onda (Funzioni 2 densità di probabilità di trovare l’elettrone d’onda) si chiamano orbitali  2 dV probabilità di trovare l’elettrone L’Equazione d’onda per l’elettrone nel campo di attrazione del nucleo si chiama Equazione di Schroedinger H=E Meccanica ondulatoria Sono accettabili come soluzioni dell’equazione di Schroedinger solo le funzioni d’onda che hanno i seguenti requisiti: Essere funzioni continue, a un sol valore e n (principale) 1, 2, 3, 4,... normalizzabili. Per questo motivo bisogna introdurre i numeri l (secondario) 0, 1, 2,... n -1 quantici. ml (magnetico) -l... 0... +l Il quadrato della funzione d’onda è proporzionale alla probabilità di trovare l’elettrone in una determinata regione dello spazio 7  29/08/2016 H=E H=E energia orbitale e l (secondario) 0, 1, 2,... n - 1 n (principale) distanza e- / nucleo l (secondario) tipo di orbitale Se l = 0, l’orbitale è di tipo s, m assume 1 valore l Se l = 1, l’orbitale è di tipo p, m assume 3 valori ml (magnetico) orientazione di orbitale l Se l = 2, l’orbitale è di tipo d, m assume 5 valori l Se l = 3, l’orbitale è di tipo f, m assume 7 valori l Rappresentazione degli orbitali Se riportiamo 2 in funzione di r si ottiene la curva che rappresenta la distribuzione di probabilità per l’orbitale considerato. Un altro modo comodo di rappresentare la distribuzione elettronica in un orbitale è quello di immaginare l’elettrone come polverizzato in una n=1, l=0, ml=0 nuvola di carica. Si può immaginare di scattare Orbitale 1s milioni di fotografie dell’elettrone in movimento n=2, l=0, ml=0 e di averle sovrapposte in un’unica figura. Orbitale 2s … Orbitali atomici p n=2, l=1, Orbitali atomici d n=3, l=2, ml= -1, 0, +1 ml = -2, -1, 0, +1, +2 l =1 3 orbitali 2p l=2 3d dzx dyz dxy dx2-y2 dz2 8  29/08/2016 Orbitali f l=3 Spin elettronico e numero quantico di spin ml = -3,-2,-1,0,+1,+2,+3 l=3 4f Si può dimostrare sperimentalmente che l’elettrone è dotato di moto di spin attorno al proprio asse. Questo porta all’introduzione di un quarto numero quantico di spin, ms +1/2 e -1/2 ( e ) Principio di esclusione di Pauli (1925) La trattazione matematica dice che Gli elettroni aventi lo stesso spin En = -Z2E0/n2 tendono a respingersi quindi E dipende solo da n, questo è vero solo per l’atomo di idrogeno e per gli atomi In un orbitale atomico possono stare due soli elettroni a spin antiparallelo (ms = 1/2) idrogenoidi. Ovvero: due elettroni non possono essere Per gli altri atomi le energie dipendono descritti dalla stessa quaterna di numeri quantici anche da l (numero quantico secondario). Un elettrone è descritto univocamente da una La successione delle energie si ottiene sperimentalmente quaterna di numeri quantici Configurazioni elettroniche degli Livelli energetici negli atomi polielettronici atomi polielettronici Principio di aufbau: gli elettroni occupano gli orbitali a partire da quelli ad energia minore Regola di Hund: in presenza di orbitali degeneri (aventi uguale energia) gli elettroni si dispongono a spin parallelo occupando il maggior numero di orbitali Principio di Pauli: in un orbitale possono stare due elettroni a spin antiparallelo 9  29/08/2016 Atomi polielettronici. Configurazione elettronica Diagramma dei livelli energetici 1s 1s 2s 2p 2s 2p 3s 3p 3d 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f 5s 5p 5d 5f 6s 6p 6d 6s 6p 6d 7s 7p 7s 7p H 1s1 Configurazione elettronica Configurazione elettronica 1s 1s 2s 2p 2s 2p 3s 3p 3d 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f 5s 5p 5d 5f 6s 6p 6d 6s 6p 6d 7s 7p 7s 7p Li 1s22s1 He 1s2 Li [He]2s1 Configurazione elettronica Configurazione elettronica 1s 1s 2s 2p 2s 2p 3s 3p 3d 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f 5s 5p 5d 5f 6s 6p 6d 6s 6p 6d 7s 7p 7s 7p B 1s22s22p1 Be 1s22s2 Be [He] 2s2 B [He] 2s22p1 10  29/08/2016 Configurazione elettronica Configurazione elettronica 1s 1s 2s 2p 2s 2p 3s 3p 3d 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f 5s 5p 5d 5f 6s 6p 6d 6s 6p 6d 7s 7p Regola di Hund 7s 7p Regola di Hund C 1s22s22p2 N [He] 2s22p3 C [He] 2s22p2 Configurazione elettronica Configurazione elettronica 1s 1s 2s 2p 2s 2p 3s 3p 3d 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f 5s 5p 5d 5f 6s 6p 6d 6s 6p 6d 7s 7p 7s 7p O [He] 2s22p4 F [He] 2s22p5 Configurazione elettronica Configurazione elettronica 1s 1s 2s 2p 2s 2p 3s 3p 3d 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f 5s 5p 5d 5f 6s 6p 6d 6s 6p 6d 7s 7p 7s 7p Na Ne [He] 2s22p6 1s22s22p63s1 OTTETTO COMPLETO Na [Ne]3s1 11  29/08/2016 Configurazione elettronica Configurazione elettronica 1s 1s 2s 2p 2s 2p 3s 3p 3d 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f 5s 5p 5d 5f 6s 6p 6d 6s 6p 6d 7s 7p 7s 7p Mg [Ne]3s2 Al [Ne]3s23p1 Configurazione elettronica Configurazione elettronica 1s 1s 2s 2p 2s 2p 3s 3p 3d 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f 5s 5p 5d 5f 6s 6p 6d 6s 6p 6d 7s 7p 7s 7p Si [Ne]3s23p2 P [Ne]3s23p3 Configurazione elettronica Configurazione elettronica 1s 1s 2s 2p 2s 2p 3s 3p 3d 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f 5s 5p 5d 5f 6s 6p 6d 6s 6p 6d 7s 7p 7s 7p S [Ne]3s23p4 Cl [Ne]3s23p5 12  29/08/2016 Configurazione elettronica Configurazione elettronica 1s 1s 2s 2p 2s 2p 3s 3p 3d 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f 5s 5p 5d 5f 6s 6p 6d 6s 6p 6d 7s 7p 7s 7p Ar [Ne]3s23p6 K [Ar]4s1 Configurazione elettronica Configurazione elettronica 1s 1s 2s 2p 2s 2p 3s 3p 3d 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f 5s 5p 5d 5f 6s 6p 6d 6s 6p 6d 7s 7p 7s 7p Da qui (21Sc ) Ca [Ar]4s2 inizia il riempimento degli orbitali 3d: elementi di transizione Blocco d : Metalli di transizione s d p d1 d2 d3 s1d5 d5 d6 d7 d8 s1d10 d10 4s2 f 5s2 6s2 7s2 13  29/08/2016 Configurazione elettronica Configurazione elettronica 1s 1s 2s 2p 2s 2p 3s 3p 3d 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f 5s 5p 5d 5f 6s 6p 6d 6s 6p 6d 7s 7p 7s 7p CROMO CROMO Configurazione elettronica Configurazione elettronica 1s 1s 2s 2p 2s 2p 3s 3p 3d 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f 5s 5p 5d 5f 6s 6p 6d 6s 6p 6d 7s 7p 7s 7p RAME RAME 14