L’atomo di BohrL’atomo di Bohr

Per spiegare il mistero delle righe spettrali,

Bohr propose un

Modello Atomico dell’Atomo di Idrogeno

(1913)

L’atomo di Bohr

1. L’elettrone può ruotare attorno al

nucleo solo su determinate orbite

circolari dette orbite stazionarie

2. Se l’elettrone rimane su un’orbita

stazionaria l’atomo non emette

energia

3. All’elettrone sono permesse solo un

limitato numero di orbite, che

posseggono determinate energie. Si

dice cioè che le orbite sono

quantizzate

L’atomo di idrogeno presenta un solo elettrone

L’atomo di Bohr4. Per saltare da un orbita a un’altra di livello energetico superiore,

l’elettrone deve assorbire energia.

Tale energia può essere fornita per mezzo del calore o di una

scarica elettrica

L'atomo è nello stato di energia

più basso

Stato Fondamentale

L'atomo assorbe energia dal fotone

passa nello Stato Eccitato

E1

E2

E1

L’atomo di Bohr

6. Quando l’elettrone cade su un livello di energia inferiore, l’atomo

emette una luce caratteristica;

La luce emessa compare come riga colorata nello spettro a righe

L'atomo è nello stato di energia

più basso

Stato Fondamentale

L'atomo assorbe energia dal fotone

passa nello Stato Eccitato

Questo stato ha un eccesso di energia

L'atomo deve perderla e ritornare di nuovo allo Stato Fondamentale

L'atomo emette un fotone

ritorna allo Stato Iniziale!!

E1

E2 E2

E1 E1 E1

5. L’Atomo non gradisce un eccesso di energia e tende a perderla per ritornare allo Stato fondamentale

L’atomo di Bohr

6. L’energia della luce assorbita o emessa è uguale alla differenza

fra le energie delle due orbite

E1

E2 E2

E1 E1 E1

E = E2 – E1

Per l’assorbimentoE = E1 – E2

Per l’emissione

L’atomo di Bohr

� Ogni orbita appartiene a un livello

di energia, denominato anche

guscio o strato.

� I livelli di energia delle orbite

dipendono dal numero n chiamato

numero quantico principale.

� n può assumere solo valori interi

positivi:

n=1,2,3….

+

n=2n=2

n=1n=1

n=3n=3

n=4n=4

� Il livello di energia più basso è

quello con n=1.

Tale livello viene chiamato Stato

Fondamentale e ha un’energia

pari a E1

� I livelli di energia superiore E2 E3E4….. sono chiamati Stati

Eccitati poiché l’elettrone li

raggiunge soltanto se possiede

una sufficiente quantità di

energia

E2E2

E1E1

E3E3

E4E4

n=5n=5 E5E5

L’atomo di Bohr

� l’elettrone dell’atomo, eccitato

alla fiamma o in altro modo,

salta su livelli di energia più

elevati assumendo valori

energetici diversi

+

Interpretazione

dello

Spettro A Righe

n=2n=2

n=1n=1

n=3n=3

n=4n=4

E2E2

E1E1

E3E3

E4E4

n=5n=5 E5E5

L’atomo di Bohr

+

n=2

n=1

n=3

n=4

n=5

Interpretazione

dello

Spettro A Righe

� L’elettrone dell’atomo eccitato, attratto dal nucleo ritorna nello stato fondamentale direttamente emettendo un fotone avente energia pari a: ∆E = E5 – E1 = hν

� O scendendo gradino per gradino

cioè passando per i livelli inferiori

di energia

L’atomo di Bohr

+

n=2

n=1

n=3

n=4

n=5

n=2

n=3

n=4

n=5

Interpretazione dello

Spettro A Righe

Serie di Balmer

n=6

n=6Nello spettro si osservano tante righe quanti sono i salti dagli stati eccitati allo stato

fondamentale

n=2

n=6

Il modello di Bohr si poteva

applicare solo

all’atomo di idrogeno

Non riusciva a spiegare lo spettro

degli altri elementi

Modello atomico a stratiIl modello atomico a strati spiega la natura degli

spettri atomici di tutti gli elementi

Gli elettroni negli atomi sono legati al nucleo

dall’attrazione elettrostatica che si instaura tra

le cariche positive ( i protoni nel nucleo) e le

cariche negative (gli elettroni che si muovono

nel nucleo)

Come sono sistemati gli elettroni che ruotano attorno al nucleo?

� Gli elettroni sono sistemati in

livelli di energia crescenti

� Tali livelli di energia sono

denominati anche strati o

gusci elettronici dell’atomo

� I livelli di energia sono

numerati dal più basso al più

alton=1

n=2

n=3

n=4

n=5n=6n=7

Questi sette principali livelli di energia sono in grado di descrivere la struttura elettronica di tutti gli elementi della tavola periodica

Ciascun livello di energia è suddiviso in uno o più sottolivelli

Tali lettere furono inventate dagli spettroscopisti per descrivere la

serie di righe dei metalli alcalini

s (Sharp) = riga netta

p (Principal) = principale

d (Diffuse) = diffusa

f (Fundamental) = fondamentale

La teoria prevede sottolivelli g,h,i,l,m ma per scrivere le strutture

elettroniche di tutti gli elementi della tavola periodica sono

sufficienti i primi 4 sottolivelli

s p d f

I sottolivelli di un livello energetico hanno valori di energia crescenti secondo l’ordine: s<p<d<f

n=1

n=2

n=3

n=4

1s

2s

3s

4s

2p

3p3d

4p4d4f

Ciascun livello di energia è suddiviso in uno o più sottolivelli

n=1 ���� 1 sottolivello

n=2 ���� 2 sottolivelli

n=3 ���� 3 sottolivelli

n=4 ���� 4 sottolivelli

l = 0

nessun piano nodale

l = 1

un piano nodale

Orbitali f

Appaiono col numero quantico n = 4

e corrispondono a

l = 3

ml = 0, ±±±±1, ±±±±2, ±±±± 3

n=1

n=2

n=3

n=4

1s

2s

3s

4s

2p

3p3d

4p4d4f

Quanti elettroni può contenere un livello principale di energia n?

Può essere ricavato dalla

seguente relazione:

no max di elettroni =2 x n2

n=1 ⇒ 2 elettroni

n=2 ⇒ 8 elettroni

n=3 ⇒ 18 elettroni

n=4 ⇒ 32 elettroni

Distribuiti nei sottolivelli

s = 2 elettroni

p = 6 elettroni

d = 10 elettroni

f = 14 elettroni

Configurazione elettronica

� La rappresentazione completa dei sottolivelli occupati da tutti gli elettroni in un atomo oppure in uno ione

Per rappresentare il numero di elettroni che occupa un determinato sottolivello si usano gli esponenti: 4s2

livello

Numero massimo di elettroni

sottolivello

Ogni atomo, nel suo stato fondamentale, avrà gli elettroni sui livelli a più bassa energia possibile,

cioè più vicini al nucleo

Configurazione elettronica

Per scrivere la disposizione degli elettroni di un atomo o di uno ione si applica la seguente regola:

Configurazione elettronica

n=1

n=2

n=3

1s

2s

3s

2p

Gli elettroni iniziano a disporsi, uno alla volta sul sottolivello a più bassa energia fino al

numero massimo consentito

1s2 2s2 2p6 3s1

Configurazione elettronica dei primi

18 elementi

Il numero di elettroni

in un atomo neutro è uguale

al numero atomico (Z) dell'elemento

1s2 2s2 2p6 3s2 3p2Si14

1s2 2s2 2p6 3s2 3p1Al13

1s2 2s2 2p6 3s2Mg12

1s2 2s2 2p6 3s1Na11

1s2 2s1Li3

1s2He2

1s1H1

1s2 2s2 2p1B5

1s2 2s2Be4

1s2 2s2 2p3N7

1s2 2s2 2p2C6

1s2 2s2 2p5F9

1s2 2s2 2p4O8

1s2 2s2 2p6 3s2 3p3P15

1s2 2s2 2p6 Ne10

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6Ar18

1s2 2s2 2p6 3s2 3p5Cl17

1s2 2s2 2p6 3s2 3p4S16

Configirazione elettronicaatomoZ

La somma degli esponenti

corrisponde al numero di elettroni

posseduto da ciascun atomo

neutro nello stato fondamentale

����

è uguale

al numero atomico dell’elemento

Configurazione elettronica: anomalia

n=1

n=2

n=3

n=4

1s

2s

3s

4s

2p

3p

3d

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d1

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1

Perchéquesta

anomalia?

Palazzina A è stata costruita in basso

Quota 3

Palazzina B è stata costruita più in alto

Quota 4

Il piano terra (4s)si trova più in

basso rispetto al terzo piano (3d)

Supponiamo di avere due palazzine, costruite lungo il fianco della montagna

Regola della diagonale

Schema

che ci consente di

stabilire l’ordine

di riempimento

per tutti gli elementi del

sistema periodico

1s1s

2s2s

3s3s

4s4s

5s5s

6s6s

7s7s

2p2p

3p3p

4p4p

5p5p

6p6p

3d3d

4d4d

5d5d

6d6d

4f4f

5f5f

7p7p

1s → 2s → 2p → 3s → 3p →4s → 3d → 4p → 5s → 4d →5p → 6s → 4f → 5d → 6p →7s → 5f → 6d → 7p

Configurazione Elettronica Configurazione Elettronica EsternaEsterna

Strato di valenzaStrato di valenza

Lo strato piLo strato piùù esterno di un esterno di un

atomo viene chiamato atomo viene chiamato

strato di valenza:strato di valenza:

Gli elettroni contenuti nello Gli elettroni contenuti nello

strato di valenza sono detti strato di valenza sono detti

Elettroni di valenzaElettroni di valenza2e- 1o

strato

2e- 2o

strato

6e-

3o

strato2e-

6e-

1s

2s

2p

3s

3p

nucleo