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Lezione 4Teoria atomica
Prof. Simona ConcilioProf. Simona Concilio
Università di SalernoUniversità di Salerno
Lezione 4
1. Teoria atomica
2. Esperimenti di Thompson e Millikan
3. Modello di Thompson, Rutheford
4. Effetto fotoelettrico
5. Quantizzazione dell’energia
6. Modello di Bohr
7. Il dualismo onda-particella.
8. Il principio di indeterminazione di Heisenberg.
9. Il modello quantomeccanico dell’atomo
La struttura dell’atomo
10-10 m
10-14 m
Proprietà delle tre particelle subatomiche fondamentali
Carica Massa
Nome (simbolo)
relativa assoluta(C)
relativa(uma)*
Assoluta(g)
Posizione nell’atomo
Protone (p+) 1+ + 1.602 x 10-19 1.00727 1.67262 x 10-24 nucleo
Neutrone (n0)
0 0 1.00866 1.67493 x 10-24 nucleo
Elettrone (e-) 1- -1.602 x 10-19 0.00054858 9.10939 x 10-28 all’esterno del nucleo
l’unità di massa atomica (simbolo: uma) è uguale a
1.660540 x 10-24 g.
Primi esperimenti - Thomson
Thomson (1898-1903) determino’ il rapporto carica/massa dell’elettrone studiando le scariche elettriche in tubi di vetro in cui era stato fatto un moderato vuoto.
Tubo catodico
Primi esperimenti - Millikan
Millikan (1909) ha determinato la carica di un elettrone e indirettamente la sua massa: 9.11*10-31Kg
Esperimento di Millikan
Primi esperimenti - Rutheford
Produzione di particelle alfa Esperimento di Rutheford
Modello di Rutheford
Rutheford (1911) realizzo’ un esperimento che spazzò via il modello atomico di Thomson. La maggior parte dello spazio di un atomo e’ vuoto!
Struttura dell’atomo – riassunto dei primi esperimenti
Millikan (1909) determinò la carica di un elettrone (1.602 • 10-19 C) e indirettamente la sua massa (9.11 • 10-31 Kg)
Thomson (1898-1903) determino’ il rapporto carica/massa dell’elettrone studiando le scariche elettriche in tubi di vetro in cui era stato fatto un moderato vuoto.
Rutheford (1911) realizzò un esperimento che spazzò via il modello atomico di Thomson. La maggior parte dello spazio di un atomo è vuoto!
Rutheford calcolò la carica nucleare con notevole accuratezza, ma non riuscì a spiegare tutta la massa dell’atomo.
Radiazione Elettromagnetica
La radiazione elettromagnetica è un campo elettrico oscillante con le caratteristiche di un’onda.
La lunghezza d’onda è la distanza tra due creste dell’onda.
La frequenza della radiazione è il numero di cicli dell’onda per secondo.
L’ampiezza A è l’altezza dell’onda.
Nel vuoto la radiazione elettromagnetica si propaga alla velocità della luce (c = 2.998 × 108 m/s), qualunque siano i suoi valori di lunghezza d’onda e frequenza .
× = c poiché m × 1/s = m/s
Perciò una radiazione con frequenza alta ha una lunghezza d’onda piccola e viceversa.
Onde elettromagnetiche
Lo spettro elettromagnetico
Raggi Raggi X
Luce ultravioletta
Luce visibile
Luce infrarossa
Microonde
Onde radio
Violetto
Blu
Verde
Giallo
Arancio
Rosso
La radiazione elettromagnetica ha un intervallo di lunghezze d’onda. L’intero intervallo viene definito come spettro elettromagnetico
Corte lunghezze d’onda e alte frequenze:
Elevate lunghezze d’onda e basse frequenze
Regioni dello spettro elettromagnetico
Spettri di righe atomici
Gli oggetti solidi emettono radiazioni elettromagnetiche in un intervallo di lunghezze d’onda, producendo uno spettro continuo di luce emessa.
Gli atomi in fase gassosa emettono radiazioni elettromagnetiche a solo poche specifiche lunghezze d’onda, producendo uno spettro di righe di luce emessa.
Ciascun elemento in fase gassosa emette luce a particolari lunghezze d’onda producendo uno spettro di linee caratteristico.
Spettro di assorbimento dell’idrogeno atomico
Primi esperimenti - Bohr
Spettro di assorbimento dell’idrogeno
Equazione di Planck
L’energia della luce è in piccoli pacchetti chiamati fotoni. L’equazione di Planck correla l’energia di un fotone alla frequenza della luce
Equanto = h × radiazione
h = costante di Planck = 6.626 10-34 J.sIn termini di lunghezza d’onda
Equanto = hc/ Perciò onde di maggiore lunghezza d’onda hanno maggiore energia.
Gli oggetti emettono continuamente radiazioni elettromagnetiche in un ampio intervallo di lunghezze d’onda
Il modello di Bohr per l’atomo di idrogeno
Il fatto che gli atomi emettono luce solo di definite lunghezze d’onda implica che:
• L’atomo ha soltanto certi livelli energetici permessi, chiamati stati stazionari. L’energia è quantizzata.
• L’atomo non irraggia energia mentre è in uno dei suoi stati stazionari.
• L’atomo compie una transizione da uno stato stazionario ad un altro (l’elettrone si trasferisce in un’altra orbita) soltanto assorbendo o emettendo un fotone la cui energia uguale alla differenza di energia tra i due stati.
• Quando l’elettrone dell’atomo cambia livello energetico (da niniziale a nfinale), l’energia della luce assorbita o emessa è data da:
Efotone = Rhc1
n2finale
1
n2iniziale
-1 = R
1
n2fin
1
n2iniz
- R =1.0974 . 107 m-1
La lunghezza d’onda della radiazione assorbita o emessa
Il modello di Bohr. Riepilogo
L’energia dell’atomo è quantizzata, perché il moto dell’elettrone è limitato ad orbite fisse.L’elettrone può trasferirsi da un’orbita all’altra solo se l’atomo assume o emette un fotone la cui energia è uguale alla differenza di energia tra i due livelli energetici (orbite).Si generano spettri di righe perché queste variazioni di energia corrispondono a fotoni di specifiche lunghezze d’onda.
Il modello di Bohr è essenzialmente un modello a un solo elettrone.
Emissione-assorbimento
Elemento Colore fiammaLunghezza d’onda in
nm
Spettro di assorbimento dell’idrogeno
litio rosso 671 (rosso); 610 (arancio)
sodio giallo 590 (giallo), 589 (giallo)
potassio Rosso-violetto770 (rosso), 766 (rosso); 405 (violetto), 404 (violetto)
cesio Blue-violetto 459 (blue), 455 (blue)
Dualismo onda-particella: equazione di de Broglie
Combinando le due relazioni seguenti
E = m c2 E = h = h c / de Broglie dedusse l’equazione:
Poiché la lunghezza d’onda è inversamente proporzionale alla massa, i corpi di massa elevata hanno lunghezze d’onda più piccole del corpo stesso.
=hmv
lunghezza d'onda
massavelocità
costante di Planck
Proprietà ondulatorie dell’elettrone
Il comportamento degli elettroni negli atomi polielettronici è in accordo con il principio che l’elettrone abbia sia proprietà corpuscolari che ondulatorie.
L’equazione d’onda di ogni particella in movimento è data dall’equazione di deBroglie
La lunghezza d’onda di oggetti macroscopici, osservabili, è troppo piccola per essere misurata.
La lunghezza d’onda dell’elettrone è simile al diametro dell’atomo.
=hmv
lunghezza d'onda
massavelocità
costante di Planck
Principio di indeterminazione di Heisemberg
Non è possibile conoscere simultaneamente la posizione e l’energia dell’elettrone.L’incertezza nella posizione dell’elettrone è data da:
La costante di Planck è molto piccola percio’ l’incertezza nella posizione è molto grande.Perciò l’elettrone non si muove in un’orbita ad una distanza fissa dal nucleo.
x . mv > h/4
costante di Planck
Incertezza nel momentodell'elettrone
Incertezza nella posizione dell'elettrone
La quantizzazione dell’energia non è più un postulato ma una conseguenza della natura ondulatoria dell’elettrone
L’equazione di Schrödinger e la funzione d’onda
L’equazione di Schrödinger è il modello matematico degli elettroni di un’onda tridimensionale. Le soluzioni dell’equazione di Schrödinger sono una serie di relazioni matematiche conosciute come funzioni d’onda () che descrivono il comportamento di un elettrone in un atomo di H.
L’energia dell’elettrone è data da En = -Rhc/n2.
n è un numero positivo intero associato con .
2 descrive la probabilità di trovare l’elettrone in una posizione intorno al nucleo.
Un orbitale è la regione dove è massima la probabilità di trovare l’elettrone (compresa tra il 90 e il 95%).
L’equazione di Schrödinger e la funzione d’onda
L’equazione di Schrödinger è il modello matematico degli elettroni di un’onda tridimensionale.
In forma semplificata l’equazione di Schrödinger si scrive:
H = E in cui:
E = energia dell’atomo.
= funzione d’onda, descrizione matematica del moto della materia-onda associata all’elettrone in termini di tempo e di posizione.
H = operatore hamiltoniano, un insieme di operazioni matematiche che, effettuate su una funzione , dà uno stato energetico permesso.
Lezione 5Orbitali atomici
Prof. Simona ConcilioProf. Simona Concilio
Università di SalernoUniversità di Salerno
Lezione 5
1. Atomi polielettronici
2. Orbitali atomici
3. Carica nucleare efficace
4. Aufbau – Principi di Pauli e Hund
L’equazione di Schrödinger e la funzione d’onda
L’equazione di Schrödinger è il modello matematico degli elettroni di un’onda tridimensionale.
In forma semplificata l’equazione di Schrödinger si scrive:
H = E in cui:
E = energia dell’atomo.
= funzione d’onda, descrizione matematica del moto della materia-onda associata all’elettrone in termini di tempo e di posizione.
H = operatore hamiltoniano, un insieme di operazioni matematiche che, effettuate su una funzione , dà uno stato energetico permesso.
L’equazione di Schrödinger e la funzione d’onda
Le soluzioni dell’equazione di Schrödinger sono una serie di relazioni matematiche conosciute come funzioni d’onda () che descrivono il comportamento di un elettrone in un atomo di H.
L’energia dell’elettrone è data da En = -Rhc/n2.
n è un numero positivo intero associato con .
2 descrive la probabilità di trovare l’elettrone in una posizione intorno al nucleo.
Un orbitale è la regione dove è massima la probabilità di trovare l’elettrone (compresa tra il 90 e il 95%).
Diagramma della densità elettronica
Per un dato livello energetico, la probabilità di trovare l’elettrone entro un certo volume di spazio si può rappresentare mediante i diagrammi della densità elettronica.
La densità elettronica diminuisce all’aumentare della distanza dal nucleo lungo una semiretta r uscente dal nucleo.
Fu
nzi
on
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’on
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Numeri quantici
Numeri quantici
Ci sono alcune soluzioni valide per l’equazione di Schrödinger e molte funzioni d’onda, ciascuna delle quali descrive un differente orbitale. Un orbitale atomico è specificato da tre numeri quantici.
nn numero quantico principale• Valori consentiti: interi positivi 1, 2, 3, 4, …, • n è in relazione con il livello energetico dell’orbitale
ℓℓ numero quantico momento angolare• Valori consentiti: interi positivi da 0 fino ad n-1• ℓ è anche designato da una lettera (0 = s, 1 = p, 2 = d, 3 = f) ed è in relazione con la forma dell’orbitale• n limita ℓ e il numero di valori possibili di ℓ è uguale ad n
mm numero quantico magnetico• Valori consentiti: interi da –ℓ a + ℓ incluso lo 0 (0, ±1, ±2, …, ± ℓ)• m è in relazione con l’orientamento dell’orbitale nello spazio
Osservazione dell’effetto dello spin dell’elettrone
Un campo magnetico non uniforme, generato da magneti con espansioni di differenti forme, separa in due parti un fascio di atomi di idrogeno.
La separazione (splitting) del fascio è dovuta ai due possibili orientamenti dello spin dell'elettrone in ciascun atomo.
Numeri quantici e orbitali
Il numero totale di orbitali per un dato valore di n è n2.Gli stati energetici e gli orbitali dell’atomo sono descritti con termini specifici e sono associati ad uno o più numeri quantici:
Livello. È dato dal valore di n. Minore è n, più basso è il livello energetico e maggiore è la probabilità che l’elettrone sia vicino al nucleo.
Sottolivello. I livelli dell’atomo contengono sottolivelli (o sottogusci) che designano la forma dell’orbitale. Ciascun sottolivello è indicato con una lettera (s, p, d, f)
Orbitale. Ciascuna combinazione permessa di n, ℓ e m specifica uno degli orbitali dell’atomo. Perciò, i tre numeri quantici che descrivono un orbitale ne esprimono la dimensione (l’energia), la forma e l’orientamento spaziale.
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guscioelettronico sottoguscio
orbitaleindividuale
Numeri quantici ed orbitali
n = 1 ℓ = 0 m = 0 1 orbitale 1s
n = 2 ℓ = 0 m = 0 1 orbitale 2s ℓ = 1 m = 0,±1 3 orbitali 2p
n = 3 ℓ = 0 m = 0 1 orbitale 3s ℓ = 1 m = 0,±1 3 orbitali 3p ℓ = 2 m = 0,±1,±2 5 orbitali 3d
n = 4 ℓ = 0 m = 0 1 orbitale 4s ℓ = 1 m = 0,±1 3 orbitali 4p ℓ = 2 m = 0,±1,±2 5 orbitali 4d ℓ = 3 m = 0,±1,±2,±3 7 orbitali 4f
Schema degli orbitali atomici
Livelli energetici degli orbitali atomici dell’idrogeno
Forme degli orbitali atomici
La probabilità di trovare l’elettrone in punti differenti intorno al nucleo definisce la distribuzione di densità elettronica. Questo definisce la forma degli orbitali.
Gli orbitali possono possedere più di un lobo e le loro dimensioni crescono al crescere di n.
Un nodo è la regione dove è 0 (zero) la probabilità di trovare l’elettrone.
L’energia degli orbitali cresce al crescere di n.
Rappresentazioni orbitaliche: 1s
Rappresentazioni orbitaliche: 2s
Rappresentazioni orbitaliche: 3s
Rappresentazioni orbitaliche: 2p
Un elettrone occupa in uguale misura entrambe le regioni di un orbitale 2p e trascorre il 90% del suo tempo in questo volume.
Sul piano nodale, che passa per il nucleo, la probabilità di trovare l’elettrone è nulla
Orbitali s e p
Orbitali d
Rappresentazioni orbitaliche: 4f
L’orbitale 4fxyz ha otto lobi e tre piani nodali.
Anche gli altri sei orbitali 4f hanno superfici di contorno multilobate.
Superfici a 2 costante e loro e sezioni
Atomi polielettronici
Livelli energetici negli atomi polielettronici
Livelli energetici negli atomi polielettronici
Carica nucleare efficace
Effetto della carica nucleare e di un elettrone addizionale nello stesso orbitale
L’aumento della carica nucleare fa diminuire l’energia dell’orbitale.
Ciascuno dei due elettroni scherma parzialmente l’altro nei confronti della carica nucleare completa e aumenta l’energia dell’orbitale.
Effetto di altri elettroni negli orbitali interni
Gli elettroni interni schermano molto efficacemente gli elettroni esterni e aumentano notevolmente l’energia dell’orbitale.
Effetto della forma dell’orbitale
l'energia dell’orbitale 2s è più bassa di quella del 2p
un elettrone 2s trascorre la maggior parte del suo tempo più lontano dal nucleo rispetto a un elettrone 2p, ma penetra in prossimità del nucleo.
Regola dell’ AUFBAUGli orbitali si riempiono in ordine di energia crescente
Lezione 6Configurazioni elettroniche
Prof. Simona ConcilioProf. Simona Concilio
Università di SalernoUniversità di Salerno
Lezione 6
Configurazioni elettroniche
AUFBAU
Simboli di Lewis
Introduzione al legame chimico
Numeri quantici
Regola dell’ AUFBAUGli orbitali si riempiono in ordine di energia crescente
Principio di Pauli
In un atomo non possono esistere due o più elettroni con i quattro numeri quantici uguali
Su uno stesso orbitale (stessi n, l e m) potranno trovarsi al massimo due elettroni,
con spin antiparalleli
Regola di HUNDConfigurazioni elettroniche degli elementi
Configurazioni elettroniche degli atomi1° periodo
2° periodo
3° periodo
Livelli energetici negli atomi polielettronici
Configurazioni elettroniche di atomi appartenenti allo stesso gruppo
Relazione tra riempimento degli orbitali e tavola periodica
Gruppo e periodo di appartenenza di un atomo
Periodo = corrisponde al più alto livello energetico raggiunto dalla configurazione elettronica, quindi al valore numero quantico principale dell’ultimo orbitale occupato da elettroni.
Gruppo = corrisponde alla somma degli elettroni di valenza, cioè quelli che riempiono il sottoguscio più esterno.
Valenza = corrisponde al numero di elettroni spaiati presenti su un atomo
Esempi:Periodo 2
Gruppo 4
Forme degli orbitali e Proprietà Chimiche
Il legame tra ciascuna coppia di atomi è il risultato della sovrapposizione di orbitali.
Solo gli elettroni negli orbitali esterni sono coinvolti nel legame.
La maggior parte degli orbitali nella molecola è molto simile agli orbitali degli atomi.
La forma e l’orientazione dei vari orbitali su una molecola determina il tipo di reazione che una molecola può subire.
Quando gli atomi si combinano per formare molecole:
SIMBOLI DI LEWIS
Essi sono espressi dal simbolo dell’elemento considerato, con intorno tanti puntini quanti sono gli elettroni di valenza dell’atomo e l’indicazione della carica ionica se diversa da zero.
Caso particolare: espansione di valenza
Simboli di Lewis
Il simbolo dell’elemento rappresenta il nucleo e gli elettroni interni, i puntini attorno a esso gli elettroni di valenza, appaiati o spaiati.
Il numero di puntini spaiati indica il numero di elettroni ceduti da un atomo metallico, il numero di elettroni acquistati da un atomo non metallico, o il numero di legami covalenti formati di solito da un atomo non metallico.
Teoria di Lewis
Lewis propose la teoria dell'ottetto, per la quale la struttura elettronica di una molecola deve essere tale che ogni atomo sia circondato da un ottetto di elettroni.
Così ogni atomo assume la configurazione del gas nobile che lo segue. In effetti questa regola non è vera in assoluto, anche se è stata molto utile per comprendere alcune formule elettroniche altrimenti di difficile descrizione, come per esempio quella del monossido di carbonio.
In effetti, quando entrano in gioco elementi del 3° periodo, la regola può non essere valida, come succede, per esempio per PF5, ClF3, SF6,...
Ioni degli elementi dei gruppi principali e configurazioni elettroniche dei gas nobili
La maggior parte degli elementi che formano ioni monoatomici isoelettronici con un gas nobile sono localizzati nei quattro gruppi che fiancheggiano il Gruppo 8A(18), due per parte.
CLASSIFICAZIONE DEI LEGAMI CHIMICI
LEGAME IONICO
LEGAME COVALENTE
LEGAME METALLICO
LEGAMI DEBOLI:
LEGAME DI IDROGENO E
INTERAZIONI DI
VAN DER WAALS
Lezione 7:Il legame chimico
Prof. Simona ConcilioProf. Simona Concilio
Università di SalernoUniversità di Salerno
Lezione 7
1. Teoria di Lewis – regola dell’ottetto
2. Teoria VSEPR
3. Il legame chimico
4. Legame covalente1. Valence Bond
2. Orbitali molecolari
5. Legami e 6. Legami multipli
Premessa al legame chimico
La tendenza di due o più atomi a legarsi spontaneamente fra loro formando legami chimici è un aspetto della tendenza di ogni sistema a diminuire il proprio contenuto di energia.
Se due atomi A e B reagiscono fra loro spontanea,ente la reazione è: A + B AB + energia
Il legame può essere ELETTROSTATICO, ATOMICO (intramolecolare o intermolecolare) o METALLICO.
I tre modelli del legame chimicoElettrostatico Atomico Metallico
Il legame chimico atomico
Teoria di Lewis
Lewis propose la teoria dell'ottetto, per la quale la struttura elettronica di una molecola deve essere tale che ogni atomo sia circondato da un ottetto di elettroni.
Così ogni atomo assume la configurazione (s2p6) del gas nobile che lo segue. In effetti questa regola non è vera in assoluto, anche se è stata molto utile per comprendere alcune formule elettroniche altrimenti di difficile descrizione.
In effetti, quando entrano in gioco elementi del 3° periodo, la regola può non essere valida, come succede, per esempio per PF5, ClF3, SF6,...
Espansione di valenza
C: 1s22s22p2 bivalente C tetravalente
Forme molecolari - Teoria VSEPR Teoria della repulsione dei doppietti elettronici di valenza
Teoria VSEPR(Valence Shell Electron Pair Repusion)
Ciascun gruppo di elettroni di valenza attorno a un atomo centrale è situato il più lontano possibile dagli altri per minimizzare le repulsioni.
Forme molecolari - Lineare
Forme molecolari – Planare Trigonale
Forme molecolari - Tetraedrica
Forme molecolari – Bipiramidale Trigonale
Forme molecolari - Ottaedrica
