Quarta unità didattica

Disposizione degli elettroni nell’atomo

Modello atomico di Bohr 1913

L' atomo di Borh consiste in un nucleo di carica positiva al quale ruotano intorno gli elettroni di carica negativa che percorrono orbite stazionarie.

- Le orbite scoperte da B. sono fisse ma non equidistanti , ci sono infiniti livelli possibili.

-Bohr. afferma inoltre due postulati (affermazione che non può essere dimostrata) :

1) allo STATO STAZIONARIO gli elettroni ruotano su orbite circolari definite e fisse senza mai assorbire ne cedere energia.

2) allo STATO ECCITATO assorbendo energia dall' esterno gli elettroni possono spostarsi dall'orbita stazionaria ad un'altra(stato eccitato) dove vi rimangono per 10-9 secondi per poi ritornare allo stato iniziale(orbita stazionaria).

gli elettroni ruotano intorno al nucleo

descrivendo orbite non più tutte

uguali (come modello Rutherford) ma

a distanze ben precise dal nucleo

Modello atomico di Bohr (approfondimenti)

In seguito a cio' si dice che l'Energia nell'

atomo e' quantizzata , cioe' la quantita' di E che assorbe un elettrone nel passaggio da un orbita ' all'altra e' definita.

- Spontaneamente l'elettrone tendera' a tornare all' orbita stazionaria cedendo la stessa quantita' di E assorbita prima.

- Bohr. afferma che gli elettroni possono percorrere gli spazi in base all' energia posseduta

- LIVELLI ENERGETICI : sono gli spazi che percorrono gli elettroni intorno al nucleo con valore costante di energia

- Spontaneamente l'elettrone perde energia sotto forma di onde elettromagnetiche per far tornare stabile l' atomo

GLI ELETTRONI POSSONO STARE SOLO IN DETERMINATI SPAZI(livelli energetici)

Condizione quantica degli atomi secondo Bohr

Queso modello è valido per l’Idrogeno e per gli atomi con un solo elettrone come He+, Li++ ecc…

Idrogeno: livelli e spettri di emissione

Modello atomico di Sommerfeld ( fisico tedesco 1865-1951)

• Simile a quello di Borh, a differenza che gli elettroni percorrono orbite non solo circolari ma anche ellittiche e con differenti orientamenti.

approfondimenti

• De Broglie (fisico francese) affermò che l’elettrone avesse una duplice natura: corpuscolare e ondulatoria (come la luce), quindi con una lunghezza d’onda e che il numero di onde percorse possibili è pari.

• Heisenberg (fisico tedesco), osservò che nel mondo microscopico, il moto di un corpo viene descritto con una certa imprecisione dovuta alla perturbazione del sistema

Energia di ionizzazione

• È l’energia necessaria ad allontanare un elettrone dall’atomo

• L’atomo privato di uno o più elettroni assume carica positiva: catione

• Nel S.I., l’energia di ionizzazione si misura Kj/mol. Rappresenta l’energia da fornire a 6,022 x 1023 atomi di un elemento per stappare da ciascuno di essi un elettrone

L’energia necessaria a strappare l’elettrone più esterno viene chiamata energia di 1à ionizzazione. Per strappare gli elettroni via via più vicini al nucleo (sottoposti a maggiore attrazione) serve maggiore energia e viene chiamata di 2à, 3à, 4à ecc… ionizzazione fino al più interno elettrone.

Il sodio ha n° atomico 11, quindi undici energie di ionizzazioni diverse

Livelli e sottolivelli

• Non tutti gli elettroni dello stesso livello hanno uguale energia, almeno da quanto risultava dagli spettri di emissione .

• Pertanto ogni livello, ad eccezione del primo è suddiviso in più sottolivelli

1s 1°

2s, 2p 2°

3s, 3p, 3d 3°

4s, 4p, 4d, 4f 4°

Sottolivello Livello

14 f

10 d

6 p

2 s

N°elettroni max Sottolivello

Modello atomico a orbitale • Con Borh gli elettroni ruotavano

all’interno di orbite circolari e per l’atomo di Idrogeno ne aveva calcolato il raggio.

• Nel 1926, Heisenberg (fisico tedesco) affermava che è impossibile conoscere con la stessa precisione sia la posizione che la velocità di un elettrone( principio di indeterminazione) cioè parla di probabilità di trovare l’elettrone

• Nello stesso anno un fisico austriaco Erwin Schrödinger descrisse il moto degli elettroni, sostenendo che gli elettroni non ruotano attorno a orbite ma si trovano localizzati dentro orbitali

• Per orbitale si intende uno spazio attorno al nucleo dove c’è un alta probabilità(90-99%) di trovare un elettrone con energia definita

Orbitali atomici

intorno al nucleo vi è una maggiore probabilità di trovare l’elettrone

Tipi di orbitali

• Esistono orbitali di tipo s, p, d, f

orbitali s (un

solo lobo) orbitali p(bilobati)

orbitali d(quattro lobi)

Gli orbitali di tipo f sono molto complessi da rappresentare(sono a otto lobi)

Numeri quantici

• Servono per descrivere gli elettroni 1. Numero quantico principale (n) : indica il livello di

energia dell’elettrone (livello energetico), n= da 1fino ∞. Quando l’atomo non è eccitato, il massimo valore è 7. Il numero totale di orbitali presenti nel livello è uguale a n2

2. Numero quantico secondario(l): indica la forma o il tipo dell’orbitale(s,p,d,f). l= 0,1,2,3 … fino a n-1. Il gruppo di orbitali con stesso valore di l, viene chiamato sottolivello

f d p s orbitale

3 2 1 0 valore l

Numeri quantici

3. Numero quantico magnetico (m) : indica l’orientamento e il numero degli orbitali. Può assumere tutti i valori interi tra -1 e +1, compreso lo zero. m = da +l a –l. m=n2

+3 +2 +1 0 -1 -2 -3 l=3

+2 +1 0 -1 -2 l=2

+1 0 -1 l=1

0 l=0

Valori di m l

4. Numero quantico di spin (ms) : indica la rotazione dell’elettrone attorno al proprio asse . Può assumere valori +1/2 (rotazione in senso orario) o -1/2 (rotazione in senso antiorario)

Per capire la figura a fianco: ruotare di 90° la freccia azzurra di rotazione verso l’alto, come se fosse posizionata in una parete verticale(come un orologio appeso )

Configurazione elettronica Indica la disposizione degli elettroni

nei suoi orbitali Il riempimento avviene seguendo

alcune regole: 1. Principio dell’aufbau (in tedesco

significa costruzione): gli orbitali si riempiono seguendo lo schema della diagonale, cioè dagli orbitali meno energetici a quelli più energetici

2. Principio di esclusione di Pauli: in ogni orbitale possono stare solo due elettroni e con spin opposti

3. Regola di Hund o della massima molteplicità: gli elettroni se hanno a disposizione orbitali con stessa energia(degeneri) tendono ad occupare il numero maggiore di essi dove si dispongono con spin paralleli

schema della diagonale

Configurazione azoto

Configurazione ossigeno

Configurazione elettronica

Configurazione elettronica esempi

3d

prima di 4s

s2p6

Tutti gli esempi

Configurazione elettronica (alcune eccezioni)

• Gli atomi che dovrebbero avere configurazione esterna in s2d4 (elementi quali Cr, Mo, W) in realtà hanno s1d5, in quanto un elettrone da s salta in d(la forma semipiena dell’orbitale d risulta essere stabile e quindi a minor energia)

• Allo stesso modo, gli atomi che dovrebbero avere configurazione esterna in s2d9(elementi quali Cu, Ag, Au) in realtà hanno s1d10 con lo stesso meccanismo detto sopra(la forma piena dell’orbitale d risulta molto stabile

Fine della quarta unità

grazie per l’attenzione