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Equazione di Schrödinger Ĥ  Incognite sono sia E che  (funzione d’onda). Il risultato sono infinite  a ciascuna delle quali è associato un valore.

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2 Equazione di Schrödinger Ĥ  Incognite sono sia E che  (funzione d’onda). Il risultato sono infinite  a ciascuna delle quali è associato un valore di energia E. Può essere risolta esattamente per l’atomo di idrogeno e in modo approssimato per gli atomi polielettronici.

3 I valori possibili di energia nell’atomo di idrogeno E = -K/n 2 k è una costante K= hcR H ( R H, costante di Rydberg = x 10 7 m -1 ) Il valore minimo di energia corrisponde a n=1 n è detto numero quantico principale

4 La quantizzazione dell’energia A livello atomico l’energia varia in modo discontinuo L’energia è quantizzata

5 Porzione dello spettro di emissione dell'idrogeno atomico.

6 Diagramma in scala di energia dei livelli elettronici nell'atomo di idrogeno. Le frecce indicano alcune transizioni possibili.  E = E(2) –E(1) = h

7 Il principio di indeterminazione Heisenberg Limite invalicabile alla conoscenza contemporanea della quantità di moto (p=mv) e della posizione di un oggetto h è la costante di Planck pari a circa 6,63x Js

8 Il principio di indeterminazione Heisenberg Nella realtà del mondo atomico e subatomico in cui si opera nelle dimensioni dell'ordine di grandezza di m si deduce facilmente che quando si tratta di questioni atomiche risulta completamente indeterminata la posizione o la velocità delle particelle oggetto di misurazione poiché l'ordine di grandezza dell'indeterminazione è a livello di dimensioni atomiche, per cui non può essere facilmente trascurata. Infatti se ipotizziamo di avere un elettrone di massa pari a m = 9,1· Kg con una velocità v ~ m/s (= m/s), con un'indeterminazione ipotetica del 10% della velocità, per cui abbiamo v = 0, m/s. Rispetto a x otteniamo: Planck, si ottiene la formula definitiva del principio di indeterminazione che è la seguente: Nella realtà del mondo atomico e subatomico cui si opera nelle dimensioni dell'ordine di grandezza di m. Ipotizziamo di avere un elettrone di massa pari a m = 9,1· kg, con una velocità v ~ m/s (= m/s), con un'indeterminazione ipotetica del 10% della velocità, per cui abbiamo  v = 0, m/s. Rispetto a x otteniamo: L'indeterminazione rispetto alla posizione è dell'ordine di grandezza delle dimensioni atomiche, per cui è letteralmente impossibile stabilire con precisione la posizione dell'elettrone all'interno dell'atomo

9 Principio di indeterminazione di Heisenberg Fenomeni macroscopici: Nessuna conseguenza pratica Dimensioni atomiche: Non è possibile definire la traiettoria di un elettrone intorno al nucleo Si può parlare della posizione dell’elettrone solo in termini probabilistici: si troverà in una regione dello spazio con una certa probabilità anche in funzione della propria energia (probabilità =  2 d  )

10 Coordinate sferiche polari: un punto P nello spazio è individuato dalla terna r,  e  r = distanza di P dall’origine O  = angolo fra l’asse z e il vettore OP  =angolo fra l’asse x e la proiezione di OP (OP’) sul piano xy. La terna (r, ,  ) è legato alla terna (x, y, z) dalle seguenti espressioni: x = r sen  cos  y = r sen  sen  z = r cos  P’ O

11 Funzione d’onda   = R x Y R = parte radiale (dipende da r = distanza dal nucleo) Y = parte angolare (dipende da  e  )  2 (r, ,  ) = probabilità di trovare l’elettrone nel punto P di coordinate (r, ,  )

12 Orbitale atomico Regione dello spazio intorno al nucleo, delimitata da una superficie a  2 costante, all’interno della quale c’è il 99% di probabilità di trovare l’elettrone

13 The Orbitron: a gallery of atomic orbitals and molecular orbitals on the WWW

14 r Via via che mi allontano dal nucleo aumenta la probabilità complessiva di trovare l’elettrone.  r  Superfici di contorno a  2 costante (orbitale 1s)

15 Il concetto di orbitale Orbitali 1s, 2p e 3d: contorno delle superfici a probabilita' costante.

16 Sezioni dei contorni delle superfici a probabilita' costante.

17 Rappresentazione delle densità elettroniche negli orbitali 1s (sinistra) e 2s (destra) e sezioni delle superfici di contorno dei due orbitali.  2  densità elettronica

18 n  1numero quantico principale 0  l  n-1 numero quantico secondario -l  m l  lnumero quantico magnetico

19 L’unico elettrone nell’atomo di idrogeno possiede infiniti valori di energia (= livelli energetici quantizzati) la cui energia è E = -k/n 2 A ciascuno di essi corrispondono a una o più terne di numeri quantici e quindi a una o più distribuzioni probabilistiche nello spazio

20 nlmlml orbitaleNumero Orbitali s s , 0, 1 2p s , 0, 1 3p ,-1,0,1,2 3d s ,0,1 4p ,-1,0,1,2 4d ,-2,- 1,0,1,2,3 4f7

21 Ordine di riempimento degli orbitali Negli atomi polielettronici E= f(n,l). Dipende anche da Z.

22 Numero quantico di spin m s =1/2, -1/2 E’ indipendente dagli altri numeri quantici

23 Configurazione elettronica dello stato fondamentale Come gli elettroni si distribuiscono fra i vari livelli energetici nel modo che corrisponde alla minima energia

24 Aufbau Il principio di minima energia Il principio di Pauli La regola di Hund

25 Il principio di minima energia Ogni elettrone deve occupare il livello e l’orbitale disponibile che ha la minima energia

26 Il principio di Pauli Un orbitale può contenere al massimo una coppia di elettroni con spin appaiati (o antiparalleli)

27 La regola di Hund Due o più elettroni occupano il maggior numero possibile di orbitali con la stessa energia (orbitali degeneri) assumendo lo stesso numero quantico di spin (disposizione a spin paralleli)

28 Configurazione elettronica 1s 2 Strato (indicato dal numero quantico n) orbitale numero di elettroni nell’orbitale

29 Configurazione elettronica esterna Gli elettroni che occupano il livello energetico, o strato, più esterno definiscono la configurazione elettronica esterna di ciascun elemento Es. Li[He] 2s 1

30 Tabella periodica Periodo = riga: contiene gli elementi con numero atomico (e quindi numero di elettroni crescente) da sinistra verso destra, fino a riempimento di uno strato caratterizzato da un certo numero quantico principale n (non vale per orbitali d e f)

31 Tabella periodica Gruppo = colonna: gli elementi appartenenti allo stesso gruppo hanno la stessa configurazione elettronica esterna, ma n crescente dall’alto verso il basso

32 Energie relative

33 Anomalie nella configurazione elettronica degli elementi di transizione Sc [Ar]3d 1 4s 2 Fe [Ar]3d 6 4s 2 Ti [Ar]3d 2 4s 2 Co [Ar]3d 7 4s 2 V [Ar]3d 3 4s 2 Ni [Ar]3d 8 4s 2 Cr [Ar]3d 5 4s 1 Cu [Ar]3d 10 4s 1 Mn [Ar]3d 5 4s 2 Zn [Ar]3d 10 4s 2 quando è possibile una configurazione con semiriempimento/riempimento degli orbitali d, essa è favorita rispetto alle altre

34 Anomalie nella configurazione elettronica degli elementi di transizione Y[Kr]4d 1 5s 2 Ru [Kr]4d 7 5s 1 Zr [Kr]4d 2 5s 2 Rh [Kr]4d 8 5s 1 Nb[Kr]4d 4 5s 1 Pd [Kr]4d 10 Mo [Kr]4d 5 5s 1 Ag [Kr]4d 10 5s 1 Tc [Kr]4d 6 5s 1 Cd [Kr]4d 10 5s 2 Non è facile fare previsioni di struttura elettronica per gli elementi di transizione del quinto, sesto e settimo periodo. L’energia degli orbitali varia con Z, e qui questa variazione è apprezzabile.

35 Riempimento degli orbitali f La [Xe]5d 1 6s 2 dopo questo elemento si ha il riempimento del sottostrato 4f. Gli elementi corrispondenti sono detti lantanidi. Ac [Rn]6d 1 7s 2 dopo questo elemento si ha il riempimento del sottostrato 5f. Gli elementi corrispondenti sono detti attinidi.

36 A parità di numero di elettroni esistono configurazioni elettroniche più stabili delle altre


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