Relazione fra energia e frequenza

Presentazione sul tema: "Relazione fra energia e frequenza"— Transcript della presentazione:

1 Relazione fra energia e frequenza
E = hn h = costante di Plank 6.62 x J s E

2 E = mc2 = hn l = c / n l = h / mc l = h/mv Per i fotoni:
Per un qualsiasi corpo in movimento: v=velocità del corpo in movimento l = h/mv

3 Sulle particelle subatomiche
p=mv Non è possibile conoscere contemporaneamente la posizione e la quantità di moto di un corpo in movimento

4 Principio di indeterminazione di Heisenberg
La posizione e la velocità di un elettrone non possono essere determinate con precisione Pero’ l’energia SI

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

6 Evidenza sperimentale
Porzione dello spettro di emissione dell'idrogeno atomico.

7 Dalla equazione di Schroedinger agli orbitali atomici
Per ogni valore di energia, ovvero per ogni n, vi sono diverse funzioni d’onda che soddisfano l’equazione di Schroedinger. Queste funzioni non permettono di localizzare la posizione dell’elettrone ma consentono di valutare la Probabilità di trovare l’elettrone in un certo intervallo

8 Intermezzo matematico
Data una funzione d’onda Y, la probabilità di trovare un elettrone entro una certa area, dt, è data dal valore di Y2 dt. Y2 è definita come densità elettronica .

9 Orbitale atomico Regione dello spazio intorno al nucleo delimitata da una superficie all’interno della quale c’e’ il 99% di probabilita’ di trovare l’elettrone Essi sono le funzioni d’onda Y ottenute dalla risoluzione della equazione di Schroedinger

10 Gli orbitali atomici. n=1. Orbitale 1s

11 Gli orbitali atomici. n=2. Orbitali 2s e 2p

12 Gli orbitali atomici. n=3. Orbitali 3s e 3p e 3d

13 Gli orbitali atomici. n=4. Orbitali 3s, 3p, 3d e 3f
Al quarto livello energetico, a cui è associato la stssa energia Vi sono 4 tipi di orbitali diversi (s,p,d,f). Ciascun tipo di orbitale ha una forma diversa Ci sono 3 orbitali di tipo p, 5 orbitali di tipo d, e 7 orbitali di tipo f. In totale, ci sono quindi 16 orbitali che possiedono esattamente la stessa energia.

14 Sezioni della superfici a Y2 costante

15 Orbitale atomico Regione dello spazio intorno al nucleo delimitata da una superficie all’interno della quale c’e’ il 99% di probabilita’ di trovare l’elettrone

16 Orbitale atomico Gli orbitali si compenetrano!

17 Ancora 2 concetti per capire meglio…

18 Probabilità radiale Permette di valutare la distanza dal nucleo alla quale è piu’ probabile trovare un elettrone E’ il concetto che permette di visualizzare la “distanza” dell’elettrone dal nucleo

19 Probabilità radiale

20 Il segno degli orbitali

21 Numero quantico di spin
ms =1/2, -1/2 E’ indipendente dagli altri numeri quantici

22 Atomi polielettronici
Tutto ciò vale per l’atomo di idrogeno, che contiene un solo elettrone ed un solo nucleone. Solo per un sistema semplice come l’atomo di idrogeno è possibile trovare le soluzioni esatte della equazione di Schroedinger e quindi trovare le funzioni d’onda.

23 Atomi polielettronici
Per un sistema piu’ complesso, quale per esempio l’atomo di elio, che contiene 2 elettroni, o qualsiasi altro atomo, noi possiamo solo avere delle soluzione approssimate, che corrispondono alle stesse funzioni trovate per l’atomo di idrogeno. Dunque i livelli energetici e gli orbitali s,p, d ed f, definiti per l’atomo di idrogeno, sono utilizzati anche per la descrizione della struttura elettronica di tutti gli atomi, anche i piu’ complessi

24 Atomi polielettronici
Quando ci sono diversi elettroni, la presenza di ciascuno influenza il moto degli altri, e lo stesso dicasi per le energie. Una conseguenza è che le energia degli orbitali di uno stesso livello non sono tutti uguali, ma gli orbitali con numero quantico secondario sono stabilizzati, ovvero s è ad energia più bassa rispetto a p ed a d. Inoltre, poiché dipendono anche dalla presenza degli altri elettroni, le energie dei vari sottolivelli non sono “fisse”, ma possono variare da un atomo all’altro in funzione del numero di elettroni e della loro “disposizione negli altri orbitali atomici

25 Riempimento degli orbitali
Variazione di energia in funzione del numero atomico

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

27 Riempimento degli orbitali

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

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

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

31 Il principio di Pauli Un orbitale puo’ contenere al massimo una coppia di elettroni con spin appaiati (o antiparalleli)

32 La regola di Hund Due o piu’ 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)

33 Esempi………

34 Configurazione elettronica
numero di elettroni nell’orbitale 1s2 orbitale Strato (indicato dal numero quantico n)

35 Abbiamo parlato di.. Onde e particelle
Equazione di Planck/Equazione di Einstein Principio di indeterminazione di Heisemberg Quantizzazione dell’energia Energie dell’atomo di idrogeno Orbitali atomici Numeri quantici La forma degli orbitali La dimensione degli orbitali Atomi polielettronici Riempimento degli orbitali. 3 Regole dell’Aufbau Configurazione elettronica

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37 Proprietà periodiche Quale è il significato di periodicità?
Quali sono ?

38 Il riempimento degli orbitali atomici è alla base della definizione di periodicità

39 Costruiamo la tabella periodica

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41 Esercizi N. Atomico Configurazione elettronica
Posizione nella tabella periodica