Modello dell’atomo secondo Rutherford Secondo la teoria elettromagnetica una carica che subisce accelerazione emette una radiazione elettromagnetica Questa perdita di energia avrebbe dovuto portare ad un collasso degli elettroni sul nucleo

La luce bianca è scomposta dal prisma in uno spettro continuo.

Gli spettri a righe di alcuni elementi

Tre serie di righe spettrali dell’idrogeno atomico

La “scalinata quantica”

L’analogia del piano di un tavolo per l’energia dell’atomo di idrogeno Il passaggio di un elettrone da un’orbita ad energia maggiore ad una ad energia inferiore è accompagnato dal rilascio di una quantità discreta, ben definita di energia (quanti di energia) Equazione di Planck: E = h   c  E = h (c/ ) h = 6, J s c = 3, m s -1

Atomo di Bohr Orbite atomo di Bohr Un elettrone non può descrivere intorno al nucleo tutte le orbite, (quantizzazione delle orbite); Quando un elettrone percorre una data orbita in contrasto con le leggi dell’elettromagnetismo non irradia energia. Solo a seguito ad uno spostamento da un orbita ad un’altra si ha una variazione del contenuto energetico dell’atomo (quantizzazione dell’energia);

x pxpx Principio di indeterminazione di Heisenberg Werner Heisenberg Nobel per la Fisica 1932 Non si può misurare con precisione la posizione e la quantità di moto di una particella :

Equazione di Schrödinger Nel 1926 Erwin Schrödinger descrisse il moto ondulatorio dell'elettrone in funzione della sua energia, considerandolo come un'onda stazionaria e raffigurò l'elettrone in termini statistici. Schrödinger formulò un’equazione differenziale del secondo ordine la cui soluzione è una funzione d’onda . Lo spazio in cui ha maggiore probabilità di trovare l'elettrone, calcolabile attraverso l'equazione di Schrödinger, prende il nome di orbitale.

Equazione di Schrödinger Erwin Rudolf Josef Alexander Schrödinger Nobel per la Fisica 1933 Per una particella che si muove lungo la dimensione x, con energia E e con potenziale V(x): è la funzione d’onda che descrive la particella.

è una funzione d’onda che descrive la particella, ma in se non ha un significato fisico, è solo un artificio matematico. Tuttavia: P(x) è la probabilita di trovare la particella alla coordinata x

m (momento magnetico) = -, …, 0, …, + m (momento magnetico) = -, …, 0, …, + L’equazione di Shrodinger è un’equazione differenziale del second’ordine, la cui soluzione non è un unica funzione,  (x), ma una famiglia di funzioni d’onda che si distinguono per diversi valori di alcuni parametri (numeri quantici),  n,,m (x). n (principale) = 1, 2, 3, … (momento angolare) = 0, 1, … (n-1) (momento angolare) = 0, 1, … (n-1) Numeri quantici:

nm n = 1, 2, 3, … = 0, 1, … (n-1) m = -, …, 0, …, + = 0 orbitale tipo s = 1 orbitale tipo p = 2 orbitale tipo d = 3 orbitale tipo f..

= 0 orbitale tipo s 1s 2s z x y z x y pxpx z x y pypy = 1 orbitale tipo p pzpz

Orbitali atomici s

Orbitali atomici p

Orbitali atomici d

1s 2s 3s 4s 2p 3p 4p 3d 4d 4f Atomo con un solo elettrone (idrogeno)

1s 2s 3s 4s 2p 3p 4p 3d 4d Atomo con un due o più elettroni 5s 5p

Numero quantico di spin NS Un elettrone possiede un numero quantico di campo magnetico di “spin”, che può avere solo due valori, s = + ½ e s = - ½. Una particella carica, che ruota su stessa, genera un campo magnetico.

Ogni elettrone, in un atomo, è definito dai suoi numeri quantici: n = 1, 2, 3, … = 0, 1, … (n-1) m = -, …, 0, …, + s = +½, -½  n,,m (x) In un atomo non possono esistere più elettroni con tutti i numeri quantici uguali. (Principio di esclusione di Pauli) Wolfgang Pauli Vienna – Zurigo Nobel per la Fisica 1945

1s 2s 3s 4s 2p 3p 4p 3d 4d 5s5pE 2 - Negli orbitali alla stessa energia (degeneri) gli elettroni si dispongono il più possibile con lo stesso spin (Principio della massima molteplicità Regola di Hund). 1 - Si “riempiono” prima gli orbitali a più bassa energia.

1s 2s 3s 4s 2p 3p 4p 3d 4d 5s5pE Idrogeno, ha 1 elettrone. 1s 

1s 2s 3s 4s 2p 3p 4p 3d 4d 5s5pE Elio ha 2 elettroni.  1s 2

1s 2s 3s 4s 2p 3p 4p 3d 4d 5s5pE Litio, ha 3 elettroni.   1s 2 2s 1

1s 2s 3s 4s 2p 3p 4p 3d 4d 5s5pE Carbonio, ha 6 elettroni.    1s 2 2s 2 2p 2

1s 2s 3s 4s 2p 3p 4p 3d 4d 5s5pE Ossigeno, ha 8 elettroni.    1s 2 2s 2 2p 4

1s 2s 3s 4s 2p 3p 4p 3d 4d 5s5pE Sodio, ha 11 elettroni.    1s 2 2s 2 2p 6 3s 1

H1s 1 He1s 2 Li1s 2 2s 1 Be1s 2 2s 2 B1s 2 2s 2 2p 1 C1s 2 2s 2 2p 2 N1s 2 2s 2 2p 3 O1s 2 2s 2 2p 4 F1s 2 2s 2 2p 5 Ne1s 2 2s 2 2p 6 Na1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 Mg1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 Al1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 Si1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 P1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 S1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 Cl1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 Ar1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p