LAVOISIER Conservazione della massa nelle reazioni chimiche PROUST (proporzioni definite) Un determinato composto contiene gli elementi in rapporti di peso indipendenti dal modo in cui è stato preparato esempio: H 2 O = 1 g idrogeno : 8 g Ossigeno

DALTON (Proporzioni Multiple) Quando due elementi si combinano per dare diversi composti, le quantità di un elemento che si combinano con una quantità fissa dell’altro stanno fra di loro in rapporti esprimibili mediante numeri interi piccoli Esempio: O e N 14 g di N (azoto) 16 g + Ossigeno 32 g NO NO 2

AVOGADRO Volumi uguali di gas chimicamente differenti contengono lo stesso numero di particelle purchè a pari condizioni di Temperatura e Pressione Esempio: H 2 + Cl 2 = 2 HCl 1 L di H L di Cl 2 = 2 L di HCl

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

Modello atomico di Bohr (1913) Ad ogni orbita corrisponde un valore di energia ben definito Un elettrone può descrivere intorno al nucleo solo determinate 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);

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

Gli spettri a righe di alcuni elementi Spettro a righe dell’idrogeno

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, …, + indica l’orientamento dell’obitale nello spazio 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, … indica l’energia dell’orbitale - (momento angolare) = 0,1,… (n-1) indica la forma dell’orbitale indica la forma dell’orbitale 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 pxpx z x y pypy = 0, 1 orbitali di tipo s e p z x y pzpz n = 1 n = 2 Per l = 0; m= 0 Per l = 1; m=-1, 0, +1

Orbitali atomici s Orbitali atomici p

Orbitali atomici d

Orbitali atomici f Il numero massimo di elettroni consentito per ciascun livello energetico principale è uguale a 2n 2, dove n è il numero quantico principale

Numero quantico di spin (s) 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.

1s 2s 3s 4s 2p 3p 4p 3d 4d 5s5pE

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 elettroni con tutti i numeri quantici uguali. Wolfgang Pauli Vienna – Zurigo Nobel per la Fisica 1945 Principio di esclusione di Pauli

3 - Principio della massima molteplicità Regola di Hund Negli orbitali alla stessa energia (degeneri) gli elettroni si dispongono il più possibile con lo stesso spin. 1 – Principio di Aufbau: Si “riempiono” prima gli orbitali a più bassa energia. Nell’ambito di un qualsiasi livello energetico principale l’energia minima compete al sottolivello s, poi p, d ed infine f. Regole per il riempimento degli orbitali 2 – Principio di escusione di Pauli: Due elettroni non possono avere tutti e quattro i numeri quantici uguali

Il numero massimo di elettroni consentito per ciascun livello energetico principale è uguale a 2n 2, dove n è il numero quantico principale nOrbitaleNumero di combinazioni numero di elettroni 11s2 22s 2p s 3p 3d s 4p 4d 4f

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 6 K1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 ??

1s 2s 3s 4s 5s 6s 7s 2p 3p 4p 5p 6p 7p 3d 4d 5d 6d 4f 5f Schema a frecce diagonali Precessione degli orbitali Ci sono delle inversioni della successione degli orbitali dovute alla alla forma complessa degli orbitali