Valitutti,Tifi, Gentile, Esploriamo la chimica © Zanichelli editore 2010

Valitutti, Tifi, Gentile Esploriamo la chimica Seconda edizione di Chimica: molecole in movimento 2

Capitolo 8 La struttura dell’atomo La doppia natura della luce L’ atomo di Bohr Il modello atomico a strati La configurazione elettronica degli elementi Il modello a orbitali

1. La doppia natura della luce La luce è un particolare tipo di onda elettromagnetica che si crea per rapidissima oscillazione di cariche elettriche. L’insieme delle onde elettromagnetiche costituisce lo spettro elettromagnetico.

1. La doppia natura della luce I parametri che caratterizzano le onde elettromagnetiche sono la velocità, la lunghezza d’onda () e la frequenza (). La lunghezza d’onda si esprime in nanometri (nm) o in ångstrom (Å). La frequenza ( = 1/ ) si misura in Hertz (Hz).

1. La doppia natura della luce La diffrazione della luce è la caratteristica principale della sua natura ondulatoria.

1. La doppia natura della luce L’interazione della luce con la materia è la prova che la luce ha anche natura corpuscolare. Possiamo considerare la luce e ogni radiazione elettromagnetica costituite da un insieme di particelle, chiamate fotoni.

1. La doppia natura della luce

1. La doppia natura della luce A ogni fotone è associata un’energia espressa da E = h ·  dove E = energia di un fotone di luce h = 6,63 · 10-34 J · s (costante di Planck)  = frequenza della radiazione elettromagnetica

1. La doppia natura della luce Ricordando che  = c/, la stessa relazione si può scrivere anche: E = h · c/  Queste due formule evidenziano i due aspetti della natura della luce: ondulatoria e corpuscolare.

2. L’atomo di Bohr Lo spettro continuo è una serie di colori che si susseguono senza discontinuità, tipico dei solidi e dei liquidi portati all’incandescenza.

2. L’atomo di Bohr Lo spettro a righe, tipico dei gas rarefatti sottoposti a scarica elettrica, è formato da righe colorate discontinue (righe di emissione).

2. L’atomo di Bohr La luce emessa dagli atomi non è continua e presenta soltanto alcune frequenze, caratteristiche per ciascun tipo di atomo.

2. L’atomo di Bohr Ogni atomo emette un caratteristico spettro formato da una serie di righe separate da spazi neri. Possiamo usare gli spettri atomici per riconoscere gli elementi, come le impronte digitali per gli uomini.

2. L’atomo di Bohr Attraverso i suoi studi Bohr spiegò perché soltanto certe radiazioni possono interagire con gli atomi e quale relazione intercorre tra radiazione luminosa e struttura atomica. Bohr perfezionò il modello di Rutherford e riuscì a spiegare la stabilità degli atomi e l’emissione degli spettri a righe.

2. L’atomo di Bohr l’elettrone percorre solo determinate orbite circolari dette orbite stazionarie; all’elettrone sono permesse solo certe orbite, a cui corrispondono determinati valori di energia (quantizzata); per passare da un’orbita a un’altra a livello energetico più elevato, l’elettrone assorbe energia;

2. L’atomo di Bohr per passare da un’orbita a un’altra a contenuto energetico minore, l’elettrone emette un fotone di appropriata frequenza; l’energia del fotone emesso o assorbito corrisponde alla differenza di energia delle due orbite.

2. L’atomo di Bohr Le orbite degli elettroni in un atomo sono quantizzate.

2. L’atomo di Bohr Il numero quantico principale n indica il livello energetico associato a ogni orbita. Il livello più basso di energia è detto stato fondamentale. I livelli a energia superiore dello stato fondamentale si chiamano stati eccitati.

2. L’atomo di Bohr A ogni salto di orbita si ha una transizione energetica, ovvero emissione di energia sotto forma di fotone.

2. L’atomo di Bohr Ogni transizione dell’elettrone da uno stato eccitato a un livello energetico inferiore è caratterizzata da una riga nello spettro di emissione.

2. L’atomo di Bohr Il modello atomico di Bohr presentò presto tutti i suoi limiti: non era applicabile ad atomi con molti elettroni e non spiegava gli spettri atomici in presenza di un campo magnetico.

3. Il modello atomico a strati Gli elettroni sono legati al nucleo dall’attrazione elettrostatica che si instaura tra le cariche positive e negative. Gli elettroni sono sistemati in livelli di energia crescenti, denominati strati o gusci elettronici.

3. Il modello atomico a strati I livelli sono n=1, n=2, n=3, n=4, n=5, n=6, n=7. Questi sette livelli di energia sono in grado di descrivere la struttura elettronica di tutti gli elementi della tavola periodica. Ciascun livello di energia è suddiviso in uno o più sottolivelli, designati con le lettere s, p, d, f.

3. Il modello atomico a strati Il numero massimo di elettroni che il livelli di energia possono contenere si ricava dalla relazione numero massimo di elettroni = 2 · n 2

4. La configurazione elettronica degli elementi La rappresentazione completa dei sottolivelli occupati da tutti gli elettroni, in un atomo oppure in uno ione, è chiamata configurazione elettronica.

4. La configurazione elettronica degli elementi La successione degli orbitali in cui sistemare gli elettroni in ordine di energia crescente è:

5. Il modello a orbitali De Broglie ipotizzò che la doppia natura ondulatoria e corpuscolare fosse una proprietà universale della materia. Associò a ogni particella in movimento un’onda.

5. Il modello a orbitali Il legame tra caratteristiche corpuscolari e ondulatorie si manifesta nella relazione  = h / (m · v) Si osserva che la quantità di moto dipende dalla lunghezza dell’onda elettromagnetica con cui si propaga.

5. Il modello a orbitali Il principio di indeterminazione di Heisenberg afferma che non è possibile conoscere a ogni istante, contemporaneamente, la posizione e la velocità di un elettrone.

5. Il modello a orbitali

5. Il modello a orbitali Poiché le informazioni sul moto dell’elettrone possono essere solo di tipo probabilistico, con la meccanica quantistica il concetto di orbita di un elettrone è superato e inadeguato.

5. Il modello a orbitali Le onde che si propagano con l’elettrone in moto nell’atomo possono essere descritte da una funzione matematica proposta da Schrödinger nel 1926: è l’equazione d’onda di Schrödinger.

5. Il modello a orbitali Le onde che si propagano con l’elettrone in moto nell’atomo possono essere descritte da una funzione matematica proposta da Schrödinger nel 1926: è l’equazione d’onda di Schrödinger.

5. Il modello a orbitali L’equazione d’onda di Schrödinger fornisce informazioni sulla probabilità di trovare l’elettrone in un punto particolare dello spazio intorno al nucleo.

5. Il modello a orbitali La funzione d’onda contiene tre numeri interi, detti numeri quantici (n, l e m) che definiscono lo stato quantico dell’elettrone e ne specificano il valore di una proprietà. L’orbitale è una funzione d’onda elettronica caratterizzata da una particolare terna di valori di n, l e m.

5. Il modello a orbitali Il numero quantico principale n (n = 1, 2, 3…,7) definisce il livello energetico dell’elettrone che è proporzionale alla distanza dal nucleo. Il numero quantico secondario l (l = 0, 1,…, n-1) determina le caratteristiche geometriche dell’orbitale (sottolivello energetico). valori di l: 0 1 2 3 orbitale: s p d f

5. Il modello a orbitali La superficie di contorno degli orbitali s è una sfera il cui volume aumenta all’aumentare del numero quantico principale n.

5. Il modello a orbitali La superficie di contorno degli orbitali p è un doppio lobo che si espande lungo gli assi x, y e z.

5. Il modello a orbitali La superficie di contorno degli orbitali d è a quattro lobi.

5. Il modello a orbitali Il numero quantico magnetico m (m = -l, 0, +l) definisce quanti orbitali della stessa forma, ma con orientazione diversa, possono coesistere in un sottolivello.

5. Il modello a orbitali

5. Il modello a orbitali La scoperta del quarto numero quantico, portò Pauli a enunciare il principio di esclusione, secondo il quale in un orbitale possono essere presenti al massimo due elettroni con spin opposto o antiparallelo. ↑+½ ↓-½

5. Il modello a orbitali Ogni orbitale è rappresentato da un quadratino (☐). Per mostrare gli elettroni si usano le frecce (↑, ↓) e per disegnare le frecce ci sono tre regole ogni orbitale può contenere al massimo due elettroni, purché di spin opposto (principio di esclusione di Pauli);

5. Il modello a orbitali si occupano prima gli orbitali a più bassa energia e poi quelli a energia più elevata (principio della costruzione progressiva o di Aufbau); se ci sono orbitali della stessa energia, prima si colloca un elettrone su ciascun orbitale vuoto e poi si completano gli orbitali semipieni (regola di Hund).