Sandro Barbone Luigi Altavilla

Presentazione sul tema: "Sandro Barbone Luigi Altavilla"— Transcript della presentazione:

1 Sandro Barbone Luigi Altavilla
Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

2 Gli orbitali: un modello atomico probabilistico
La struttura dell’atomo Gli orbitali: un modello atomico probabilistico

3 Il modello planetario Nel 1913 Ernest Rutherford, fisico neozelandese, propone un nuovo modello di atomo: il modello planetario o a gusci concentrici. Considera l’atomo come un sistema di pianeti (gli elettroni) che ruotano intorno a una stella (il nucleo) secondo orbite prefissate. Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

4 La stuttura dell’atomo
L’atomo non è dunque una particella indivisibile, ma è formato da particelle più piccole (particelle subatomiche) che costituiscono il nucleo (nucleoni: protoni e neutroni), intorno al quale ruotano particelle ancora più piccole, gli elettroni. Gli atomi di ogni elemento hanno un numero preciso di elettroni che deve essere uguale al numero dei protoni del nucleo, detto numero atomico. Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

5 Le particelle atomiche
La massa dell’atomo è tutta concentrata nel nucleo, che occupa solo una piccola parte dello spazio dell’atomo (il diametro del nucleo è volte più piccolo di quello dell’atomo stesso). Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

6 L‘orbitale Il modello planetario , applicato all’atomo di idrogeno, viene poi perfezionato da Niels Bohr, fisico danese, che introduce il concetto di “orbite quantizzate”. Secondo la teoria quantistica (1926), gli elettroni non seguono orbite precise ma si muovono formando intorno al nucleo una nuvola di elettroni: l’orbitale. Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

7 Il principio di indeterminazione
È praticamente impossibile stabilire contemporaneamente, in un determinato istante, la posizione e la velocità dell’elettrone, il cui movimento è detto delocalizzato (Principio di indeterminazione di Heisenberg). È come se l’elettrone fosse “contenuto” (con una probabilità superiore al 90%) all’interno di una nube (di dimensioni, forma e orientamento spaziale definiti matematicamente), che è l’orbitale. Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

8 I livelli energetici Gli elettroni ruotano intorno al nucleo dell’atomo e sono disposti ordinatamente all’interno di gusci o livelli energetici concentrici (orbitali). Ogni strato o guscio elettronico possiede un determinato quantitativo di energia: ha, cioè, un preciso livello energetico. Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

9 I livelli energetici Man mano che ci si allontana dal nucleo il livello energetico aumenta. Gli elettroni devono essere inseriti prima nel livello più interno poi via via in quelli più esterni: gli elettroni tendono a occupare gli orbitali a minore “contenuto” energetico. Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

10 Gli elettroni di valenza
Il numero di elettroni presenti nel guscio più esterno (che varia, a seconda degli atomi, da 1 a 8) determina le proprietà chimiche di ogni elemento, ossia la tendenza degli atomi di ogni elemento a reagire e combinarsi con altri atomi. Gli elettroni presenti nel guscio esterno vengono detti elettroni di valenza. Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

11 Distribuzione degli elettroni
Il numero di elettroni che possono essere disposti nei vari livelli aumenta passando dal primo livello ai successivi: il primo livello può contenere solo 2 elettroni; il secondo livello 8; il terzo livello 18 ecc. Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

12 I numeri quantici Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

13 I numeri quantici Ogni orbitale è caratterizzato da una determinata dimensione, forma e orientamento spaziale, indicati da 3 numeri interi, detti numeri quantici: n, ℓ, m. Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

14 Il numero quantico principale n
Il numero quantico principale (indicato con la lettera n) si riferisce alle dimensioni (energia) dell’orbitale e può variare da 1 a 7 (numeri interi). La dimensione dell’orbitale aumenta con l’aumentare di n; n identifica il livello energetico a cui appartiene ogni elettrone. Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

15 Il numero quantico secondario ℓ
Il numero quantico secondario o angolare (ℓ) indica la forma dell’orbitale; esso può assumere tutti i valori interi positivi compresi tra 0 e n – 1. Orbitale s ℓ =0 sferico Orbitale p ℓ=1 bilobato Orbitale f ℓ=3 Forma complessa Orbitale d ℓ=2 tetralobato Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

16 Il numero quantico magnetico m
Il numero quantico magnetico (m) indica l’orientamento dell’orbitale nello spazio e può assumere tutti i valori (interi) compresi tra –ℓ e +ℓ. Se n=2, quindi, il numero quantico ℓ assumerà i valori: 0 (zero),corrispondente all’orbitale s e 1 corrispondente all’orbitale p. Se il numero quantico ℓ =1, m assumerà i valori -1, 0, +1 corrispondenti ai tre orbitali del sottolivello 2p, orientati ognuno in una determinata direzione dello spazio. Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

17 Il numero quantico di spin
Un altro numero quantico (ms), detto di spin, può assumere solo due valori: +1/2 o -1/2. Secondo il modello dell’elettrone rotante, lo spin (trottola) indica il senso di rotazione dell’elettrone sul proprio asse, in senso orario o in senso antiorario. L’elettrone si muove come una trottola sul proprio asse Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

18 La forma degli orbitali
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19 Orbitale s Per ogni livello energetico n, esiste un solo orbitale s
(sferico). Infatti, se ℓ = 0 e m = 0 esiste un solo orientamento spaziale possibile (la sfera da qualunque parte la guardiamo è sempre uguale). Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

20 Orbitale p A partire dal secondo livello (n=2) ogni livello presenta 3 orbitali p, dalla forma bilobata, aventi un diverso orientamento spaziale, e nei quali possono essere contenuti fino a un massimo di 6 elettroni (2 per ogni orbitale). Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

21 Orbitale d Nel 3°, 4°, 5°, 6° livello sono presenti gli orbitali d, dalla forma solitamente tetralobata, nei quali possono essere contenuti fino a 10 elettroni. Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

22 Orbitale f Gli orbitali f presenti nel 4° e 5° livello sono 7 e possono ospitare fino a 14 elettroni. Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

23 Rappresentazione degli orbitali
Gli orbitali vengono rappresentati graficamente mediante quadratini: uno per l’orbitale s, tre uniti in fila per gli orbitali p, cinque per gli orbitali d e sette per gli orbitali f. Gli elettroni vengono rappresentati da frecce verticali. Ogni orbitale può contenere 0, 1 o 2 elettroni. Il verso della freccia (la sua punta) indica lo spin. Se l’orbitale è occupato da due elettroni, le due frecce che li rappresentano sono parallele, ma il verso è opposto, antiparallelo, a indicare lo spin opposto. Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

24 La configurazione elettronica
La distribuzione degli elettroni di un atomo all’interno degli orbitali dei diversi livelli viene definita configurazione elettronica dell’atomo. Ogni orbitale viene identificato: dal numero quantico principale (il livello a cui appartiene l’orbitale), dalla lettera che indica il tipo di orbitale (s, p, d o f), riportando come esponente il numero di elettroni contenuti in quel tipo di orbitale (1 o 2, per s; da 1 a 6 per p; da 1 a 10 per d e da 1 a 14 per f). La configurazione dell’elio Z=2 sarà quindi: Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

25 La configurazione elettronica
Due elettroni che hanno la stessa serie di numeri quantici n, ℓ e m (ossia che occupano lo stesso orbitale) non possono avere lo stesso numero quantico di spin (principio di esclusione di Pauli), devono cioè avere spin opposto. La configurazione dell’elio sarà: Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

26 Regole di riempimento degli orbitali
Il riempimento degli orbitali avviene nel rispetto delle seguenti regole di riempimento: ogni orbitale può contenere non più di due elettroni; gli elettroni tendono a occupare sempre il livello elettronico più basso disponibile (a minor contenuto energetico). Per uno stesso livello gli orbitali si riempiono nell’ordine: s, p, d, f; Gli elettroni appartenenti allo stesso sottolivello (p, d o f ), nella condizione di maggior stabilità dell’atomo (condizione di minor energia), tendono ad assumere spin parallelo (regola di Hund). Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

27 Ordine di riempimento degli orbitali
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28 Un esempio di configurazione
Gli elettroni dell’atomo di silicio (Z = 14) si dispongono: 2 nel primo livello indicati con 1s2, 8 nel secondo (livello 2 nel sottolivello s e 4 nel sottolivello p), indicati con 2s22p6, nel terzo livello si dispongono i rimanenti 4 elettroni, indicati con 3s23p2. Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

29 Un esempio di configurazione
La disposizione complessiva degli elettroni dell’atomo di silicio, chiamata configurazione elettronica, è la seguente: 1s2 2s22p63s23p2. Gli elettroni di valenza del silicio sono quelli del livello più esterno (il terzo): = 4 Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile