L’atomo di Bohr Pensò che l’emissione di luce da parte degli atomi dipendeva dagli elettroni che ruotavano attorno al nucleo. Attraverso i suoi studi Bohr.

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1 L’atomo di Bohr Pensò che l’emissione di luce da parte degli atomi dipendeva dagli elettroni che ruotavano attorno al nucleo. 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’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;

3 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.

4 Le orbite degli elettroni in un atomo sono quantizzate
Le orbite degli elettroni in un atomo sono quantizzate. 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.

5 A ogni salto di orbita si ha una transizione energetica, ovvero emissione di energia sotto forma di fotone.

6 Limiti del modello 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.

7 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.

8 L’ORBITALE E I NUMERI QUANTICI
Se non è possibile definire l’orbita dell’elettrone e la sua posizione è possibile delimitare la probabilità di trovare l’elettrone entro una certa distanza dal nucleo. L’orbitale è una funzione d’onda, cioè una soluzione dell’equazione d’onda, caratterizzata da una terna di valori n, l ed m detti numeri quantici. Definiscono dimensione, forma e orientamento nello spazio degli orbitali. Un quarto numero quantico definisce invece il singolo elettrone all’interno dell’orbitale.

9 • Il numero quantico principale n
(n = 1, 2, 3…,7) definisce il livello energetico dell’elettrone che è proporzionale alla distanza dal nucleo (e quindi alle dimensioni degli orbitali) • Il numero quantico secondario l (l = 0, …, n-1) determina le caratteristiche geometriche ovvero la forma dell’orbitale (sottolivello energetico dell’orbitale). valori di l lettera s p d f 9

10 La forma dell’orbitale è quella della superficie di contorno che racchiude i punti in cui è massima la probabilità di trovare l’elettrone. La superficie di contorno degli orbitali s è una sfera il cui volume aumenta all’aumentare del numero quantico principale n. Le dimensioni degli orbitali dello stesso tipo, es. 1s, non sono uguali per tutti gli atomi: in generale esse diminuiscono con il crescere del numero atomico. 10

11 La forma (superficie di contorno) degli orbitali p è un doppio lobo che si espande lungo gli assi x, y e z 11

12 La forma (superficie di contorno) degli orbitali d è a quattro lobi.
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13 Di grande complessità è la forma (superficie di contorno) degli orbitali f

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15 • Il numero quantico magnetico m
(m = -l,…., +l) definisce quanti orientamenti possono assumere orbitali della stessa forma, ovvero il numero di orbitali di ciascun sottolivello. • Il numero quantico di spin ms (ms = ± ½) indica il senso della rotazione che può essere assunto dall’elettrone. Lo spin, più specificatamente, è la capacità dell’elettrone di disporsi parallelamente o antiparallelamente ad un campo magnetico, assumendo due diversi stati energetici. 15

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17 Il numero di elettroni in ogni livello varia secondo la relazione 2.n2
Per ogni livello il numero di sottolivelli (orbitali) varia secondo la relazione: sottolivelli = n2 n = 1 sottolivelli 1 n = 2 sottolivelli 4 n = 3 sottolivelli 9 n = 4 sottolivelli 16 Il numero di elettroni in ogni livello varia secondo la relazione 2.n2 n = 1 elettroni 2 n = 2 elettroni 8 n = 3 elettroni 18 n = 4 elettroni 32 17

18 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 Ogni orbitale è rappresentato da un quadratino (☐). Per mostrare gli elettroni si usano le frecce (↑, ↓) e per disegnare le frecce ci sono tre regole:

19 ogni orbitale può contenere al massimo due elettroni, purché di spin opposto (principio di esclusione di Pauli); 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).

20 Gli elettroni occupano prima gli orbitali a energia più bassa, poi quelli a energia progressivamente più elevata, quindi verranno riempiti prima gli orbitali con livello energetico n= 1, poi quelli con n = 2 ecc E crescente: n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7 20

21 Tra un sottolivello e l’altro dello stesso livello, si creano differenze energetiche per cui l’E dell’orbitale s risulta inferiore a quella degli orbitali p che a sua volta è più bassa di quella degli orbitali d che, infine, è più bassa di quella degli orbitali f E crescente: l = s, p, d, f Le differenze energetiche tra un sottolivello energetico e l’altro dello stesso livello sono dovute alle forze repulsive cui gli elettroni sono soggetti per la presenza degli altri elettroni: ne consegue che gli elettroni riescono ad allontanarsi di più o di meno dal nucleo (gli orbitali p sono più allungati di quelli s, ma meno di quelli d, ecc.) 21

22 Inoltre, come risulta da verifiche sperimentali,
gli orbitali d ed f di livelli inferiori, hanno energia più elevata di orbitali s (e p) di livelli superiori a partire dagli orbitali 4s, l’energia degli orbitali nd è superiore a quella degli orbitali (n +1)s (ad es. gli orbitali 3d hanno energia superiore al 4s) l’energia degli orbitali nf è superiore a quella degli orbitali (n +2)s (ad es. gli orbitali 4f hanno energia superiore al 6s -e al 5p-) 22

23 Configurazione elettronica
Livelli e sottolivelli energetici di atomi polielettronici disposti per energia crescente 23

24 La successione degli orbitali in cui sistemare gli altri elettroni, in ordine di energia crescente è: 24

25 Per scrivere la configurazione elettronica di un atomo si applica il principio di Aufbau:
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26 Il numero atomico Z dell’elemento indica il numero di elettroni da sistemare.
La somma degli esponenti che compaiono nella configurazione elettronica deve corrispondere al numero Z. 26

27 ECCEZIONI ALLE REGOLE DI RIEMPIMENTO
La configurazione elettronica di alcuni atomi (in cui gli ultimi elettroni riempiono gli orbitali d ed f) presenta delle anomalie. I casi più importanti sono: Cr (Z = 24) 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s1, 3d5 Cu (Z = 29) 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s1, 3d10 Ag (Z = 47) 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10,4p6, 5s1, 4d10 Queste situazioni si verificano in quanto il riempimento parziale o totale degli orbitali d, a scapito del riempimento totale degli orbitali s, conferisce all’atomo maggiore stabilità. 27