LICEO SCIENTIFICO STATALE “LEONARDO da VINCI di FIRENZE

Presentazione sul tema: "LICEO SCIENTIFICO STATALE “LEONARDO da VINCI di FIRENZE"— Transcript della presentazione:

1 LICEO SCIENTIFICO STATALE “LEONARDO da VINCI di FIRENZE
CORSO SPERIMENTALE F DOCENTE Prof. Enrico Campolmi STRUTTURA ATOMICA 5 Struttura atomica 5

2 L’ORBITALE (1926) Il fisico austriaco Erwin Schrödinger, basandosi sugli studi di de Broglie, elabora una funzione matematica con cui si può calcolare la probabilità di trovare un elettrone di energia nota in una certa regione di spazio intorno al nucleo E. Schrödinger (1887 – 1961) Dal modello deterministico, ove si riteneva possibile conoscere con dettaglio il moto dell’elettrone in ogni momento, in base alla conoscenza delle forze fisiche che lo determinano, ad un modello probabilistico, basato sulla probabilità di trovare l’elettrone in un dato volume di spazio intorno al nucleo I lavori di Schrödinger ed Heisemberg, segnano il definitivo superamento della meccanica classica riguarda la descrizione del mondo atomico. La nuova fisica che prenderà il suo posto, verrà chiamata meccanica quantistica. Struttura atomica 5

3 Numero quantico principale n
Il moto dell’elettrone è incessante e casuale e disegna intorno al nucleo una nube di densità elettronica, ove l’intensità del colore segna la probabilità di incontrare l’elettrone Orbitale: regione di spazio nella quale un certo elettrone trascorre il 90% del proprio tempo Le caratteristiche degli orbitali sono definite da tre numeri, chiamati numeri quantici 2° livello nucleo 1° livello 3° livello Numero quantico principale n Può assumere tutti i valori interi compresi tra 1 e 7 Da indicazioni sulle dimensioni e l’energia degli orbitali Gli orbitali sono raccolti in livelli energetici Struttura atomica 5

4 l = 0 orbitali sferici (s) l = 1 orbitali a farfalla (p)
Numero quantico secondario l Varia al variare di n, assumendo tutti i valori interi compresi tra 0 e n -1 Da indicazioni sulla forma degli orbitali l = 0 orbitali sferici (s) l = 1 orbitali a farfalla (p) Orbitale p Orbitale s l = 2 orbitali di forma complessa (d) l = 3 orbitali di forma complessa (f) Struttura atomica 5

5 Numero quantico magnetico m
Varia al variare di l, assumendo tutti i valori interi compresi tra – l…0 e…+l Da indicazioni sull’orientamento ed il numero degli orbitali di una data forma (per ogni orientamento deve esserci un orbitale) Numero quantico di spin ms Assume solo due valori: + ½ e – ½ E’ riferito all’elettrone, non agli orbitali, ed indica il suo senso di rotazione su se stesso. W. Pauli Principio di esclusione di Pauli In ogni orbitale possono stare al massimo due elettroni che debbono avere spin opposto Struttura atomica 5

6 1S2 l l = 0 Quadro riassuntivo sui numeri quantici Nome Simbolo Valori
Significato Principale n 1…..7 Dimensioni ed energia dell’orbitale Angolare l 0….n-1 Forma dell’orbitale Magnetico m -l…0…+l Orientamento e numero degli orbitali Spin ms + ½; – ½ Senso di rotazione dell’elettrone 1° livello energetico n = 1 l = 0 Un orbitale sferico n = 1 m = 0 1S2 Numero di elettroni presenti nell’orbitale Tipo di orbitale Livello energetico Struttura atomica 5

7 2S 1 2 2P6 l = 0 l = 1 2° livello energetico n = 2 m = 0
Un orbitale sferico 2S 1 2 n = 2 m = -1 Tre orbitali a farfalla l = 1 m = 0 m = 1 2P6 Regola di Hund Avendo a disposizione orbitali con la stessa energia, di cui qualcuno semiriempito e qualcuno vuoto, un elettrone va ad occupare uno di quelli vuoti, disponendosi con spin parallelo a quello dell’elettrone o degli elettroni già presenti Struttura atomica 5

8 3S 2 3P6 3d10 l = 0 l = 1 l = 2 3° livello energetico n = 3 m = 0
Un orbitale sferico 3S 2 m = -1 Tre orbitali a farfalla l = 1 3P6 m = 0 m = 1 n = 3 m = -2 m = -1 3d10 cinque orbitali d l = 2 m = 0 m = 1 m = 2 Struttura atomica 5

9 4S 2 4P6 4d10 4f14 l = 0 l = 1 l = 2 l = 3 4° livello energetico n = 4
m = 0 Un orbitale sferico m = -1 Tre orbitali a farfalla l = 1 m = 0 4P6 m = 1 m = -2 4d10 cinque orbitali d m = -1 l = 2 m = 0 m = 1 n = 4 m = 2 m = -3 m = -2 4f14 sette orbitali f m = -1 l = 3 m = 0 m = 1 m = 2 m = 3 Struttura atomica 5

10 Orbitali d Struttura atomica 5

11 Quadro riassuntivo sui livelli energetici e sugli orbitali
Livello energetico n l m Tipo N° nome Primo 1 S 1S Secondo 2 2S -1,0,+1 p 3 2p Terzo 3S -2,-1,0,+1,2 3p d 5 3d Quarto 4 4S 4p 4d -3,-2,-1,0,+1,2,3 f 7 4f Struttura atomica 5

12 IL RIEMPIMENTO DEGLI ORBITALI
Inizia dagli orbitali più vicini al nucleo, che sono anche quelli con minore energia Deve rispettare il principio di Pauli e la regola di Hund Entro uno stesso livello energetico si riempiono prima gli orbitali con l minore Tuttavia da un certo punto in poi le cose si complicano…… 1S, 2S, 2P, 3S, 3P, 4S, 3d; 4P, 5S, 4d, 5P, 6S, 4f, 5d, 6P, 7S, 5f, 6d Struttura atomica 5

13 LA CONFIGURAZIONE ELETTRONICA
ovvero il modo in cui gli elettroni si dispongono negli orbitali Ogni atomo si caratterizza per il proprio numero atomico Z (numero dei protoni e degli elettroni) La configurazione elettronica di un atomo si ottiene facendone il riempimento col numero di elettroni che gli competono in base al numero atomico Configurazione elettronica esterna: configurazione dell’ultimo livello energetico (il più esterno) Configurazione elettronica interna: configurazione dei livelli energetici che stanno sotto all’ultimo livello (più all’interno di questo) La configurazione elettronica esterna è molto più importante di quella interna, perché gli atomi interagiscono tra di loro solo attraverso gli elettroni più esterni Dalla configurazione elettronica esterna di un atomo dipende il suo comportamento chimico: con chi reagisce, come reagisce, quali composti forma Struttura atomica 5

14 Configurazione elettronica 1° livello energetico Idrogeno H 1 1S1 Elio
Nome Simbolo Z Configurazione elettronica 1° livello energetico Idrogeno H 1 1S1 Elio He 2 1S2 2° livello energetico Litio Li 3 1S2 2S1 Berillio Be 4 1S2 2S2 Boro B 5 1S2 2S2 2p1 Carbonio C 6 1S2 2S2 2p2 Azoto N 7 1S2 2S2 2p3 Ossigeno O 8 1S2 2S2 2p4 Fluoro F 9 1S2 2S2 2p5 Neon Ne 10 1S2 2S2 2p6 Struttura atomica 5

15 O H2 S Cu O4 H O Zn C Cl F Fe I SIMBOLI DEGLI ELEMENTI
Ogni sostanza elementare, o elemento, viene rappresentato con un simbolo di valenza universale elemento Simbolo nome Sodio Na Natrium Potassio K Kalium Antimonio Sb Stibium Rame Cu Cuprum Oro Au Aurum Mercurio Hg Hydrargyrum Azoto N Nitrogenum Zolfo S Sulfur Fosforo P Phosphorus H O Zn C Cl F Fe Le lettere corrispondono alle iniziali del nome dell'elemento in greco o in latino LE FORMULE DEI COMPOSTI O H2 S Cu O4 Anche le formule dei composti hanno valenza universale Vedi tabella pag. 23 e 24 Struttura atomica 5

16 Struttura atomica 5