STRUTTURA DELL’ATOMO

Prof.GPaterna

LA TEORIA ATOMICA DI DALTONLA TEORIA ATOMICA DI DALTON

Lo studioso inglese J.Dalton all'inizio del XIX secolo, attraverso Lo studioso inglese J.Dalton all'inizio del XIX secolo, attraverso l'ingegnosa interpretazione delle leggi fondamentali della chimica a l'ingegnosa interpretazione delle leggi fondamentali della chimica a quel tempo note (la legge della conservazione della massa e la legge quel tempo note (la legge della conservazione della massa e la legge delle proporzioni definite), alle quali aggiunse quella da lui stesso delle proporzioni definite), alle quali aggiunse quella da lui stesso formulata (la legge delle proporzioni multiple) arrivó alla conclusione formulata (la legge delle proporzioni multiple) arrivó alla conclusione che la materia é discontinua cioè formata da particelle. Sulla base di che la materia é discontinua cioè formata da particelle. Sulla base di queste tre leggi Dalton nel 1803 formuló la prima teoria atomica della queste tre leggi Dalton nel 1803 formuló la prima teoria atomica della materia. Tale teoria puó essere cosí schematizzata: materia. Tale teoria puó essere cosí schematizzata:

                La materia non é continua, ma é composta da particelle che non La materia non é continua, ma é composta da particelle che non possono essere ulteriormente divisibili né trasformabili, gli atomi; possono essere ulteriormente divisibili né trasformabili, gli atomi;

              Gli atomi di un particolare elemento sono tutti uguali tra loro e Gli atomi di un particolare elemento sono tutti uguali tra loro e hanno la stessa massa; hanno la stessa massa;

              Gli atomi di elementi diversi hanno massa e proprietà differenti; Gli atomi di elementi diversi hanno massa e proprietà differenti;           Le reazioni chimiche avvengono tra atomi interi e non tra frazioni Le reazioni chimiche avvengono tra atomi interi e non tra frazioni

di essi; di essi;           In una reazione chimica tra due o piú elementi gli atomi, pur In una reazione chimica tra due o piú elementi gli atomi, pur

conservando la propria identità , si combinano secondo rapporti conservando la propria identità , si combinano secondo rapporti definiti dando luogo a composti. definiti dando luogo a composti.

La carica elettrica• Nel VII secolo a.C. venne per la prima volta

osservata, o almeno ne vennero trascritte le osservazioni a riguardo, la proprietà dell’ambra, dell’ebanite e di altri materiali che, strofinati con un panno di lana, acquistano il potere di attirare corpuscoli leggeri come pagliuzze, pezzetti di carta, ecc.

• Dalle osservazioni svolte sui materiali elettrizzati per strofinio possiamo dedurre quanto segue:

• 1) In natura esistono due tipi di materiali, quelli che si elettrizzano per strofinio e gli altri; chiameremo i primi isolanti ed i secondi conduttori.

• 2)L’insieme dei materiali isolanti si divide a sua volta in due specie: quelli che si comportano come il vetro e quelli che si comportano come la bachelite.

• 3)Tra due elementi elettrizzati della stessa specie, come il vetro o la bachelite, si manifesta sempre una forza che tende a farli allontanare tra loro (forza repulsiva)

• bachelite

• 4)Tra due elementi di due specie diverse, ad esempio uno di vetro e l’altro di bachelite, si manifesta sempre una forza che tende a farli avvicinare (forza attrattiva).

• Come possiamo spiegare tutto questo?Possiamo spiegare questi effetti supponendo che la forza elettrica si eserciti tra alcuni oggetti, che chiamiamo particelle. Non tutte le particelle risentono però della forza elettrica: quelle che ne risentono le chiameremo elettricamente cariche, le altre elettricamente neutre.

Dai fatti sperimentali si deduce che esistono due tipi di cariche elettriche, una legata all’ebanite e l’altra al vetro. Chiameremo positiva la carica che compare sulla superficie delle sostanze tipo vetro quando vengono elettrizzate, e negativa l’altra. Risulta quindi che particelle con carica dello stesso segno si respingono, mentre particelle con cariche di segno diverso si attraggono.

vetro bachelite

• Come si spiega allora, che solo strofinando alcuni oggetti si elettrizzano?Questo avviene poiché nella materia, prima dell’azione di strofinamento, ci sono tante particelle cariche negativamente, quante cariche positivamente e quindi la materia appare come neutra. Strofinando il vetro, ad esempio, alcune cariche elettriche negative gli vengono strappate e rimangono sul panno di lana. Per questo il vetro si carica positivamente e si attrae con il panno.Nel caso della bachelite, invece, la lana rilascia alcuni elettroni caricandola quindi negativamente

elettrone e protone hanno carica elettrica uguale, ma di segno opposto, per questo sono necessari un ugual numero dell’uno e dell’altro per avere l’atomo elettricamente neutro.

La forza elettrica tra due cariche può essere espressa dalla legge di Coulomb:

questa forza è tanto più intensa quanto più le cariche sono vicine.

dove c è una costante, q1 e q2 sono le cariche, r è la distanza tra le cariche ed r^ è la direzione della forza.

JJ. THOMSON

Fisico inglese che nel 1830 scopre l’elettrone.

Joseph John Thomson osservò che in un tubo con neon con all’estremità due elettrodi collegati ad un generatore si produce una scarica elettrica proveniente dal catodo. Questi raggi catodici dovevano essere costituiti da particelle di carica negativa ovvero gli elettroni.

anodo catodo

Il tubo di vetro sotto vuoto (pressione interna pari a 10-3 atm) conteneva due placche metalliche. Una placca era collegata al polo positivo di un generatore elettrico (anodo) mentre l’altra era collegata al polo negativo (Catodo)

La radiazione proveniente dal catodo (raggi catodici) producevano una fluorescenza verdastra dietro l’anodo.

Con altri esperimenti è stato possibile dimostrare che:

I raggi catodici sono formati da particelle cariche negativamente chiamate elettroni

Cambiando il metallo del catodo si ottengono sempre fasci di elettroni

QUINDI

GLI ATOMI DI TUTTI GLI ELEMENTI CONTENGONO LE STESSE PARTICELLE NEGATIVE CHIAMATE ELETTRONI

GOLDSTEIN

Dopo la scoperta degli elettroni usando apparecchiature simili furono individuate particelle che venivano attratte dal catodo. Da queste osservazioni Goldstein scoprì i raggi anodici o canale, chiamati poi da Rutherford “protoni”.

catodoanodo

1886

Anche gli esperimenti sulle cariche positive furono condotti in tubi contenenti gas a bassissima pressione. Alla fine Goldestein scoprì che:

Le masse delle particelle positive erano diverse a secondo del gas contenuto nel tubo

La massa della particella positiva più piccola veniva rilevata quando il tubo conteneva idrogeno

Le masse delle altre particelle positive erano multiple della massa dell’idrogeno

I raggi anodici erano particelle positive che si muovevano verso il polo negativo e provenivano dal gas rarefatto contenuto dal tubo e non dalla placca metallica. I gas contenuti nel tubo e bombardati dagli elettroni, perdevano elettroni e si trasformavano in frammenti positivi dell’atomo

Modello Atomico di ThomsonThomson (1897) propose un primo modello di atomo, per così dire “pieno”

In questo modello la carica positiva è concentrata in una sfera centrale mentre gli elettroni sono poggiati sopra un po’ come “l’uvetta sul panettone”(PUDDING)

+

+

+

+

+ +

+

RUTHERFORD

Nel 1911 Lord Rutherford ipotizzò che l’atomo(mondo microscopico) potesse avere una struttura simile al sistema solare(mondo macroscopico).Egli verificò la sua ipotesi con questo famoso esperimento.

(He++)

I grandi angoli di deflessione delle paricelle alfa si potevano spiegare solo ideando un nuovo modello atomico. Lo fece nel 1911 Ernest Rutherford, il quale assunse che gli atomi fossero dotati di un nucleo centrale in cui risiede quasi tutta la sua materia.

Nonostante avesse introdotto il concetto rivoluzionario e corretto di nucleo, il modello di Rutherford risultò insoddisfacente sotto diversi punti di vista. Non giustificava per esempio la stabilità degli atomi.infatti dalla fisica classica (elettromagnetismo)una carica elettrica che si muove di moto circolare tende ad perdere energia e attirato dalla carica elettrica positiva, a cadere sul nucleo emettendo radiazioni continue(di tutte le lunghezze d’onda.L’atomo invece nella realtà è stabile ed emette solo determinate lunghezze d’onda.

Critiche dal mondo scientifico Applicando, come già si è detto, le leggi Applicando, come già si è detto, le leggi

dell'elettromagnetismo al modello planetario di dell'elettromagnetismo al modello planetario di Rutherford, l'elettrone, muovendosi di moto non Rutherford, l'elettrone, muovendosi di moto non rettilineo ed uniforme, avrebbe dovuto irradiare rettilineo ed uniforme, avrebbe dovuto irradiare energia e, seguendo un percorso a spirale, cadere sul energia e, seguendo un percorso a spirale, cadere sul nucleo. L'atomo quindi, in teoria, non solo avrebbe nucleo. L'atomo quindi, in teoria, non solo avrebbe dovuto essere instabile, ma anche emettere radiazioni dovuto essere instabile, ma anche emettere radiazioni di tutte le lunghezze d'onda (quindi formare uno di tutte le lunghezze d'onda (quindi formare uno spettro continuo), corrispondenti alle infinite posizioni spettro continuo), corrispondenti alle infinite posizioni occupate dall'elettrone nella sua traiettoria a spirale occupate dall'elettrone nella sua traiettoria a spirale verso il nucleo. verso il nucleo.

L'atomo invece, nella realtà, è stabile ed emette solo L'atomo invece, nella realtà, è stabile ed emette solo alcune radiazioni di determinate lunghezze d'onda, alcune radiazioni di determinate lunghezze d'onda, come si può osservare dallo spettro di emissione a come si può osservare dallo spettro di emissione a righe. Il modello di Rutherford era quindi in contrasto righe. Il modello di Rutherford era quindi in contrasto sia con le leggi della fisica note a quel tempo (quelle sia con le leggi della fisica note a quel tempo (quelle che in seguito verranno chiamate "classiche"), sia con i che in seguito verranno chiamate "classiche"), sia con i dati sperimentali. dati sperimentali.

Nel 1913 il fisico danese Niels Bohr si prefisse Nel 1913 il fisico danese Niels Bohr si prefisse l'obiettivo di modificare il modello atomico di l'obiettivo di modificare il modello atomico di Rutherford per eliminarne l'aspetto contraddittorio. Rutherford per eliminarne l'aspetto contraddittorio. Egli inizialmente accettò per buona l'idea del nucleo Egli inizialmente accettò per buona l'idea del nucleo centrale con gli elettroni esterni, proposto da centrale con gli elettroni esterni, proposto da Rutherford, anche perché quel modello era il Rutherford, anche perché quel modello era il risultato di un fatto sperimentale inconfutabile. Poi risultato di un fatto sperimentale inconfutabile. Poi però vi apportò delle modifiche sostanziali però vi apportò delle modifiche sostanziali avvalendosi della teoria dei quanti di Planck. avvalendosi della teoria dei quanti di Planck.

Bohr affrontò il problema nella sua forma più Bohr affrontò il problema nella sua forma più elementare: la costruzione del modello dell'atomo elementare: la costruzione del modello dell'atomo dell'idrogeno. Scelse l'idrogeno sia perché si trattava dell'idrogeno. Scelse l'idrogeno sia perché si trattava dell'atomo più semplice di tutti (un nucleo centrale dell'atomo più semplice di tutti (un nucleo centrale con carica positiva con un unico elettrone che gli con carica positiva con un unico elettrone che gli gira intorno), sia perché lo spettro di quell'elemento gira intorno), sia perché lo spettro di quell'elemento si presentava anch'esso in forma molto semplice, con si presentava anch'esso in forma molto semplice, con pochissime righe ben distanziate fra loropochissime righe ben distanziate fra loro..

Studiando l’atomo di idrogeno, concepì un modello capace di conciliare il concetto di nucleo con stabilità degli atomi. Secondo il modello di Bohr, non tutte le orbite circolari sono permesse. Gli elettroni possono muoversi solo su quelle che hanno una distanza dal nucleo ben definita. Questo meccanismo proposto da Bohr era in grado di spiegare le caratteristiche principali delle righe spettrali dell’atomo di idrogeno e questo fatto contribuì al successo del modello.

L’ELETTRONE E’ SIMILE AD UN L’ELETTRONE E’ SIMILE AD UN FOTONEFOTONE

LA LUCE E’ COSTITUITA DA UN LA LUCE E’ COSTITUITA DA UN INSIEME DI PARTICELLE CHIAMATE INSIEME DI PARTICELLE CHIAMATE FOTONI CHE TRASPORTANO ENERGIA FOTONI CHE TRASPORTANO ENERGIA E SONO RESPONSABILI E SONO RESPONSABILI DELL’EMISSIONE DEGLI ELETTRONI DELL’EMISSIONE DEGLI ELETTRONI DALLE SUPERFICIE METALLICHE DALLE SUPERFICIE METALLICHE COLPITE E=hCOLPITE E=hνν

Spettro continuoSpettro continuo

LA LUCELA LUCE

SE PROIETTIAMO SU UNO SCHERMO UN FASCIO DI LUCE SOLARE SE PROIETTIAMO SU UNO SCHERMO UN FASCIO DI LUCE SOLARE DIFFRATTA DA UN PRISMA, VEDIAMO SULLO SCHERMO CHE I DIFFRATTA DA UN PRISMA, VEDIAMO SULLO SCHERMO CHE I RAGGI DIFFRATTI EVIDENZIANO TUTTI I COLORI DELL’IRIDE, SI RAGGI DIFFRATTI EVIDENZIANO TUTTI I COLORI DELL’IRIDE, SI PUO’ DIRE CHE LA LUCE SOLARE DA UNO SPETTRO CONTINUO. PUO’ DIRE CHE LA LUCE SOLARE DA UNO SPETTRO CONTINUO. QUESTO FENOMENO SI PUO’ VEDERE ANCHE PER TUTTI I CORPI QUESTO FENOMENO SI PUO’ VEDERE ANCHE PER TUTTI I CORPI SOLIDI PORTATI ALL’INCANDESCENZA. PER I GAS RAREFATTI SOLIDI PORTATI ALL’INCANDESCENZA. PER I GAS RAREFATTI INVECE SI OSSERVANO SPETTRI A RIGHE DISCONTINUI.INVECE SI OSSERVANO SPETTRI A RIGHE DISCONTINUI.

Spettro atomo d’idrogenoSpettro atomo d’idrogeno

Gas ad alta temperatura Gas ad alta temperatura emettono spettri a righe emettono spettri a righe (discontinui).(discontinui).

Ogni elemento chimico Ogni elemento chimico emette uno spettro a righe emette uno spettro a righe diverso.diverso.

Quello mostrato e’ lo spettro Quello mostrato e’ lo spettro del gas rarefatto Idrogeno le del gas rarefatto Idrogeno le righe che si vedono sono righe che si vedono sono quelle che cadono nella quelle che cadono nella zona del visibile (400-700 zona del visibile (400-700 nm) nm)

MODELLO ATOMICO DI BOHR MODELLO ATOMICO DI BOHR

N. BOHRN. BOHR

PENSO’ CHE L’EMISSIONE DI LUCE DA PENSO’ CHE L’EMISSIONE DI LUCE DA PARTE DEGLI ATOMI DIPENDEVA DAGLI PARTE DEGLI ATOMI DIPENDEVA DAGLI ELETTRONI CHE RUOTAVANO ATTORNO AL ELETTRONI CHE RUOTAVANO ATTORNO AL NUCLEO.NUCLEO.

L’ELETTRONE PERCORRE SOLO L’ELETTRONE PERCORRE SOLO DETERMINATE ORBITE CIRCOLARI. DETERMINATE ORBITE CIRCOLARI.

LA SUA ENERGIA PUO’ AUMENTARE O LA SUA ENERGIA PUO’ AUMENTARE O DIMINUIRE SOLO PER QUANTITA’ BEN DIMINUIRE SOLO PER QUANTITA’ BEN PRECISE, SE ACQUISTA ENERGIA SALTA PRECISE, SE ACQUISTA ENERGIA SALTA VERSO UN’ORBITA PIU’ ESTERNA, SE CEDE VERSO UN’ORBITA PIU’ ESTERNA, SE CEDE ENERGIA SALTA VERSO UN’ORBITA PIU’ ENERGIA SALTA VERSO UN’ORBITA PIU’ INTERNA..INTERNA..

e

+e

e

• Un elettrone su orbita quantizzata non emette energia.

• Un elettrone può cambiare orbita emettendo o assorbendo un quanto con energia pari alla differenza fra le energie dei livelli. Quando l’elettrone cade su un livello di energia inferiore l’atomo emette una luce caratteristica e la luce emessa compare nello spettro.

Il modello di BohrIl modello di Bohr

RIEPILOGO DEI MODELLI ATOMICIRIEPILOGO DEI MODELLI ATOMICI

MODELLI ATOMICO DI THOMSON DETTO “A PUDDING”

GliGli elettronielettroni ruotavano ruotavano in qualunque orbita.in qualunque orbita.

Gli elettroni,ruotavano in delle

orbite ben definite(quantizzate)

1911

19131897

MODELLO ATOMICO DI BOHRMODELLO ATOMICO DI BOHR

ELETTRONI

PERCORRONO SOLO DETERMINATE

ORBITE CIRCOLARI DETTE STAZIONARIE

SONO PERMESSE SOLO ALCUNE ORBITE CHE

POSSIEDONO DETERMINATE ENERGIE SI DICE CHE SONO

QUANTIZZATE SE FORNIAMO ENERGIA AGLI ATOMI GLI ELETTRONI SALTERANNO SU

UN’ORBITA CHE AVRA’ UN LIVELLO ENERGETICO PIU’ ALTO

(STATO ECCITATO)

L’ELETTRONE TORNERA’ AD UNLIVELLO ENERGETICO PIU’ BASSO

(STATO STAZIONARIO) E L’ATOMO EMETTERA UNA RADIAZIONECARATTERISTICA: UNA RIGA NELLO

SPETTRO .

1

2

3

4

nucleo - - - - - -

- -

- -

- - - -

- - - -

Gli elettroni sono Gli elettroni sono distribuiti intorno al distribuiti intorno al nucleo in strati nucleo in strati sferici concentrici e sferici concentrici e situati a varie situati a varie distanze da esso.distanze da esso.

Questi strati sono Questi strati sono detti anche detti anche orbiteorbite o o livellilivelli energeticienergetici e e rappresentano rappresentano l’energia degli l’energia degli elettroni. Più gli elettroni. Più gli elettroni sono elettroni sono distanti, maggiore è la distanti, maggiore è la loro energia.loro energia.

I livelli energetici sono definiti da un numero I livelli energetici sono definiti da un numero quantico principale “n”espresso da numeri quantico principale “n”espresso da numeri interi progressivi (1, 2, 3, …) o con delle interi progressivi (1, 2, 3, …) o con delle lettere (k, l, m, …), iniziando dal livello a lettere (k, l, m, …), iniziando dal livello a energia più bassa cioè quello più vicino al energia più bassa cioè quello più vicino al nucleo.nucleo.Per gli elementi noti sono stati individuati fino Per gli elementi noti sono stati individuati fino a 7 livelli energetici, ma teoricamente il loro a 7 livelli energetici, ma teoricamente il loro numero è infinito.numero è infinito.

Livello Livello energeticoenergetico

Numero massimo di Numero massimo di elettronielettroni

11 KK 2 * 12 * 122 = 2 = 2

22 LL 2 * 22 * 222 = 8 = 8

33 MM 2 * 32 * 322 = 18 = 18

44 NN 2 * 42 * 422 = 32 = 32

55 OO 2 * 52 * 522 = 50 = 50

66 PP 2 * 62 * 622 = 72 = 72

77 QQ 2 * 72 * 722 = 98 = 98

Niels Bohr scoprì anche che ogni orbita poteva Niels Bohr scoprì anche che ogni orbita poteva contenere un numero massimo di elettroni contenere un numero massimo di elettroni secondo la relazione:secondo la relazione:

Numero massimo elettroni in un’orbita = 2n2n22

dove n rappresenta il dove n rappresenta il livello energeticolivello energetico

In realtà questa

relazione è valida solo

per i primi 4 livelli

energetici

Per atomi con più elettroni che si influenzano reciprocamente Il modello atomico di Bohr risultò valido solo per spiegare il comportamento dell’idrogeno che ha un unico elettrone; risultò insufficiente.

Nel 1915 Sommerfeld ampliò il modello atomico di Bohr aggiungendo alle orbite circolari altre orbite quantizzate ellittiche nelle quali il nucleo occupa uno dei due fuochi

Le orbite ellittiche di Sommerfeld resero necessaria l’introduzione di un altro numero quantico: il numero quantico secondario l che determina la forma dell’orbita descritta dall’elettrone

Studi successivi portarono all’introduzione del numero quantico magnetico m e del numero quantico di spin s.

•Nel 1932 fu scoperto il neutrone per cui si pervenne presto ad un modello dell'atomo completo, in cui al centro vi è il nucleo composto di protoni positivi e neutroni  ed attorno vi ruotano gli elettroni. Ma anche l'idea di come gli elettroni ruotano attorno al nucleo venne profondamente modificata alla luce delle scoperte della meccanica quantistica. Fu abbandonato il concetto di orbita e fu introdotto il concetto di orbitale.

MASSA MASSA CARICA (Kg) (U.M.A.) ELETTRICA (convenzionale)

PROTONE 1,67265 X 10-27 1,0072 +1

NEUTRONE 1,67495 X 10-27 1,0086 0 ELETTRONE 9.1094 X 10-31 0,000 -1

U.M.A. = UNITA’ DI MASSA ATOMICA = 1,66 X 10-27Kg 1/12 della massa assoluta(1.99x10-26Kg) del carbonio 12

Quark presenti nei protoni e nei neutroni

2 up e un down.Il collante tra i protoni all’interno del nucleo è dovuto alla forza nucleare forte(i gluoni svolgono questa azione tra i quark ).La forza fu ipotizzata da Enrico Fermi.

Anche nei neutroni sono presenti tre quark;ma 2 down e un up.

Per un elettrone , con massa molto piccola, Per un elettrone , con massa molto piccola, l’alto valore di velocità gioca un ruolo molto l’alto valore di velocità gioca un ruolo molto importante per spiegarne il comportamento.importante per spiegarne il comportamento.

Date, quindi, le velocità prossima a quelle Date, quindi, le velocità prossima a quelle della luce, degli elettroni , non è possibile della luce, degli elettroni , non è possibile determinarne con esattezza, determinarne con esattezza, contemporaneamente posizione e contemporaneamente posizione e velocità(principio di indeterminazione di velocità(principio di indeterminazione di Heisemberg),è possibile invece determinare Heisemberg),è possibile invece determinare la probabilità di trovare l’elettrone in una la probabilità di trovare l’elettrone in una certa regione dello spazio(orbitale).certa regione dello spazio(orbitale).

RIEPILOGO DEI MODELLI ATOMICIRIEPILOGO DEI MODELLI ATOMICI

MODELLI ATOMICO DI THOMSON DETTO “A PUDDING”

1897

1911

1913

1926

I numeri quantici

Numero quantico principaleNumero quantico principale (n), specifica il (n), specifica il livello energetico di un elettrone nell’atomo;livello energetico di un elettrone nell’atomo;

Numero quanticoNumero quantico secondariosecondario (l) o(l) o angolareangolare oo azimutale,azimutale, indica la forma dell’orbitale in cui indica la forma dell’orbitale in cui si trova un elettrone (s, p, d, f);si trova un elettrone (s, p, d, f);

Numero quantico magnetico (m), specifica Numero quantico magnetico (m), specifica l’orientamento dell’orbitale;numerol’orientamento dell’orbitale;numero orbitaliorbitali per tipo.per tipo.

Numero quantico magnetico di spin (mNumero quantico magnetico di spin (mss), ), indica il verso di rotazione dell’elettrone inindica il verso di rotazione dell’elettrone in un orbitaleun orbitale..

Tutte le caratteristiche degli orbitali sono definite Tutte le caratteristiche degli orbitali sono definite da quattro numeri quantici:da quattro numeri quantici:

nn (1 (1 7) 7)

ll (0 (0 nn-1)-1)

mm (-(-ll + +ll))

mmss (-1/2; +1/2)(-1/2; +1/2)

Valori assunti dai numeri Valori assunti dai numeri quanticiquantici

n numero quantico principale

n n = = (1 (1 77))

- Al crescere di n, crescono le dimensioni - Al crescere di n, crescono le dimensioni dell’orbitale.dell’orbitale.

- All'aumentare di n, aumenta E degli orbitali, - All'aumentare di n, aumenta E degli orbitali, finché per n= finché per n= , E=0; l'elettrone non è più , E=0; l'elettrone non è più legato al nucleo.legato al nucleo.

Orbitale s

• ha una forma sferica;

• la nuvola elettronica diviene meno densa man mano che la distanza dal nucleo aumenta;

• maggiore è l’energia dell’orbitale s, maggiore è il diametro della sfera.

Orbitale p• sono presenti tre orbitali p per ogni livello energetico, orientati lungo 3 assi perpendicolari;

• la forma è data da due lobi posti ai lati opposti del nucleo;

• i due lobi sono separati da un piano, detto nodale;

• gli elettroni non si trovano mai sul piano nodale.

Orbitale d• la forma è più complicata degli orbitali s e p;

• sono presenti cinque orbitali d per ogni livello energetico;

• quattro di essi hanno 4 lobi, il quinto è differente;

• gli elettroni non si trovano mai sui 2 piani nodali.

Orbitale f• la forma è più complicata degli orbitali s, p e d;

• sono presenti sette orbitali f per ogni livello energetico;

• quattro di essi hanno 8 lobi, gli altri tre hanno 2 lobi e 1 anello;

• gli elettroni non si trovano mai sui 3 piani nodali.

ms numero quantico magnetico di spin

mmss = = (-(-1/21/2;;+1/2+1/2))

mmss può assumere solo due valori: può assumere solo due valori:

+ ½+ ½ se ruota in senso se ruota in senso antiorario;antiorario;

- ½- ½ se ruota in senso se ruota in senso orario.orario.

Configurazione elettronicaElectronic structure

Ogni atomo e, quindi, ogni elemento è Ogni atomo e, quindi, ogni elemento è caratterizzato da una specifica disposizione degli caratterizzato da una specifica disposizione degli elettroni nei suoi livelli e sottolivelli elettroni nei suoi livelli e sottolivelli energetici(ORBITALI). Tale distribuzione prende il energetici(ORBITALI). Tale distribuzione prende il nome di configurazione elettronica dell’atomo.nome di configurazione elettronica dell’atomo.

Il procedimento ideale di riempimento degli Il procedimento ideale di riempimento degli orbitali avviene seguendo tre principi o criteri orbitali avviene seguendo tre principi o criteri operativioperativi: :   1) l’”aufbau prinzip” (il principio della 1) l’”aufbau prinzip” (il principio della costruzionecostruzione a strati o principio di minima a strati o principio di minima energia): ogni elettrone occupa l'orbitale energia): ogni elettrone occupa l'orbitale disponibile a energia più bassa.disponibile a energia più bassa.

2)2) Il Principio di esclusione di Pauli:Il Principio di esclusione di Pauli:

Non è possibile che più di due Non è possibile che più di due elettroni occupino il medesimo elettroni occupino il medesimo orbitale. Quando lo fanno, i loro spin orbitale. Quando lo fanno, i loro spin devono appaiarsi (cioè devono essere devono appaiarsi (cioè devono essere antiparalleli).antiparalleli).Un altro modo per esprimerlo è:Un altro modo per esprimerlo è:Nessun atomo può contenere due Nessun atomo può contenere due elettroni che abbiano tutti e quattro i elettroni che abbiano tutti e quattro i numeri quantici uguali (almeno mnumeri quantici uguali (almeno mss deve essere diversodeve essere diverso).).

3) La Regola di Hund:3) La Regola di Hund:

Quando vi sono uno o più orbitali disponibili Quando vi sono uno o più orbitali disponibili appartenenti allo stesso sottolivello (cioè appartenenti allo stesso sottolivello (cioè che hanno la stessa l ma m differente), gli che hanno la stessa l ma m differente), gli elettroni si dispongono in modo da elettroni si dispongono in modo da occuparli, per quanto possibileoccuparli, per quanto possibile, , singolarmente. singolarmente.

Orbitale vuoto / empty orbital

Orbitale semipieno / half full (empty) orbital

Orbitale pieno / full orbital

1 orbitale s1 orbitale s (l = 0; m = 0) 2 e-

3 orbitali p3 orbitali p (l = 1; m = -1; 0; +1) 6 e-

5 orbitali d5 orbitali d (l = 2; m = -2; -1; 0; +1; +2) 10 e-

7 orbitali f7 orbitali f (l = 3; m = -3; -2; -1; 0; +1; +2; +3) 14 e-

N° max N° max

ee--

(2n(2n22))orbitaliorbitali N° eN° e-- N° tot. eN° tot. e--

n = n = 11 22 1s1s 22 22

n = n = 22 882s2s 22

882p2p 66

n = n = 33 1818

3s3s 22

18183p3p 66

3d3d 1010

ENERGIA

ORBITALIs p d f

n = 1

n = 2

n = 3

n = 4

Es. CaCa Z = 20Z = 20

2 e-

8 e-

8 e-

2 e-

Ca 1s22s22p63s23p64s2 , [Ar]4s2