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la struttura dell’atomo

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 I. La doppia natura della luce
quello che sappiamo sulla struttura elettronica degli atomi viene dall'analisi della luce emessa o
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Marta Gallo

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I. La doppia natura della luce quello che sappiamo sulla struttura elettronica degli atomi viene dall'analisi della luce emessa o assorbita dalle sostanze La struttura dell'atomo la natura della luce può essere descritta come: ondulatoria e corpuscolare > La natura ondulatoria della luce metà 800 James Clerk Maxwell afferma che la luce è un particolare tipo di onda elettromagnetica che nasce da una rapida oscillazione di cariche elettriche spettro elettromagnetico -> grande famiglia delle onde elettromagnetiche (raggi X, onde radio...) grandezze che caratterizzano i fenomeni ondulatori: ● frequenza: indica il n. di oscillazioni complete compiute da un'onda in un secondo lunghezza d'onda: indica la distanza dopo la quale un'onda si riproduce uguale a se stessa • velocità di propagazione: per le radiazioni elettromagnetiche nel vuoto è uguale alla v. della luce legate dalla relazione: C= =λν lunghezza d'onda e frequenza sono grandezze inversamente proporzionali ampiezza onda (oscillazione della carica) determina l'intensità della radiazione spettro del visibile: comprende i colori dal violetto al rosso se facciamo passare un fascio di luce solare attraverso un prisma di vetro, essa viene suddivisa in tanti fasci di colore diverso -> spettro continuo (serie continua di colori ottenuti) - la diffrazione [deviazione che subisce la traiettoria della luce quando attraversa una fessura piccola] si interpreta utilizzando il modello ondulatorio ● * si verifica quando un fascio di luce giunge...

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su un ostacolo molto piccolo il fascio si allarga formando zone chiare e scure alternate -> frange di interferenza > I fotoni quando la luce interagisce con la materia, emerge la sua seconda natura (corpuscolare) fotoni: pacchetti di energia luminosa -> luce e radiazioni elettromagnetiche sono composte da fotoni capaci di cedere energia agli elettroni con cui interagiscono a ogni fotone è associata un'energia espressa dalla relazione: E= hv - nella propagazione appare il comportamento ondulatorio - nelle interazioni con la materia emerge l'aspetto corpuscolare la luce ha una natura discontinua 2 La “luce” degli atomi spettro a righe: caratteristico per ogni elemento chimico analizzato > per l'idrogeno otteniamo 4 righe colorate la figura mostra solo le radiazioni che appaiono nella zona della luce visibile • ogni sostanza emette uno spettro caratteristico formato da una serie di righe scarica in atmosfera di H₂ fenditura prisma lastra fotografica 656 nm 486 nm 434 nm 410 nm 3 L'atomo di idrogeno secondo Bohr Bohr riprende il modello nucleare, applicando a livello atomico l'idea di quanti di energia e riesce a giustificare lo spettro a righe dell'atomo di idrogeno nuovo modello si basa su: - l'elettrone percorre determinate orbite circolari (orbite stazionarie) - all'elettrone sono permesse solo certe orbite, cui corrispondono determinati valori di energia (orbite quantizzate) - per passare da un'orbita a un'altra di livello energetico elevato, l'elettrone assorbe un quanto di energia fornita - quando un elettrone "cade" su un livello di energia inferiore emette un fotone - energia del fotone emesso o assorbito corrisponde alla differenza di energia tra le due orbite L'atomo emette energia. -n = 7 n = 6- -n = 5- n = 4- -n = 3- n = 2 n = 1 L'atomo assorbe energia. Bohr elabora un'equazione matematica per determinare il contenuto energetico di un elettrone in un'orbita -> En= -K/n^2 n: numero quantico principale, assume solo valori interi (1,2,3...) stato fondamentale: livello più basso di energia (n=1) stati eccitati: livelli di energia superiore E2, E3... —> elettrone può raggiungerli solo se riceve l'esatta quantità di energia necessaria per il salto (salto quantico) - elettroni degli atomi eccitati ritornano nello stato fondamentale direttamente o scendono passando per i livelli inferiori di energia, con l'emissione di un fotone per ogni salto di orbita • modelli di Bohr in grado di spiegare le radiazioni emesse dall'atomo di idrogeno, ma non riesce a giustificare lo spettro a righe degli altri elementi 4 L'elettrone: particella o onda? nel modello di Bohr sono presenti sia elementi della teoria dei quanti sia elementi della fisica classica -> modello basato sulla probabilità di trovare una particella nello spazio De Broglie ipotizzò che la doppia natura ondulatoria e corpuscolare fosse una proprietà universale della materia -> associò a ogni particella in movimento un'onda legame tra caratteristiche corpuscolari e ondulatorie: • a ciascun corpo in movimento è associata una lunghezza d'onda, ricavabile da: λ= h/mv λ = h.c E = h.c m.c² = h m.c 5 L'elettrone e la meccanica quantistica meccanica quantistica -> parte della chimica-fisica che descrive il comportamento di elettroni, fotoni e altre particelle microscopiche, basandosi su leggi statistiche - leggi meccanica quantistica determinano la probabilità con cui può verificarsi un evento > Il principio di indeterminazione di Heisenberg afferma che non è possibile conoscere a ogni istante la posizione e la velocità di un elettrone 6 L'equazione d'onda le onde che si propagano con l'elettrone in moto nell'atomo possono essere descritte da una funzione matematica proposta da Schrödinger -> l'equazione d'onda di Schrödinger - fornisce info sulla probabilità di trovare l'elettrone in un punto dello spazio intorno al nucleo 7 Numeri quantici e orbitali funzione d'onda contiene tre numeri interi (numeri quantici n,l,m) che definiscono lo stato quantico dell'elettrone e ne specificano il valore di una proprietà dell'elettrone orbitale: funzione d'onda elettronica caratterizzata da una particolare terna di valori di n,1,m • numero quantico principale n (n=1,2,3...,7): definisce il livello energetico dell'elettrone che è proporzionale alla distanza dal nucleo • numero quantico secondario / (I=0,1..., n-1): determina le caratteristiche geometriche dell'orbitale valori di / 0123 lettera spdf • numero quantico magnetico m (m= -1, 0, +1): definisce quanti orbitali della stessa forma, ma con orientazione diversa, possono coesistere in un sottolivello • numero quantico di spin ms (ms= +- 1/2): indica il valore di spin che può essere assunto dall'elettrone) spin: proprietà intrinseca dell'elettrone che si manifesta quando l'elettrone assume due diversi stati energetici 8 Dall'orbitale alla forma dell'atomo lo spazio intorno al nucleo entro il quale si ha una certa probabilità di trovare l'elettrone –> superficie di contorno forma superfici di contorno e volumi da esse racchiusi variano da un orbitale all'altro: - forma è determinata dal numero quantico secondario / - volume dipende dal numero quantico principale n superficie di contorno degli orbitali s è una sfera il cui volume aumenta all'aumentare del numero quantico principale n volume 1s 2s 3s superficie di contorno degli orbitali p è un doppio lobo che si espande lungo gli assi x,y,z dxy 4s Z Z Z Px Py Pz 2 x 8 superficie di contorno degli orbitali d (5) è a quattro lobi dyz ***** dzx 5s y dx²y² d₂² 9 La configurazione elettronica può accadere che l'energia di un orbitale di un livello superiore (4s), sia minore di quella di un orbitale appartenente al livello inferiore (3d) - all'aumentare del n. quantico principale, diminuiscono le differenze di energia tra un livello e l'altro configurazione di un atomo o ione è l'insieme degli orbitali necessari a descrivere tutti i suoi elettroni numero quantico principale 1s¹ > Il principio di Aufbau per scrivere la configurazione elettronica di un atomo si applica il principio di Aufbau secondo tale procedimento, si immagina di costruire un atomo aggiungendolo uno a uno i suoi Z elettroni negli orbitali di minor energia 1. determinare il numero di elettroni 2. distribuire gli elettroni negli orbitali in ordine di energia crescente 3. riorganizzare la configurazione elettronica (in base al valore di n crescente) 4. la somma di tutti gli esponenti corrisponda al numero di elettroni 7s 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d → 4p → 5s4d → 5p → → 6s →4f→ 5d6p7s5f6d → 7p 6s 5s 4s 3s 2s 1s 7p 6p 5p 4p 3p 2p 6d 5d 4d numero di elettroni 3d tipo di orbitale 5f 4f > La regola di Hund se ci sono orbitali allo stesso livello energetico, prima si colloca un elettrone su ciascuna orbitale vuoto, poi si completano gli orbitali semipieni - nella configurazione elettronica più stabile di un atomo, gli elettroni appartenenti a un medesimo sottolivello tendono ad assumere lo stesso spin

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Un appunto così carino per la scuola 😍😍, è davvero utile!

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su un ostacolo molto piccolo il fascio si allarga formando zone chiare e scure alternate -> frange di interferenza > I fotoni quando la luce interagisce con la materia, emerge la sua seconda natura (corpuscolare) fotoni: pacchetti di energia luminosa -> luce e radiazioni elettromagnetiche sono composte da fotoni capaci di cedere energia agli elettroni con cui interagiscono a ogni fotone è associata un'energia espressa dalla relazione: E= hv - nella propagazione appare il comportamento ondulatorio - nelle interazioni con la materia emerge l'aspetto corpuscolare la luce ha una natura discontinua 2 La “luce” degli atomi spettro a righe: caratteristico per ogni elemento chimico analizzato > per l'idrogeno otteniamo 4 righe colorate la figura mostra solo le radiazioni che appaiono nella zona della luce visibile • ogni sostanza emette uno spettro caratteristico formato da una serie di righe scarica in atmosfera di H₂ fenditura prisma lastra fotografica 656 nm 486 nm 434 nm 410 nm 3 L'atomo di idrogeno secondo Bohr Bohr riprende il modello nucleare, applicando a livello atomico l'idea di quanti di energia e riesce a giustificare lo spettro a righe dell'atomo di idrogeno nuovo modello si basa su: - l'elettrone percorre determinate orbite circolari (orbite stazionarie) - all'elettrone sono permesse solo certe orbite, cui corrispondono determinati valori di energia (orbite quantizzate) - per passare da un'orbita a un'altra di livello energetico elevato, l'elettrone assorbe un quanto di energia fornita - quando un elettrone "cade" su un livello di energia inferiore emette un fotone - energia del fotone emesso o assorbito corrisponde alla differenza di energia tra le due orbite L'atomo emette energia. -n = 7 n = 6- -n = 5- n = 4- -n = 3- n = 2 n = 1 L'atomo assorbe energia. Bohr elabora un'equazione matematica per determinare il contenuto energetico di un elettrone in un'orbita -> En= -K/n^2 n: numero quantico principale, assume solo valori interi (1,2,3...) stato fondamentale: livello più basso di energia (n=1) stati eccitati: livelli di energia superiore E2, E3... —> elettrone può raggiungerli solo se riceve l'esatta quantità di energia necessaria per il salto (salto quantico) - elettroni degli atomi eccitati ritornano nello stato fondamentale direttamente o scendono passando per i livelli inferiori di energia, con l'emissione di un fotone per ogni salto di orbita • modelli di Bohr in grado di spiegare le radiazioni emesse dall'atomo di idrogeno, ma non riesce a giustificare lo spettro a righe degli altri elementi 4 L'elettrone: particella o onda? nel modello di Bohr sono presenti sia elementi della teoria dei quanti sia elementi della fisica classica -> modello basato sulla probabilità di trovare una particella nello spazio De Broglie ipotizzò che la doppia natura ondulatoria e corpuscolare fosse una proprietà universale della materia -> associò a ogni particella in movimento un'onda legame tra caratteristiche corpuscolari e ondulatorie: • a ciascun corpo in movimento è associata una lunghezza d'onda, ricavabile da: λ= h/mv λ = h.c E = h.c m.c² = h m.c 5 L'elettrone e la meccanica quantistica meccanica quantistica -> parte della chimica-fisica che descrive il comportamento di elettroni, fotoni e altre particelle microscopiche, basandosi su leggi statistiche - leggi meccanica quantistica determinano la probabilità con cui può verificarsi un evento > Il principio di indeterminazione di Heisenberg afferma che non è possibile conoscere a ogni istante la posizione e la velocità di un elettrone 6 L'equazione d'onda le onde che si propagano con l'elettrone in moto nell'atomo possono essere descritte da una funzione matematica proposta da Schrödinger -> l'equazione d'onda di Schrödinger - fornisce info sulla probabilità di trovare l'elettrone in un punto dello spazio intorno al nucleo 7 Numeri quantici e orbitali funzione d'onda contiene tre numeri interi (numeri quantici n,l,m) che definiscono lo stato quantico dell'elettrone e ne specificano il valore di una proprietà dell'elettrone orbitale: funzione d'onda elettronica caratterizzata da una particolare terna di valori di n,1,m • numero quantico principale n (n=1,2,3...,7): definisce il livello energetico dell'elettrone che è proporzionale alla distanza dal nucleo • numero quantico secondario / (I=0,1..., n-1): determina le caratteristiche geometriche dell'orbitale valori di / 0123 lettera spdf • numero quantico magnetico m (m= -1, 0, +1): definisce quanti orbitali della stessa forma, ma con orientazione diversa, possono coesistere in un sottolivello • numero quantico di spin ms (ms= +- 1/2): indica il valore di spin che può essere assunto dall'elettrone) spin: proprietà intrinseca dell'elettrone che si manifesta quando l'elettrone assume due diversi stati energetici 8 Dall'orbitale alla forma dell'atomo lo spazio intorno al nucleo entro il quale si ha una certa probabilità di trovare l'elettrone –> superficie di contorno forma superfici di contorno e volumi da esse racchiusi variano da un orbitale all'altro: - forma è determinata dal numero quantico secondario / - volume dipende dal numero quantico principale n superficie di contorno degli orbitali s è una sfera il cui volume aumenta all'aumentare del numero quantico principale n volume 1s 2s 3s superficie di contorno degli orbitali p è un doppio lobo che si espande lungo gli assi x,y,z dxy 4s Z Z Z Px Py Pz 2 x 8 superficie di contorno degli orbitali d (5) è a quattro lobi dyz ***** dzx 5s y dx²y² d₂² 9 La configurazione elettronica può accadere che l'energia di un orbitale di un livello superiore (4s), sia minore di quella di un orbitale appartenente al livello inferiore (3d) - all'aumentare del n. quantico principale, diminuiscono le differenze di energia tra un livello e l'altro configurazione di un atomo o ione è l'insieme degli orbitali necessari a descrivere tutti i suoi elettroni numero quantico principale 1s¹ > Il principio di Aufbau per scrivere la configurazione elettronica di un atomo si applica il principio di Aufbau secondo tale procedimento, si immagina di costruire un atomo aggiungendolo uno a uno i suoi Z elettroni negli orbitali di minor energia 1. determinare il numero di elettroni 2. distribuire gli elettroni negli orbitali in ordine di energia crescente 3. riorganizzare la configurazione elettronica (in base al valore di n crescente) 4. la somma di tutti gli esponenti corrisponda al numero di elettroni 7s 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d → 4p → 5s4d → 5p → → 6s →4f→ 5d6p7s5f6d → 7p 6s 5s 4s 3s 2s 1s 7p 6p 5p 4p 3p 2p 6d 5d 4d numero di elettroni 3d tipo di orbitale 5f 4f > La regola di Hund se ci sono orbitali allo stesso livello energetico, prima si colloca un elettrone su ciascuna orbitale vuoto, poi si completano gli orbitali semipieni - nella configurazione elettronica più stabile di un atomo, gli elettroni appartenenti a un medesimo sottolivello tendono ad assumere lo stesso spin