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CAPITOLO 9, IL MODELLO ATOMICO DI BOHR APPLICATO ALL'ATOMO DI IDROGENO…
CAPITOLO 9
IL MODELLO ATOMICO DI BOHR APPLICATO ALL'ATOMO DI IDROGENO
1) Il modello atomico di Bohr è riuscito a superare i limiti della fisica classica.
2) Un problema importante era spiegare perché l'elettrone, ruotando attorno al nucleo, non perde energia e non cade nel nucleo.
3) Bohr ha dimostrato che l'elettrone, per avvicinarsi o allontanarsi dal nucleo, deve assorbire o rilasciare quantità precise di energia
4) Secondo Bohr, l'elettrone, di solito, si trova nello stato
fondamentale
, cioè lo stato in cui ha la minima energia possibile. In questo stato, l'elettrone si muove solo su certe orbite circolari, chiamate
orbite stazionarie
, e non può trovarsi in orbite intermedie tra queste.
5) Da questa ipotesi si possono trarre due conclusioni:
6) Fino a quando l'elettrone rimane su un'orbita permessa, la sua energia resta costante e non viene emessa energia, quindi l'elettrone non può cadere sul nucleo.
Quando l'elettrone assorbe energia, passa in uno stato eccitato, cioè si sposta su un'orbita più lontana e con più energia, assorbendo esattamente la quantità di energia pari alla differenza tra le due orbite.
IL NUMERO QUANTICO DI SPIN (ms)
1) Descrive il moto di rotazione dell'elettrone intorno al proprio asse
2) Può assumere solo due valori a seconda che la rotazione avvenga in senso orario o antiorario: orario (
1/2
) oppure antiorario (
-1/2
)
3) Per indicare lo spin si rappresenta l'elettrone con una freccia verticale
4) Quando due elettroni si trovano nello stesso orbitale con diverso numero quantico di spin, si dice che hanno spin opposto e si rappresentano con due frecce orientate nel senso opposto
Due elettroni con ms = 1/2 e con ms = -1/2
5) Se due o più elettroni si trovano in due o più orbitali con lo stesso numero quantico di spin si dice che hanno spin parallelo e si rappresentano con due o più frecce orientate nello stesso modo
In questo caso abbiamo due elettroni con ms = 1/2
PRINCIPIO DI AUFBAU
1) Gli elettroni si dispongono in un atomo occupando prima gli orbitali liberi con energia minore.
2) L'energia di un orbitale dipende in prima istanza dal suo numero quantico principale N
3) Oltre che da N dipende anche dal suo numero quantico secondario L.
4) A parità di N l'energia di un orbitale aumenta con l'aumentare di L;
a parità di L aumenta al crescere di N.
5) L'ordine di energia crescente è il seguente:
1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s.
LA TEORIA QUANTISTICA
1) Per risolvere i problemi del modello atomico di Rutherford, nel 1913 il fisico Bohr applicò la teoria quantistica all'atomo di idrogeno.
2) Questa teoria, formulata nel 1900 da Planck, afferma che l'energia di una radiazione elettromagnetica non viene emessa o assorbita in modo continuo, ma a intervalli precisi, chiamati "
quanti
".
3) Secondo la teoria quantistica, l'energia è "quantizzata", cioè può essere rilasciata o assorbita solo in quantità specifiche, non in modo fluido o continuo.
Queste quantità definite sono i "quanti" di energia.
L'ORBITALE ATOMICO
1) Poiché non possiamo definire con precisione l'orbita di un elettrone, anche la sua posizione diventa incerta.
2) Perciò, possiamo solo calcolare la probabilità di trovare l'elettrone vicino al nucleo, in una certa area dello spazio.
3) L'orbita è considerata come quella zona attorno al nucleo dove c'è il 95% di probabilità di trovare l'elettrone. L'elettrone non si muove lungo un percorso circolare, ma occupa uno spazio tridimensionale attorno al nucleo chiamato
orbitale
.
4) Gli orbitali differiscono tra loro per
dimensione, energia, forma e orientamento
. Queste caratteristiche sono determinate da tre numeri interi chiamati numeri quantici:
COME FARE LA
CONFIGURAZIONE ELETTRONICA
(conoscenze e strumenti)
1) Strumenti: tavola periodica degli elementi (per conoscere il numero atomico di un elemento).
2)
PRINCIPIO DI AUFBAU
Questo principio ci dice l'ordine in cui gli orbitali atomici vengono riempiti dagli elettroni.
1s, 2s, 2p, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d
3)
PRINCIPIO DELLA MASSIMA MOLTEPLICITA' (REGOLA DI HUND)
Se sono disponibili orbitali degeneri (isoenergetici, con la stessa energia), gli elettroni si distribuiscono singolarmente, con spin paralleli (cioè tutti con numero quantico
ms = +1/2, oppure tutti con numero quantico ms= -1/2).
4)
PRINCIPIO DI PAULI
In un atomo non possono coesistere due o più elettroni che hanno numeri quantici uguali (n, l, m, ms).
Ogni orbitale può, quindi, ospitare al massimo
DUE
elettroni che devono avere spin opposto.
PASSI DA FARE
Facciamo la configurazione del
SILICIO
1)
Numero atomico del silicio
Il numero atomico del silicio è 14. Questo significa che ha 14 protoni e, in uno stato neutro, anche 14 elettroni.
2)
Ordine di riempimento degli orbitali
Ora dobbiamo distribuire i 14 elettroni negli orbitali seguendo l'ordine indicato dal
principio di Aufbau
.
Gli orbitali vengono riempiti in ordine crescente di energia. Gli orbitali s possono contenere al massimo 2 elettroni, mentre gli orbitali p possono contenere al massimo 6 elettroni.
3)
Distribuzione degli elettroni
1s: può contenere fino a 2 elettroni. Quindi mettiamo 2 elettroni qui → .
2s: può contenere altri 2 elettroni. Quindi, mettiamo 2 elettroni → .
2p: può contenere fino a 6 elettroni. Mettiamo 6 elettroni → .
3s: può contenere 2 elettroni. Mettiamo 2 elettroni → .
3p: a questo punto ci rimangono 2 elettroni da sistemare, quindi mettiamoli qui → .
4)
Configurazione elettronica finale
1s^2\, 2s^2\, 2p^6\, 3s^2\, 3p^2
Facendo i calcoli: 2+2+6+2+2 = 14
I LIMITI DEL MODELLO DI RUTHERFORD
1) Il modello planetario di Rutherford, anche se brillante, non era in accordo con le leggi della fisica classica.
Secondo le leggi dell'elettromagnetismo, un elettrone che gira attorno al nucleo lungo orbite circolari dovrebbe perdere energia cinetica, rilasciandola sotto forma di radiazioni elettromagnetiche.
2) Questa perdita di energia farebbe rallentare l'elettrone, riducendo la forza centrifuga che lo tiene lontano dal nucleo. Di conseguenza, l'elettrone seguirebbe un percorso a spirale fino a cadere sul nucleo.
3) Inoltre, mentre si avvicina al nucleo, l'elettrone dovrebbe emettere radiazioni elettromagnetiche di tutte le lunghezze d'onda, che formerebbero uno spettro continuo.
In realtà, però, ogni atomo emette radiazioni elettromagnetiche con lunghezze d'onda specifiche, che variano da atomo ad atomo e creano uno spettro discontinuo
IL PRINCIPIO DI INDETERMINAZIONE
1) Negli anni successivi, il modello atomico di Bohr si dimostrò utile per spiegare il comportamento dell’atomo di idrogeno, che ha un solo elettrone.
2) Tuttavia, questo modello non riusciva a spiegare bene il comportamento degli atomi con più elettroni, perché entrava in contrasto con il principio di indeterminazione del fisico tedesco
Heisenberg
.
3) Questo principio afferma che è impossibile misurare con precisione, nello stesso momento, due grandezze legate tra loro. Infatti, più è precisa la misura di una grandezza, meno sarà precisa la misura dell’altra.
Applicato all'atomo di Bohr, questo principio impedisce di definire con esattezza le orbite degli elettroni.
4) Le grandezze usate per descrivere le orbite di un elettrone sono la
posizione
e la
velocità
.
Tuttavia, il principio di Heisenberg ci dice che misurare la posizione di un elettrone modifica la sua velocità.
Per questo, non è possibile misurare con precisione sia la posizione sia la velocità nello stesso istante, e quindi non si possono definire con certezza le orbite degli elettroni.
IL MODELLO DI RUTHERFORD (1909)
Descrive com'è fatto l'atomo. In parole molto semplici, Rutherford scoprì che l'atomo non è una "palla" solida, come si pensava prima.
Fece un esperimento in cui sparò piccole particelle contro un sottile foglio d'oro. Si aspettava che le particelle passassero tutte dritte, ma notò che alcune rimbalzavano indietro o venivano deviate. Questo lo portò a capire che:
IL PRINCIPIO DI ESCLUSIONE DI PAULI
1) Un orbitale non può essere occupato da più di due elettroni e quando due elettroni occupano lo stesso orbitale devono avere spin opposto.
2) Due elettroni in un atomo non possono avere i quattro numeri quantici uguali.
PERCHE'?
COME SCRIVERE LA CONFIGURAZIONE ELETTRONICA
Per scrivere correttamente la configurazione elettronica occorre conoscere l'
ordine di riempimento degli orbitali
.
L'ordine di riempimento è basato su TRE regole:
Il principio di Aufbau
Il principio di esclusione di Pauli
Il principio della massima molteplicità (regola di Hund)
.
LA CONFIGURAZIONE ELETTRONICA
In un atomo nello stato fondamentale è la disposizione degli elettroni nei vari orbitali.
ordine di riempimento
degli orbitali
1s, 2s, 2p, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d
1) L'atomo è per lo più vuoto, perché la maggior parte delle particelle passava attraverso il foglio senza problemi.
2) C'è un nucleo piccolo e molto denso al centro, che è carico positivamente. È lì che si concentra quasi tutta la massa dell'atomo.
3) Gli elettroni, che sono carichi negativamente, si trovano fuori dal nucleo e si muovono attorno a esso, un po' come i pianeti attorno al Sole.
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L'elettrone si muove su orbite ben definite
L'energia associata a ciascuna orbita è quantizzata, cioè può avere solo valori precisi.
Il
numero quantico principale
, che indica la dimensione e l'energia dell'orbitale.
Il
numero quantico secondario
, che descrive la forma dell'orbitale.
Il
numero quantico magnetico
, che indica come l'orbitale è orientato nello spazio.
ELETTRONE con ms = 1/2
ELETTRONE con ms = -1/2
Quando due elettroni occupano entrambi l'orbitale 1s di un atomo, ciascuno dei due elettroni è identificato dalla seguente combinazione di numeri quantici:
n= 1; ℓ = 0; m= 0
Dal momento che i tre numeri quantici degli elettroni sono gli stessi, il principio di esclusione di Pauli stabilisce che i loro spin devono essere diversi.
Per esempio, se un elettrone ruota in senso orario e ha i seguenti numeri quantici:
n= 1, ℓ = 0, m= 0, ms= 1/2
l'altro elettrone avrà gli stessi tre numeri quantici, ma lo spin (ms) sarà diverso:
n= 1, ℓ = 0, m= 0, ms= -1/2
Quindi, in un atomo non possono esserci due o più elettroni con tutti e quattro i numeri quantici uguali.
Gli orbitali con uguale valore di n e uguale valore di ℓ sono
isoenergetici
.
CONFIGURAZIONE ELETTRONICA PER TIPI DI ORBITALI
MAGNESIO Mg12
1s2 2s2 2p6 3s2
