Struttura elettronica degli atomi La teoria dei quanti e la...

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Struttura elettronica degli atomi

La teoria dei quanti e la meccanica ondulatoria

La moderna descrizione dell’atomo

2

Generalità delle onde elettromagnetiche

Periodo: τ (s), tempo impiegato perpercorrere una distanza pari a λ

Ampiezza massima: Emax (Bmax)

λ

Emax(Bmax) Frequenza:

! =

1

" (s-1=Hz)

Numero d’onda: ! =

1

"(m-1)

!" = v

!" = c (nel vuoto)

Velocità della luce nel vuotoc=2.9979108 ms-1

Velocità di propagazione diun’onda elettromagnetica:

Lunghezza d’onda: λ (cm, mm,nm, Å), distanza tra due punticonsecutivi in fase

2

3

La radiazione elettromagnetica

Lunghezza d’ondabreve, elevatafrequenza

Lunghezza d’ondalunga, bassafrequenza

4

Generalità delle onde elettromagnetiche

λ →← ν ← E

Ultravioletto Infrarosso

Lo spettro elettromagnetico viene convenzionalmentesuddiviso in regioni spettrali ed è l’insieme delleradiazioni caratterizzate da tutte le possibili lunghezzed’onda, classificate secondo l’ordine crescente odecrescente della lunghezza d’onda o della frequenza.L’insieme delle radiazioni elettromagnetichepercepibili dall’occhio umano (λ = ~400÷800 nm)prende il nome di luce e costituisce una piccolissimaporzione dello spettro elettromagnetico.

3

5

Generalità delle onde elettromagneticheGeneralità delle onde elettromagnetiche

La diffrazione della luce

6


Generalità delle onde elettromagneticheGeneralità delle onde elettromagnetiche

4

7


8


++

+ ----

--

Modello atomicodi Rutherford

Incompatibilità con le leggi classichedell’elettromagnetismo: una carica elettricain moto non rettilineo ed uniforme perdeprogressivamente energia emettendo ondeelettromagnetiche per cui l’elettronecollasserebbe sul nucleo in 10-11-10-12 secondiseguendo una traiettoria a spirale.

5

9

La crisi della Fisica classica• Problemi di stabilità dimensionale degli atomi• Effetto fotoelettrico• Emissione del corpo nero• Interpretazione degli spettri di emissione degli

atomi

10

L’intensità degli elettroni emessi (numero di elettroni emessi per unità di tempo edi superficie) è proporzionale all’intensità della radiazione incidente (energia cheattravesa l’unità di siuperficie nell’unità di tempo).Tale fenomeno è spiegabile solo considerando la natura corpuscolare dellaradiazione.

Emax

ννo

!

Ecin

= E " Eo

= h(# "#o)

hνe-

E = hν > Eo

Costante di Planckh = 6.62610-34 Js

L’effetto fotoelettrico

L’emissione di elettroni avviene solo se l’energia (e quindi la frequenza) dellaradiazione incidente è superiore ad un certo valore E0

νo frequenza di soglia caratteristicadel corpo irraggiato

6

11

Dal punto di vista corpuscolare, la radiazione elettromagnetica ècostituita da un insieme di pacchetti di energia detti quanti ofotoni, che si muovono alla velocità della luce. L’energiatrasportata da ciascun fotone dipende dalla frequenza dellaradiazione secondo la relazione di Planck:

E = h ν h = costante di Planck = 6.626 x 10–34 J s

L’energia associata ad un fascio di n fotoni di frequenza ν(E = n hν) non è una grandezza continua, ma discreta (può esseresoltanto un multiplo intero della quantità hν).

Quantizzazione radiazione elettromagnetica (Einstein)

12

Spettro di emissione dellSpettro di emissione dell’’atomo di idrogenoatomo di idrogeno

Analizzatore ottico

Spettro a righe

7

13

!

Spettro di emissione dellSpettro di emissione dell’’atomo di idrogenoatomo di idrogeno

! = RH

1

m2"

1

n2

#

$ %

&

' (

RH = 109677.76 cm-1

m = 1, 2, 3, …, ∞ n = m + 1, …, ∞

n = ∞

Valida anche per ioniidrogenoidi (He+, Li++, Be+++, ...

14

La teoria di Planck

E = h νh costante di Planck 6.626 x 10 -34 J s

Scambio di energia tra materia e radiazioneelettromagnetica avviene per “pacchetti

discreti” ovvero QUANTI

8

15

L’atomo di BohrBase di partenza: fisica classica, in cui però Bohr inserì i

suoi due postulati.

1. Quantizzazione del raggio dell’orbita dell’elettrone e diconseguenza dei livelli di energia;

2. Emissione (o assorbimento) di radiazioneelettromagnetica solo in corrispondenza delpassaggio da uno stato quantico ad un altro

+

-r

16

Il modello atomico di Il modello atomico di BohrBohr: secondo postulato: secondo postulato

Emissione

EA > EBνA > νBλA < λB

9

17

Lo spettro di emissione dell’idrogeno secondo lateoria di Bohr

[da P Atkins, L. Jones Chimica Generale Zanichelli]

18

Spettroscopia di emissione

Spettroscopia di assorbimento

10

19

Litio Sodio Potassio Rubidio

20

Critica al modello atomico di Critica al modello atomico di BohrBohr

Uso di leggi della meccanica classicaIntroduzione di postulati senza giustificazioneORBITE di elettroni intorno al nucleo ?ORBITE di elettroni intorno al nucleo ?

Moto di un punto materiale nel piano x-y

Per conoscere la traiettoria di un corpo è necessario conoscereposizioneposizione e velocitàvelocità del punto materiale in un dato istante

11

21

Principio di indeterminazione di Principio di indeterminazione di Heisemberg Heisemberg (Nobel 1932)(Nobel 1932)

È impossibile determinare con precisione contemporaneamente laposizione e la velocità di una particella di massa molto piccola

fotone

elettrone

microscopio

fotone

elettrone

microscopio

Principio di indeterminazione di

Heisemberg

Δx · Δ(m · vx) ≅ h

Δy · Δ(m · vy) ≅ h

Δz · Δ(m · vz) ≅ h

Effetto Compton

Per corpi di massa estremamente piccola, che simuovono a velocità prossime alla velocità della luce,non è possibile conoscere con precisione laposizione, se è nota la quantità di moto, o viceversa.

22

In generale, il principio di indeterminazione di Heisembergafferma che è impossibile determinare con precisionecontemporaneamente la posizione e la velocità (o quantità di moto)di una particella di massa molto piccola.

Tale principio è sintetizzato nelle seguenti espressioni:

Δx · Δ(m · vx) ≅ hΔy · Δ(m · vy) ≅ hΔz · Δ(m · vz) ≅ h

Principio di indeterminazione di Heisemberg (Nobel1932):

12

23

Principio di indeterminazione di Heisemberg

!x " !v x #h

m=

6.6 "10$27

erg " s

10$5g= 6.6 "10

$22cm

2"s

$1

Sfera di massa m = 10-5 g

!x = 10"10

cm !v x = 6.6 #10"12

cm #s"1

Incertezza trascurabile

!x " !v x #h

m=

6.6 "10$27

erg " s

10$27g= 6.6cm

2"s

$1

Elettrone m = 10-27 g

!x = 10"10

cm !v x = 6.6 #1010

cm # s"1 Vx indeterminata

Non ha senso parlare di orbite precise per l’elettrone

24

Fascio di fotoni

Fascio di elettroni

Foglio metallicopolicristallino o

cristallo

Elettroni1927, Davisson, Germer e Thomson

Radiazione elettromagnetica(luce)Dualismo onda particella

Il fenomeno di diffrazione fu evidenziato anche per fasci di elettroni

13

25

Le onde di De Broglie (1924)Ipotesi di De Broglie: al moto di un qualunque corpo si accompagna lapropagazione di onde. Suggerì quindi, su basi puramente teoriche, cheanche fasci di particelle in moto potessero dar luogo a fenomeni di tipoondulatorio.

Propagazione di elettroni ↔ Fenomeno ondulatorio

Equazione di De Broglieh: costante di Planckλ: lunghezza d’ondam: massa particellav: velocità particella

Nasce la meccanica ondulatoria, materia della fisica che indaga sul motodi particelle estremamente piccole come gli elettroni attraverso lo studiodelle onde di De Broglie ad esse associate, condizioni nelle quali non èapplicabile la meccanica classica.

λ è tanto più grande quanto piùpiccola sono la massa e la velocitàdella particella ⇒ Fenomeni dicarattere ondulatorio si possonorealmente osservare solo con fasci diparticelle atomiche o subatomiche.

mv

h=!

26

Dualismo onda particellaSia il comportamento della luce che quello della materiapuò essere spiegato in alcuni casi considerandole comeparticelle in altri come onde.

luce

materia

Comportamento ondulatorio:

Elettromagnetismo ed ottica in generale

Comportamento ondulatorio:

Diffrazione di raggi di elettroni

Comportamento particellare:

Effetto fotoelettrico

Effetto Compton

Comportamento particellare:

In tutti i casi di aggregati di più atomi

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27


* Sviluppo modelli atomici sempre più perfezionati.

Primi anni del ‘900

* Tentativi di spiegare le evidenze sperimentali collegate allastruttura elettronica degli elementi, usando le leggi della meccanicaclassica ed introducendo postulati senza giustificazione.

Sistemi infinitamente piccoli

Abbandono concetti classici di traiettoria e orbita

Approccio probabilisticoMECCANICAONDULATORIA

28

Equazione di Schrödinger

Nel 1926 Erwin Schrödinger sviluppò l’equazione alla base dellameccanica quantistica o meccanica ondulatoria.

Per definire la sua equazione, Schrödinger modificò l’espressione diDe Broglie (valida per le particelle che si muovono liberamente) inmodo tale da adattarla a particelle vincolate come, per esempio, glielettroni confinati in regioni di dimensioni atomiche o molecolari.

L’equazione di Schrödinger è un’equazione differenziale di secondogrado e ha la tipica forma delle equazioni della teoria ondulatoriaclassica. Per questa analogia viene anche chiamata equazioned’onda.

15

29

La meccanica ondulatoria - LLa meccanica ondulatoria - L’’equazione di equazione di SchrödingerSchrödinger

Propagazione delle onde elettro-magnetiche delle ondesonore, delle vibrazioni di una corda

Onde e.m.

!2f

!x2+!

2f

!y 2+!

2f

!z 2=

1

c2

!2f

!t 2

!

f : E,Bdensità di energia (E/V)∝ f 2

∝ (num. fotoni)/volume∝ probabilità di trovare un fotone

30

La meccanica quantistica: l’intuizione di Schrödinger•L’elettrone ha proprietà ondulatorie, non si possono definiretraiettorie precise (orbite).•Dobbiamo quindi pensare in termini di PROBABILITA’ chel’elettrone sia in una certa posizione e che la sua quantità di motoassuma un determinato valore.• Il moto dell’elettrone viene quindi descritto attraverso FUNZIONID’ONDA ψ.

2

2

p2

2

2

2

2

2

2

2

t

'

v1)EE(

h

m8

z

'

y

'

x

'

!

"!"#

!

"!

!

"!

!

"!=$+++

ψ’ = ψ’ (x,y,z,t)

16

31

Per gli stati stazionari, a energia costante: ψ = ψ (x,y,z)

0)EE(h

m8

zyxp2

2

2

2

2

2

2

2

=!+++ "#

$

"$

$

"$

$

"$

dove:δ2Ψ/δx2, δ2Ψ/δy2, δ2Ψ/δz2 sono le derivate seconde parziali della funzione Ψrispetto alle direzioni x, y, e z.m è la massa dell’elettroneE è l’energia totale dell’eletroneEp è l’energia potenziale dell’elettroneΨ è la funzione d’onda.

Sia E che Ψ sono incognite. Trattandosi perciò di un’equazione a due incogniteesisteranno infinte soluzioni dell’equazione.

32

La funzione d’onda ψ, per essere una soluzione accettabile dell’equazionedi Schrödinger, deve obbedire ad alcune condizioni limite, tra cui:

1) condizione di normalizzazione:

2) essere continua3) annullarsi all’infinito

!

v ="#2dV = 1

La probabilità di trovare l’elettrone è data da: dP =Ψ 2 dVpertanto la Ψ deve soddisfare la condizione di normalizzazione,cioè la probabilità di trovare l’elettrone in tutto lo spazio deveessere uguale a 1 che corrisponde alla certezza.

Ψ (funzione d’onda) non ha un significato fisico diretto mentre lo ha Ψ 2

che indica la densità di probabilità cioè la probabilità di trovarel’elettrone in un volume infinitesimo dV

17

33

I valori di energia (autovalori) per i quali l’equazione di Schrödingerammette soluzioni che hanno significato fisico sono:

L’equazione di Schrödinger ammette quindi un numero infinito di soluzioni.I livelli energetici sono infatti infiniti (n = 1,…., ∞) , con infinità non continua(leggi classiche) ma discontinua ⇒ Quantizzazione dell’energia.

Ψi ⇒ orbitali

Imponendo queste condizioni si ottengono funzioni che hanno significatofisico solo in corrispondenza di determinati valori di energia. Questi ultimivengono chiamati autovalori (Ei) e le corrispondenti funzioni d’ondaautofunzioni (Ψi).

En = !1

n2

2"2me

4

h2

22

6.13cos

nn

tEn

!=!=o in generale

con n = 1, 2, 3, 4, ….numero quantico principale

34

ORBITA (meccanica classica)

ORBITALE (meccanica quantistica)definito da un’equazione matematica complicata

• la funzione d’onda ψ non ha un significato fisico diretto• ψ2 ∝ probabilità di trovare l’elettrone nel punto considerato

18

35

Quantizzazione dell’energia (Planck)

Quantizzazione della radiazione elettromagnetica (Einstein)

Comportamento corpuscolare della luce (i fotoni)

Impossibilità di determinare la traiettoria di un corpo di dimensioni estremamente piccole(Heisemberg)

Comportamento ondulatorio della materia (le onde di De Broglie)

Approccio ondulatorio per determinare il comportamento degli elettroni

Equazione di Schrödinger

Gli orbitali: approccio probabilistico allaposizione degli elettroni intorno al nucleo

La crisi della fisica classica

Riassumendo……

36

Funzione d’onda

Le funzioni d’onda ψ (funzioni matematiche), soluzionidell’equazione di Schrödinger, sono funzione dellecoordinate spaziali (x, y, z) e dipendono da tre numeriinteri (n, l, ml) detti numeri quantici.

Ogni funzione d’onda definita da una particolare terna deinumeri quantici è chiamata orbitale.

Ogni orbitale corrisponde ad un possibile stato quanticoper l’elettrone.

19

37

Numeri quantici

• Numero quantico principale n, definisce il livello di energia, o guscio, che l’elettrone può occupare.

n=1, 2, 3, …..∞ K L M

•Numero quantico secondario o azimutale l, è in relazione alla formadegli orbitali atomici.

l= 0, 1, 2, 3, ..(n-1) s p d f

• Numero quantico magnetico ml in relazione con l’orientazionerelativa degli orbitali atomici nello spazio.

ml= -l, -(l-1),….., 0,…, +(l-1), +l

2n

n

6.13E !=

38

Numeri quantici – Quantizzazione dell’energia

!

En

= "2# 2

me4

n2h2

n ⇒ energia degli orbitali atomici

l ⇒ quantizzazione del modulodel momento della quantità dimoto orbitale dell’elettrone

!2)]1([ 2/1 h

llp +=

ml ⇒ quantizzazione della proiezione del momento dellaquantità di moto orbitale dell’elettrone lungo una direzionepredefinita !2

hmp lz =

20

39

n = 1 l = 0 ml = 0 1 orbitale 1s

n = 2 l = 0 ml = 0 1 orbitale 2s l = 1 ml = 0,±1 3 orbitali 2p

llllm

nl

n

l+!+!!!=

!="=

),1(,0),...,1(,1,...,2,1,0

,...,3,2,1

n = 3 l = 0 ml = 0 1 orbitale 3sl = 1 ml = 0,±1 3 orbitali 3pl = 2 ml = 0,±1,±2 5 orbitali 3d

n = 4 l = 0 ml = 0 1 orbitale 4sl = 1 ml = 0,±1 3 orbitali 4pl = 2 ml = 0,±1,±2 5 orbitali 4dl = 3 ml = 0,±1,±2,±3 7 orbitali 4f

Numeri quantici e orbitali

l = 0 ⇒ orbitale sl = 1 ⇒ orbitale pl = 2 ⇒ orbitale dl = 3 ⇒ orbitale f

40

ener

gia

Livelli energetici degli orbitali atomici dell’idrogeno

Livelli energetici degli orbitali atomici dell’idrogenoPer l’atomo di idrogeno il valore dell’energia di un dato orbitaledipende soltanto dal numero quantico principale n.Orbitali caratterizzati dallo stesso livello energetico (2s-2p, 3s-3p-3d,ecc.) sono detti DEGENERI.

1s

2s 2p

3s 3p 3d4s 4p 4d 4f

Ad ogni valore di n corrisponde un determinato livello energeticochiamato strato o guscio. Ciascun guscio è individuato da una letteramaiuscola: ai valori di n=1,2,3… corrispondono gli strati K, L, M,….

21

41

Il modello atomico di Il modello atomico di BohrBohr: secondo postulato: secondo postulato

Emissione

EA > EBνA > νBλA < λB

Quando si verificano dei passaggi di un elettrone da uno stato quanticoall’altro, l’atomo assorbe o emette energia sotto forma di radazione

elettromagnetica.

L’energia corrispondente alla differenza tra i livelli energetici dei due stativiene assorbita od emessa sotto forma di un unico fotone

42

Come possiamo rappresentare graficamente gli orbitalidell’atomo di idrogeno????

Superficie di equiprobabilita: è una superficie che delimita unvolume all’interno del quale si ha una probabilità totale prefissata ed alta(ad esempio del 90 o 95%) di trovare l’elettrone. Per rappresentaregraficamente le superfici limite si utilizzano effetti “tridimensionali”.

L’orbitale può essere rappresentato anche utilizzando anche la nuvolaelettronica. Questa si ottiene immaginando di osservare un atomo unnumero molto elevato di volte, mentre l’elettrone si muove intorno alnucleo e di riportare le posizioni nelle quali si è rilevato l’elettrone.

Rappresentazione grafica della densità di probabilità di trovarel’elettrone in funzione della distanza dal nucleo.

!

2dV = 0.95

v"

22

43

Per l’orbitale s ψ dipende solo da r (a0)

1) Superficie di equiprobabilità

Rappresentazione dell’orbitale s

Orbitali di tipo s

2) Nuvola elettronica

ψ2 ∝ probabilità per unità di volume

ψ2 è chiamata densità di probabilità

44

r

dP

1s

2s 3s

3) Densità di probabilità

All’aumentare del numero quantico principalel’orbitale s risulta più espanso

xz

y

r dr

23

45

Rappresentazione grafica degli orbitali s dell’atomo di idrogeno(superficie di equiprobabilità).

Simmetria sferica

46

Rappresentazione grafica degli orbitali p dell’atomo di idrogenoSimmetria cilindrica Piano nodale ⊥ all’asse

24

47

Rappresentazione grafica degli orbitali d dell’atomo di idrogeno

48

dxy dyzdxz

9.02

=! dVV

"

La rappresentazione degli orbitali

dx2-y2 dz2

Orbitali d ( l = 2 )

25

49

La struttura degli atomi polielettronici

Equazione di Schrödinger viene risolta ESATTAMENTE soltantoper l’atomo di idrogeno (estendibile agli atomi IDROGENOIDI, He+,Li++, Be+++, ecc.)

2+

–r1

r2r3

–Atomi polielettroniciatomo di elio (He)

“problema dei tre corpi”

NON RISOLVIBILE ESATTAMENTE, si ottengono soluzioniapprossimate, perché occorre considerare oltre alle interazioni attrattivedi ciascun elettrone con il nucleo, anche quelle interazioni repulsive chesi esercitano tra gli elettroni.

50

Livelli energetici negli atomi polielettronici

ener

gia

3s 3p 3d

Atomo di idrogeno eatomi idrogenoidi

ener

gia

3s3p

3d

Atomi polielettronici

L’energia dipende anche dal numero quantico secondario l

Analogamente all’atomo di idrogeno si possono così ottenere funzioniche contengono i numeri quantici n, l , ml

⇓Classificazione degli orbitali: s, p, d, f …

⇓la cui energia non dipende più

SOLO da n ma occorre considerare ANCHE l

Gli atomi polielettronici

26

51

Da Z=19 ai 3p seguonoi 4s e non i 3d

Livelli energetici negliatomi polielettronicidipendono, oltre che dan e l, anche dal numeroatomico Z.Infatti al variare del numeroatomico variano tutte lefunzioni d’onda chedescrivono gli elettronidell’atomo e i relativi valoridi energia.

1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f < 5d < 6p <7s < 5f < 6d , ecc.

52

Lo SPIN dell’elettroneGli elettroni presentano non solo un moto di rotazione orbitale intorno alnucleo ma anche un moto di rotazione intorno al proprio asse.All’elettrone viene associato un momento intrinseco della quantità di moto(momento di spin).

!2h)s(p zz,s sm==

r

numero quantico di spin2

1±=sm

La proiezione del momento intrinsecodella quantità di moto su una direzione

prefissata z risulta quantizzata:

27

53

Numeri quanticiLo stato quantico di un elettrone in un atomo ècompletamente determinato da quattro numeriquantici:

n l ml ms

momento di spin

orbitale

54

Riassumendo……Grandezze definite dai vari numeri quantici e loro significato

28

55

Configurazioni elettroniche degli elementi

La disposizione degli elettroni negli orbitali di un atomo neutro allivello minimo di energia corrisponde alla configurazioneelettronica dello stato fondamentale.

Per ottenere questa configurazione si devono seguire 3 principi:

1. Il principio di minima energia.

2. Il principio di esclusione di Pauli.

3. La regola di Hund o della massima molteplicità.

1. Principio di minima energiaOgni elettrone occupa l’orbitale disponibile ad energia più bassa.

56

2. Principio di esclusione di Pauli

In un atomo non vi possono essere due elettroni caratterizzati dallastessa quaterna di valori di numeri quantici.

Perciò in un determinato orbitale (caratterizzato da determinati valoridi n, l e ml) possono esistere soltanto due elettroni (uno con ms = +1/2 el’altro con ms = -1/2).

Valori opposti di ms → SPIN ANTIPARALLELI

Valori uguali di ms → SPIN PARALLELI

29

57

3. Regola di Hund o della massima molteplcitàAll’interno di un gruppo di orbitali degeneri, cioè caratterizzati da unostesso valore di energia (stessi n e l), gli elettroni in un atomo allo statofondamentale tendono a distribuirsi in orbitali diversi occupandone ilmaggior numero a spin paralleli, piuttosto che a raggrupparsi a due a duea spin antiparalleli.

Repulsioni elettrostatichemaggiori

3 elettroni in 3 orbitali p

58

L’ordine di riempimento degli orbitaliPrincipio del “aufbau” (costruzione progressiva)

30

59

1° Periodo (n=1)

1sZ=1 Idrogeno (H)1s1

Z=2 Elio (He)1s2

Configurazioni elettroniche degli atomi

Riempimento successivo degli OAPrincipio di PauliRegola di Hund

Livelli energetici

1s2Numero quanticoprincipale n

Simbolo dell’orbitale(corrisponde al numerosecondario l)

Numero di elettroninell’orbitale

60

1s

2° Periodo (n=2)

2s

2p

Z=3 Litio (Li)1s22s1 [He]2s1

Z=4 Berillio (Be)1s22s2 [He]2s2

Z=5 Boro (B)1s22s22p1 [He]2s22p1

Z=6 Carbonio (C)1s22s22p2 [He]2s22p2

Z=7 Azoto (N)1s22s22p3 [He]2s22p3

Z=8 Ossigeno (O)1s22s22p4 [He]2s22p4

Z=9 Fuoro (F)1s22s22p5 [He]2s22p5

Z=10 Neon (Ne)1s22s22p6 [He]2s22p6

1s <

2s <

2p

< 3s

< 3

p <

4s <

3d

< 4p

< 5

s < 4

d<

5p <

6s <

4f <

5d

< 6p

< 7

s < 5

f < 6

d , e

cc.

31

61

1s

2s

2p

3°3° Periodo (n=3)

3s

3p

Z=11 Sodio (Na)1s22s22p63s1 [Ne]3s1

Z=12 Magnesio (Mg)1s22s22p63s2 [Ne]3s2

Z=13 Alluminio (Al)1s22s22p63s23p1 [Ne]3s23p1

Z=14 Silicio (Si)1s22s22p63s23p2 [Ne]3s23p2

Z=15 Fosforo (P)1s22s22p63s23p3 [Ne]3s23p3

Z=16 Zolfo (S)1s22s22p63s23p4 [Ne]3s23p4

Z=17 Cloro (Cl)1s22s22p63s23p5 [Ne]3s23p5

Z=18 Argon (Ar)1s22s22p63s23p6 [Ne]3s23p6

1s <

2s <

2p

< 3s

< 3

p <

4s <

3d

< 4p

< 5

s < 4

d<

5p <

6s <

4f <

5d

< 6p

< 7

s < 5

f < 6

d , e

cc.

62

Z=19 Potassio (K) [Ar]4s1

Z=20 Calcio (Ca) [Ar]4s2

Z=21 Scandio (Sc) [Ar]3d14s2

Z=22 Titanio (Ti) [Ar]3d24s2

Z=23 Vanadio (V) [Ar]3d34s2

Z=24 Cromo (Cr) [Ar]3d54s1

Z=25 Manganese (Mn) [Ar]3d54s2

Z=26 Ferro (Fe) [Ar]3d64s2

Z=27 Cobalto (Co) [Ar]3d74s2

Z=28 Nichel (Ni) [Ar]3d84s2

Z=29 Rame (Cu) [Ar]3d104s1

Z=30 Zinco (Zn) [Ar]3d104s2

1s <

2s <

2p

< 3s

< 3

p <

4s <

3d

< 4p

< 5

s < 4

d<

5p <

6s <

4f <

5d

< 6p

< 7

s < 5

f < 6

d , e

cc.

32

63

Z=31 Gallio (Ga) [Ar]3d104s24p1

Z=32 Germanio (Ge) [Ar]3d104s24p2

Z=33 Arsenico (As) [Ar]3d104s24p3

Z=34 Selenio (Se) [Ar]3d104s24p5

Z=35 Bromo (Br) [Ar]3d104s24p5

Z=36 Cripto (Kr) [Ar]3d104s24p6 1s <

2s <

2p

< 3s

< 3

p <

4s <

3d

< 4p

< 5

s < 4

d<

5p <

6s <

4f <

5d

< 6p

< 7

s < 5

f < 6

d , e

cc.

64

Periodo 2 Z=6 Carbonio (C) [He]2s22p2

Periodo 3 Z=14 Silicio (Si) [Ne]3s23p2

Periodo 4 Z=32 Germanio (Ge) [Ar]3d104s24p2

Periodo 5 Z=50 Stagno (Sn) [Kr]4d105s25p2

Periodo 6 Z=82 Piombo (Pb) [Xe]4f145d106s26p2

Configurazioni elettroniche di atomi appartenenti allostesso gruppo (4 elettroni livello esterno)

1s <

2s <

2p

< 3s

< 3

p <

4s <

3d

< 4p

< 5

s < 4

d<

5p <

6s <

4f <

5d

< 6p

< 7

s < 5

f < 6

d , e

cc.

33

65

Numero atomico

Simbolo

Peso atomico

MetalloSemimetalloNon metallo

66

1) Indicare i numeri quantici n e l per i seguenti orbitali: 2s; 4d; 3p; 5f; 7p; 1s.

2) Indicare quale dei seguenti orbitali non esiste: 2p; 7s; 3f; 5d; 2d; 2s; 1p.

3) Indicare quale tra le seguenti quaterne di numeri quantici non descrivecorrettamente lo stato di un elettrone in un atomo (i numeri indicanonell’ordine, n, l, m, s): 1, 1, 0, -1/2 3, 2, -2, +1/2 4, 0, 0, +1/2 2, 1, -1, -1 6, 4, +4, -1/2 1, 0, +1, -1/2 4, -1, +1, +1/2 -1, 0, 0, +1/2

34

67

4) Scrivere le configurazioni elettroniche dello stato fondamentale deglielementi del gruppo 13.




Struttura elettronica degli atomi La teoria dei quanti e la...

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