La teoria quantistica e la struttura atomica

La teoria quantistica e la struttura atomica

1 L'energia di prima ionizzazione è una delle molte proprietà periodiche degli elementi

L'energia di ionizzazione è l'energia minima per rimuovere completamente un elettrone da un atomo o da uno ione.

L'energia di prima ionizzazione è l'energia minima per rimuovere un elettrone da un atomo neutro A:                     A(g) A⁺(g) + e^-(g)

L'energia di seconda ionizzazione è l'energia minima per rimuovere un elettrone dallo ione A⁺:

A+(g) A²⁺(g) + e^-(g)

L'energia di prima ionizzazione è indicata con I₁, di seconda I₂. Si trova per qualsiasi atomo che l'energia I₁<I₂<I₃<<I_i. Le energie di prima ionizzazione mostrano un andamento periodico.

2 I valori delle energie di ionizzazione successive degli atomi suggeriscono una struttura gusci

I salti di energia tra due energie di ionizzazione suggeriscono una struttura degli elettroni a gusci (o strati, o livelli elettronici). Per cui alcuni elettroni sono facilmente removibili, poi ci vuole più energia che cresce lentamente, e dopo otto elettroni l'energia risubisce un aumento notevole. Si crede che ci siano elettroni esterni e noccioli interni simili ai gas nobili. Gli elettroni esterni sono detti elettroni di valenza. La rappresentazione degli elementi con attorno gli elettroni di valenza è nota come formula di Lewis (1916).

La teoria di Bohr:

Condizione di quantizzazione: 2pr = nl

Energie dell'elettrone: E_n = (-2,18 x 10^-18J) / n²

11 La teoria di Bohr non è compatibile con il principio di indeterminazione di Heisenberg

La teoria di Bohr non rispettava il principio di indeterminazione di Heisenberg, il quale dice che è impossibili misurare contemporaneamente sia la posizione che il momento di una particella:

(Dx)(Dp) h

Nel 1926 Erwin Schrödinger presentò l'equazione di Schrödinger, che tiene conto sia della natura ondulatoria delle particelle sia del principio di indeterminazione di Heisenberg. Viene definita la funzione d'onda o orbitale y y(x,y,z) e la densità di probabilità, ovvero y xDV(volume). Vengono definiti tre numeri quantici n, l e m_l.

n è il numero quantico principale e quando vale 1 l'energia ha il valore più basso possibili quindi la densità di probabilità y_1s ha simmetria sferica.

12 La forma di un orbitale dipende dal valore del numero quantico azimutale

l è il numero quantico azimutale (o di forma) e specifica la forma di un orbitale. Può assumere valori che vanno da 0 a n-1. Per ragioni storiche esiste una particolare denominazione per i valori di l; l = 0: s (sharp - distinto); l = 1: p (principal - principale); l = 2: d (diffuse - diffuso); l = 3: f (foundamental - fondamentale); per l > 3 le lettere seguono la lettera f.

La differenza tra gli orbitali 1s, 2s e 3s sta solo nella loro grandezza (1:2:5). Quando n = 2 abbiamo gli orbitali 2p che non hanno simmetria sferica, anzi hanno simmetria cilindrica. Un orbitale 3p differisce da 2p solo per dimensione.

13 L'orientazione spaziale di un orbitale dipende dal valore del numero quantico magnetico

Il terzo numero quantico m_l, detto numero quantico magnetico, determina l'orientamento spaziale di un orbitale e assume valori interi tra -l,,0,,l. Gli orbitali di tipo p hanno stessa forma ma diverso orientamento, lungo gli assi X, Y e Z.

14 Un elettrone ha uno spin intrinseco

L'osservazione di alcuni spettri atomici mostrava che vi erano righe estremamente ravvicinate. Nel 1926 Wolfgang Pauli intuì che ciò era dovuto a due diversi stadi dell'elettrone. Poco dopo fu scoperto un movimento dell'elettrone attorno al proprio asse a cui fu dato il nome di spin (trottola) elettronico intrinseco ovvero due differenti stati dell'elettrone. Fu introdotto, quindi, il numero quantico di spin m_s, che può valere +1/2 o -1/2.

15 I livelli energetici di atomi con due o più elettroni dipendono dai valori sia di n che di l

Le energie elettroniche per gli atomi polielettronici dipendono sia dal numero quantico azimutale l che dal numero quantico principale n, poiché vi è attrazione tra elettroni e nucleo, ma repulsione tra i vari elettroni.

16 Il principio di esclusione di Pauli afferma che nello stesso atomo non possono esistere due elettroni che abbiano la stessa serie di quattro numeri quantici

Il principio di esclusione di Pauli afferma che nello stesso atomo non possono esistere due elettroni con la stessa serie di quattro numeri quantici. In definitiva dice che non posso coesistere coppie di elettroni con lo stesso spin. Per ragioni storiche gli stati energetici individuati da n si chiamano livelli o strati. Per n = 1 il livello K, 2 livello L, 3 livello M, 4 livello N e così via.

17 Le configurazioni elettroniche indicano l'occupazione degli orbitali atomici da parte degli elettroni

18 Per predire le configurazioni elettroniche degli stati fondamentali si usa la regola di Hund

La regola di Hund afferma che, per ogni insieme di orbitali della stessa energia, cioè per ogni sottolivello, la configurazione elettronica dello stato fondamentale si ottiene sistemando gli elettroni in orbitali differenti dello stesso sottolivello, con spin paralleli. Inoltre non vi saranno orbitali con due elettroni fino a che tutti non ne conterranno uno.

19 Gli elementi nella stessa colonna della tavola periodica hanno configurazioni degli elettroni di valenza simili

20 Gli orbitali occupati a più alta energia sono gli orbitali d per i metalli di transizione e gli orbitali f per i lantanidi e gli attinidi

21 Il raggio atomico è un'altra proprietà periodica

Calcolare il raggio atomico è impresa piuttosto complicata, dovuta alla continua mutazione degli orbitali, quindi possiamo usare il raggio atomico basato su modelli concreti o meglio il raggio cristallografico che riporta la metà della distanza tra due nuclei nella struttura cristallina. La dimensione del raggio è inversamente proporzionale all'energia di prima ionizzazione.