Cos'è l'atomo in chimica

COS'E' L'ATOMO OGGI

La natura dualistica dell’elettrone. Le onde di materia di De Broglie: 1924 → giovane fisico francese De Broglie → straordinaria ipotesi, poggiava sul suo radicato convincimento dell’unità della natura: così come vi è un comportamento corpuscolare delle onde, così deve esserci un comportamento ondulatorio delle particelle.
Elettrone in movimento → in quanto particella possiede un suo moto ondulatorio con lunghezza d’onda λ = h / Mv
In seguito si dimostrò che un fascio di elettroni accelerati subisce, da parte di un reticolo cristallino, un fenomeno tipicamente ondulatorio: la diffrazione. L’evidenza scientifica ha dimostrato per tutti i corpi la inscindibilità dei due concetti onda – corpuscolo.

Il principio di indeterminazione di Heisenberg: Trovò i limiti della teoria di Bohr, soprattutto per quanto riguarda le orbite. Parlare di orbite presuppone infatti conoscere contemporaneamente la posizione e la velocità degli elettroni nei singoli istanti del loro moto → è impossibile.
In ogni misura esiste un’incertezza che diventa tanto più grande quanto più piccole sono le dimensioni dell’oggetto misurato. Se si vuole osservare un elettrone bisogna far arrivare su di esso un fascio di fotoni, che con la loro energia determinano una deviazione della traiettoria e una variazione di velocità.
1927 principio di indeterminazione → esistono coppie di grandezze che non possono venire misurate contemporaneamente con la necessaria precisione, anzi, la precisione di misura dell’una è inversamente proporzionale alla precisione di misura dell’altra.
Applicato all’atomo questo principio → impossibilità di misurare congiuntamente posizione e velocità istantanea dell’elettrone → impossibile attribuire ad un elettrone considerato come una particella orbite definite come quelle del modello classico di Bohr.

L'ATOMO RIASSUNTO: GLI ORBITALI

Gli orbitali e i loro numeri quantici:

• Schrodinger → formulò un’equazione matematica che descrive il comportamento ondulatorio dell’elettrone.
• In essa compare una grandezza, y, detta funzione d’onda, il cui quadrato corrisponde alla densità di probabilità di trovare l’elettrone, in base all’energia che esso possiede, in una certa regione dello spazio intorno al nucleo.
• In prossimità del nucleo la densità di probabilità di presenza dell’elettrone y2 è elevatissima, allontanandosi da esso diminuisce.
• L’insieme dei punti per i quali è molto probabile che passi l’elettrone si chiama nuvola elettronica
• Orbitale → la regione dello spazio intorno al nucleo in cui è massima (almeno 90%) la densità di probabilità di presenza dell’elettrone, in base all’energia che esso possiede.

A definire dimensioni, forma e orientamento di un dato orbitale concorrono tre numeri quantici:

• Numero quantico principale n → numero d’ordine del livello energetico,
• Numero quantico secondario l → forma dell’orbitale descritto dall’elettrone,
• Numero quantico magnetico m → orientamento.

Per definire completamente un elettrone → numero quantico di spin ms che può valere solo ½ o – ½ e indica il verso della rotazione intorno al suo asse.

• Pauli → in un dato atomo non possono coesistere due elettroni con i quattro numeri quantici uguali → principio di esclusione → una determinata orbita può venire descritta solo da due elettroni, i quali a parità di n, l, m abbiano spin opposto.

La varietà degli orbitali:

• Numero quantico principale n → livello energetico che un elettrone può occupare. Può assumere tutti i valori positivi compresi tra 1 e 7. al crescere di n aumentano le dimensioni dell’orbitale.
• Numero quantico secondario (angolare) l → può assumere tutti i valori positivi interi compresi tra 0 e (n – 1). Indica la forma dell’orbitale. Se l = 0 l’orbitale è sferico, se l > 0 l’orbitale assume altre forme. Ogni livello energetico è costituito da più stati energetici = sottolivelli.
• Gli elettroni con l = 0 elettroni s

l = 1 elettroni p
l = 2 elettroni d
l = 3 elettroni f.
s,p,d f descrivono nello spazio orbitali di forma differente.

• Numero quantico magnetico m → numero di orientamenti di un dato orbitale nello spazio. Dipende da l e può assumere valori interi da – l a + l (compreso lo 0). L’insieme di più orbitali dello stesso tipo ma con diversi orientamenti forma una famiglia di orbitali degeneri.
• Il numero quantico di spin ms → verso del moto rotatorio dell’elettrone intorno al proprio asse, orario o antiorario +½ - ½.

Caratteristiche degli orbitali s, p, d, f.

• Tipo s → per ogni valore di n vi è un orbitale che ha l e m = 0. Tale orbitale s ha forma sferica. In accordo con il principio di esclusione di Pauli un orbitale s può venire occupato al massimo da due elettroni.
• Tipo p → per ogni valore di n (escluso n = 1) vi sono 3 orbitali p che hanno l = 1 → m assume 3 valori (-1, 0, +1). I 3 orbitali p hanno 3 orientamenti diversi nello spazio. Il sottolivello p è perciò formato da 3 orbitali e saturo con 6 elettroni. Aspetto di due gocce tangenti e simmetriche rispetto al nucleo.
• Tipo d → per ogni valore di n > 2 vi sono 5 orbitali d che hanno l = 2 → 5 orientamenti diversi nello spazio poiché l = 2 quindi m = -2, -1, 0, +1, +2. il sottolivello d è saturo con 10 elettroni.
• Tipo f → per n = 4 e l = 3 m = -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3. si hanno 7 orbitali f con 7 orientamenti diversi nello spazio, accade anche per n = 5. il sottolivello f è saturo con 14 elettroni.

L’energia degli orbitali:

Energia di un orbitale → dipende dal numero quantico principale n e cresce al crescere di quest’ultimo. L’energia di un orbitale non dipende solo da n, ma anche dal numero quantico angolare l.
A parità di livello, l’ordine crescente di energia è s, p, d, f.

• Orbitali isoenergetici → hanno uguale contenuto di energia.

Si verificano tuttavia delle anomalie rispetto all’ordine crescente di energia calcolato in base a n e l → di fronte a due orbitali isoenergetici ha la precedenza nell’ordine quello maggiormente degenere, cioè con un maggior numero di orientamenti nello spazio.

ATOMO STRUTTURA

Distribuzione elettronica negli atomi degli elementi. Costruzione progressiva degli atomi:

• Gli elettroni occupano spontaneamente gli stati quantici disponibili a minore energia,
• Un orbitale è completo con due elettroni, con spin antiparalleleo,
• Quando vi siano orbitali degeneri gli elettroni si dispongono in modo da occuparli, per quanto possibile, singolarmente,
• La sistemazione degli elettroni deve avvenire per valori ordinatamente crescenti di energia.
• Elementi di transizione = presentano un sottolivello esterno completo e un sottolivello èiù interno in via di completamento.