Modello atomico di Bohr

(1)

Modello atomico di Bohr

(Atomi idrogenoidi H, He

⁺

, Li

⁺⁺

, …)

1° postulato l’atomo (

elettrone)

si trova in uno stato stazionario che non irradia energia

2° postulato le orbite permesse all’elettrone di massa m e di velocità v, in ogni stato stazionario sono circolari e solo quelle aventi un raggio r tale da rendere il suo momento angolare mvr pari a un multiplo intero del quanto di momento angolare h/2p

3° postulato l’atomo può assorbire o irradiare energia solo quando passa da uno stato stazionario ad un altro

(2)

Modello atomico di Bohr

(Atomi idrogenoidi H, He Quantizzazione del raggio

⁺

, Li

⁺⁺

, …)

r m v r

e

²

2 2

c e n t ri f u g a c e n t ri p e t a

F

F ^ ^ ^

(n = 1, 2, 3, …

numero quantico principale

⁾

r

₀

= 0,053 nm

mvr = n h/2 p

0 2 r n

r 

(3)

Modello atomico di Bohr

(Atomi idrogenoidi H, He Quantizzazione dell’energia

⁺

, Li

⁺⁺

, …)

2 2

2 m v 1 r

e 







 V T E

2 0 2

2

4 2 1

2 E

n h

n

E _n   p me  

(4)

Modello atomico di Bohr

(Atomi idrogenoidi H, He

⁺

, Li

⁺⁺

, …)

E

0 ^n=

E₁= - E₀ ⁿ⁼¹

(n=1), E₁ r₁

E₂= -1/4 E₀ n=2

(n=2), E₂ 4r₁=r₂

E₃= -1/9 E₀ n=3

(n=3), E₃ 9r₁=r₃

E₄= -1/16 E₀ n=4

(n=4), E₄ 16r₁=r₄

(5)

“Evoluzione” della teoria atomica

(6)

Modello atomico ondulatorio

Equazione d’onda di Schrödinger

n = 1, 2, 3, …

numero quantico principale

l = 0, 1, … ( ⁿ - ¹ ) numero quantico secondario

m = 0,  1 , …  l numero quantico magnetico

m_s= 1/2 numero quantico magnetico di spin

(7)

Principio di esclusione di Pauli. Regola di Hund

Principio di esclusione di Pauli

In uno stesso atomo non possono esistere due elettroni caratterizzati dalla stessa quaterna di numeri quantici n l m_l m_s .

Se due elettroni sono descritti dal medesimo orbitale, essi devono possedere spin opposto.

Principio di massima molteplicità di spin. Regola di Hund

due elettroni con spin antiparalleli nello stesso orbitale esercitano una repulsione reciproca maggiore rispetto a due elettroni con spin paralleli in due distinti orbitali degeneri

(8)

E

1s 2s 2p 3s 3p4s 3d4p

……

1 H

1s¹

3 Li

2s¹

4 Be

2s²

11 Na

3s¹

12 Mg

3s²

5 B

2s²2p¹

6 C

2s²2p²

7 N

2s²2p³

8 O

2s²2p⁴

9 F

2s²2p⁵

2He

1s²

10 Ne

2s²2p⁶

13 Al

3s²3p¹

14 Si

3s²3p²

15 P

3s²3p³

16 S

3s²3p⁴

17 Cl

3s²3p⁵

18 Ar

3s²3p⁶

Il principio dell’Aufbau

1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f … 6s 6p 6d 6f … … 7s 7p … … … …

19 K

4s¹

20 Ca

4s²

21 Sc

3d¹4s²

22 Ti

3d²4s²

23 V

3d³4s²

24 Cr

3d⁵4s¹

25 Mn

3d⁵4s²

26 Fe

3d⁶4s²

27 Co

3d⁷4s²

28 Ni

3d⁸4s²

29 Cu

3d¹⁰4s¹

30 Zn

3d¹⁰4s²

31 Ga

4s²4p¹

32 Ge

4s²4p²

33 As

4s²4p³

34 Se

4s²4p⁴

35 Br

4s²4p⁵

36 Kr

4s²4p⁶

(9)

La tabella periodica degli elementi

Periodo

6 7 1

2 3 4 5 6 7 Gruppo

IA IIA IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB IB IIB IIIA IVA VA VIA VIIA 0

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18

Gas nobili Elementi tipici blocco s

ns^X

blocco p ns²np^X

Gruppo dei metalli alcalini

Gruppo dei metalli alcalino-terrosi

Gruppo degli el. terrosi Gruppo del carbonio Gruppo dell’azoto Gruppo dei calcogeni Gruppo degli alogeni

Metalli di transizione

blocco d (n-1)d^Xns²

Elementi di transizione interna

blocco f

(n-2)f^X(n-1)d¹s² Serie dei lantanidi

(terre rare) Serie degli attinidi

H Li Na

K Rb

Cs Fr

Be Mg Ca

Sr Ba Ra

Sc

La Ac

Ti V Cr

W Mn

Tc

Fe Co Ni Pd Pt

Cu Ag Au

Zn Cd Hg

B Al Ga

In Tl

C Si Ge

Sn Pb

N P As Sb Bi

O S Se Te Po

F Cl Br I At

He Ne Ar Kr Xe Rn

Ce Th

Pr Pa U

Pm

Np Pu Am Cm Tb Bk

Dy Cf

Ho Es

Er Fm

Tm Md

Yb No

Lu Lr Y Zr Nb Mo Ru Rh

Ir Os Re Ta

Hf

Nd Sm Eu Gd

(10)

Proprietà periodiche degli elementi

Energia di ionizzazione. Affinità elettronica.

Energia ionizzazione (EI) energia necessaria ad allontanare una mole di elettroni da una mole di atomi gassosi con la formazione di una mole di ioni positivi gassosi

A

_(g)

= A

⁺_(g)

+ e

^-

Affinità elettronica (EA)

energia messa in gioco da una mole di atomi gassosi quando acquista una mole di elettroni dando luogo alla formazione di una mole di ioni negativi gassosi

A

_(g)

+ e

^-

= A

^-_(g)

EA

EI

(11)

METALLI: elementi con bassa valore di E.I. e basso valore di A.E.

NON METALLI: elementi con alto valore di E.I. e alto valore di A.E.

Proprietà periodiche degli elementi

Metalli e non metalli

(12)

Proprietà periodiche degli elementi

Elettronegatività

È la tendenza di un atomo ad attrarre gli elettroni di legame

Numero di ossidazione

È la carica che resta su un atomo quando si assegnano all’atomo più elettronegativo i doppietti di legame

Elettronegatività

Elettronegatività

Altre proprietà periodiche

• proprietà basiche e acide degli ossidi degli elementi

Modello atomico di Bohr

Modello atomico di Bohr

(Atomi idrogenoidi H, He

, Li

, …)

elettrone)

Modello atomico di Bohr

(Atomi idrogenoidi H, He Quantizzazione del raggio

, Li

, …)

r m v r

e

F

F   

numero quantico principale

r

= 0,053 nm

mvr = n h/2 p

0 2 r n

r 

Modello atomico di Bohr

(Atomi idrogenoidi H, He Quantizzazione dell’energia

, Li

, …)

2 m v 1 r

e 







 V T E

2 0 2

2

4

2 1

2 E

n h

n

E n   p me  

Modello atomico di Bohr

(Atomi idrogenoidi H, He

, Li

, …)

E

“Evoluzione” della teoria atomica

Modello atomico ondulatorio

Equazione d’onda di Schrödinger

n = 1, 2, 3, …

l = 0, 1, … ( n - 1 ) numero quantico secondario

m = 0,  1 , …  l numero quantico magnetico

Principio di esclusione di Pauli. Regola di Hund

E

Il principio dell’Aufbau

La tabella periodica degli elementi

Proprietà periodiche degli elementi

Energia di ionizzazione. Affinità elettronica.

A

= A

+ e

A

+ e

= A

EI

Proprietà periodiche degli elementi

Metalli e non metalli

Proprietà periodiche degli elementi

F ^ ^ ^

E _n   p me  

l = 0, 1, … ( ⁿ - ¹ ) numero quantico secondario