9)struttura atomo
Ecco uno schema chiaro e sintetico sul tema “La doppia natura della luce”:
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LA DOPPIA NATURA DELLA LUCE
1. Introduzione
* L’analisi della luce emessa o assorbita rivela la struttura elettronica degli atomi.
* La luce ha una doppia natura: ondulatoria e corpuscolare.
* Scoperta da Planck e Einstein all’inizio del ’900.
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2. NATURA ONDULATORIA
Fenomeni spiegabili con il modello ondulatorio:
* Diffrazione
* Interferenza
Caratteristiche delle onde elettromagnetiche:
* Frequenza (ν): oscillazioni/sec (Hz)
* Lunghezza d’onda (λ): distanza tra due creste successive (m, nm, Å)
* Velocità (c): 3,00 × 10⁸ m/s nel vuoto
Formula: c = λ × ν
Spettro elettromagnetico:
* Include: onde radio, microonde, infrarossi, visibile, UV, raggi X, raggi γ
* Luce visibile: 400 nm (violetto) – 700 nm (rosso)
* Spettro continuo: ottenuto con prisma da luce bianca (es. luce solare)
Diffrazione e Interferenza:
* La luce si comporta da onda: forma frange chiare/scure.
* Frange chiare = interferenza positiva
* Frange scure = interferenza negativa
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3. NATURA CORPUSCOLARE
Fenomeni spiegabili con il modello corpuscolare:
* Effetto fotoelettrico: emissione di elettroni da metallo irradiato da UV
Fotoni = quanti di energia
* Ogni fotone ha energia E = h × ν
* h = costante di Planck = 6,63 × 10⁻³⁴ J·s
* Oppure: E = h × c / λ
Effetto soglia:
* Solo se ν > ν soglia si ha emissione di elettroni
Caratteristiche dei fotoni:
* Non sono particelle di materia
* Sono pacchetti discreti di energia
* Luce = natura discontinua
Metafora: come bottigliette d’acqua da un distributore automatico, non fluido continuo.
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4. Conclusione
* Modello ondulatorio: descrive la propagazione della luce
* Modello corpuscolare: descrive l’interazione con la materia
* La luce è sia onda che particella: dipende dal fenomeno osservato
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LA LUCE DEGLI ATOMI
1. Emissione di luce da sostanze riscaldate
Solidi e liquidi incandescenti
* Emettono luce bianca
* Dopo fenditura + prisma → spettro continuo
* Contiene tutti i colori, senza interruzioni
Gas rarefatti ad alta temperatura
* Emettono luce a righe
* Dopo fenditura + prisma → spettro a righe (discontinuo)
* Formato da righe colorate isolate
* Ogni elemento ha uno spettro caratteristico
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2. Spettro dell’idrogeno
* Spettro visibile: 4 righe principali
* 656 nm → riga rossa
* 486 nm → riga verde
* 434 nm → riga blu
* 410 nm → riga viola
* Altre righe:
* Ultravioletto
* Infrarosso
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3. Conclusione
* Ogni atomo emette uno spettro caratteristico
* Gli spettri a righe sono come una “firma luminosa” degli elementi chimici
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3. L’ATOMO DI IDROGENO SECONDO BOHR
1. Modelli atomici precedenti
* Modello planetario di Rutherford:
* Elettroni ruotano intorno al nucleo come pianeti
* Limiti:
* Non spiega spettri a righe
* Non giustifica la stabilità dell’atomo
2. Intervento di Bohr
* Applica la teoria dei quanti di energia all’atomo
* Introduce il numero quantico principale (n):
* n = 1, 2, 3, …
* Ogni valore di n corrisponde a un livello energetico quantizzato
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3. Equazione dell’energia dell’elettrone
Eₙ = -K / n²
Dove K = 2,18 × 10⁻¹⁸ J
* Segno negativo: energia ceduta quando l’elettrone si lega all’atomo
* L’elettrone si muove in orbite stazionarie:
* Non emette né assorbe energia se rimane su un’orbita
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4. Stati energetici dell’elettrone
* n = 1: stato fondamentale (energia minima)
* n > 1: stati eccitati
* Salto quantico: passaggio tra due livelli energetici
Assorbimento
L’elettrone assorbe un fotone con energia esatta
Emissione
* L’elettrone torna a un livello inferiore
* Emette un fotone:
E = Eₙf - Eₙi
(differenza tra i due livelli)
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5. Spettro dell’idrogeno
* Ogni salto produce una riga nello spettro
* Esempio:
* Salto da n = 5 a n = 2 → riga a 434 nm (visibile)
* Bohr spiega solo l’idrogeno, non gli atomi più complessi
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6. Limiti del modello di Bohr
* Non applicabile ad atomi con più elettroni
* Richiede una nuova teoria: meccanica quantistica
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L’ELETTRONE: PARTICELLA O ONDA?
1. Ipotesi di Louis de Broglie (1924)
* La materia ha natura ondulatoria, come la luce.
* Ogni particella in movimento è associata a un’onda di materia.
* Formula della lunghezza d’onda:
λ = h / (m · v)
(h = costante di Planck; m = massa; v = velocità)
* Per elettroni: λ apprezzabile
* Per oggetti macroscopici: λ trascurabile
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2. Il principio di indeterminazione di Heisenberg (1927)
* Impossibile conoscere simultaneamente:
* Posizione (Δx)
* Quantità di moto (Δp = m · Δv)
* Formula:
Δx · m · Δv ≥ h / (4π)
* Conseguenza: non possiamo conoscere orbite precise degli elettroni
* Descrizione solo probabilistica
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3. Conferma sperimentale (Davisson e Germer, 1927)
* Un fascio di elettroni colpendo un cristallo produce:
* Figure di diffrazione → come onde
* Conferma l’ipotesi ondulatoria di de Broglie
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4. Esperimento della doppia fenditura
* Singoli elettroni passano uno alla volta:
* Ogni impatto è casuale
* Aumentando il numero: emergono frange di interferenza
* Risultato:
* Il comportamento complessivo è statistico
* Il singolo elettrone ha un comportamento imprevedibile
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5. Nascita della Meccanica Quantistica
* Descrive fenomeni microscopici con leggi probabilistiche
* Non studia il comportamento esatto di una particella
* Determina solo la probabilità di trovarla in un certo punto a un certo istante
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Conclusione
L’elettrone ha doppia natura:
* Come particella, ha massa ed energia
* Come onda, mostra fenomeni come interferenza e diffrazione
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L’EQUAZIONE D’ONDA E LA PROBABILITÀ DI PRESENZA DELL’ELETTRONE
1. Elettrone in un atomo
* L’elettrone non è libero: è vincolato dall’attrazione del nucleo.
* Non si comporta come una particella classica, ma come un’onda.
2. Onde stazionarie
* Le onde associate all’elettrone devono essere stazionarie.
* Un’onda è stazionaria quando:
* Nodi e ventri rimangono fissi nel tempo.
* Come per una corda di chitarra, solo alcune vibrazioni (quindi lunghezze d’onda) sono permesse (quantizzate).
3. Quantizzazione
* La lunghezza della corda (L) deve contenere un numero intero di semilunghezze d’onda (λ/2):
* L = n(λ/2), con n intero
* Ciò implica che anche l’energia dell’elettrone è quantizzata.
4. Funzione d’onda ψ (psi)
* L’elettrone è descritto da una funzione matematica detta funzione d’onda:
* ψ(x, y, z, t) dipende dalle coordinate spaziali e dal tempo.
* Questa funzione è la soluzione dell’equazione di Schrödinger (1926).
5. Interpretazione di Born
* Il quadrato della funzione d’onda (ψ²) indica la probabilità di trovare l’elettrone in un certo punto dello spazio:
* ψ²(x, y, z, t) = densità di probabilità
* Alta vicino al nucleo, bassa lontano.
6. Implicazioni
* L’elettrone non ha una traiettoria definita come in un sistema planetario.
* Si trova in una zona di probabilità (detta orbitale) intorno al nucleo.
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NUMERI QUANTICI E ORBITALI
Cosa sono?
I numeri quantici sono parametri che descrivono lo stato quantico di un elettrone in un atomo.
Ogni orbitale è definito da una combinazione di numeri quantici.
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1. NUMERO QUANTICO PRINCIPALE (n)
* Valori possibili: interi positivi (1, 2, 3, …)
* Indica: livello energetico e distanza media dal nucleo
* All’aumentare di n:
* Aumenta l’energia
* Aumenta la distanza dal nucleo
* Numero di orbitali per livello: n²
(es. n = 2 → 2² = 4 orbitali)
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2. NUMERO QUANTICO SECONDARIO (l)
* Valori possibili: interi da 0 a n – 1
* Indica: forma dell’orbitale e sottolivello energetico
* Corrispondenza tra l e tipo di orbitale:
l
Lettera
Tipo orbitale
N. orbitali
0
s
sferico
1
1
p
bilobato
3
2
d
complesso
5
3
f
ancora più complesso
7
* Esempio:
n = 2, l = 1 → 2p
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3. NUMERO QUANTICO MAGNETICO (m)
* Valori possibili: da –l a +l (incluso 0)
* Indica: orientamento spaziale dell’orbitale
* Definisce: il numero di orbitali per ogni sottolivello
* Esempio: l = 1 → m = –1, 0, +1 → 3 orbitali: 2pₓ, 2pᵧ, 2p𝓏
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4. NUMERO QUANTICO DI SPIN (ms)
* Valori possibili: +½ o –½
* Indica: il verso della rotazione dell’elettrone (proprietà intrinseca)
* Ogni orbitale può contenere al massimo 2 elettroni con spin opposto
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PRINCIPIO DI ESCLUSIONE DI PAULI
* In un orbitale possono coesistere solo due elettroni
* Devono avere spin opposto
* Es: orbitale 4s può contenere:
* (4, 0, 0, +½)
* (4, 0, 0, –½)
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Riepilogo – Ogni elettrone è descritto da:
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Numero quantico
Simbolo
Cosa indica
Principale
n
Livello energetico
Secondario
l
Forma del sottolivello/orbitale
Magnetico
m
Orientamento orbitale
Spin
ms
Direzione dello spin
DALL’ORBITALE ALLA FORMA DELL’ATOMO
Cos’è un orbitale?
* Funzione matematica che descrive la probabilità di trovare un elettrone in una certa regione intorno al nucleo.
* La superficie di contorno (o limite) unisce i punti con uguale probabilità di presenza dell’elettrone.
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1. FORMA DELL’ORBITALE
Determinata dal numero quantico secondario (l):
l
Tipo orbitale
Forma
0
s
Sfera
1
p
Doppio lobo
2
d
Quattro lobi
3
f
Forma complessa (sette orbitali)
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2. VOLUME DELL’ORBITALE
* Dipende dal numero quantico principale (n).
* Aumenta n → aumenta il volume dell’orbitale.
* Es: 1s < 2s < 3s < 4s (orbitali sempre più estesi).
Nota:
Con l’aumento del numero atomico, gli orbitali si contraggono (es. orbitale 1s dell’uranio è più piccolo di quello dell’idrogeno).
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3. ORBITALI s
* Forma: sferica
* Centro: il nucleo
* Aumentano di volume con n
(1s < 2s < 3s…)
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4. ORBITALI p
* Forma: due lobi opposti
* Orientazione: lungo gli assi x, y, z
* px, py, pz: uguale energia, diversa direzione
* Centro: nucleo (punto di contatto tra i lobi)
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5. ORBITALI d
* Numero: 5 orbitali
* Forma: quattro lobi (a quadrifoglio)
* Esempi: dxy, dxz, dyz, dx²–y², dz²
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6. ORBITALI f
* Numero: 7 orbitali
* Forma: ancora più complessa (non sempre facilmente rappresentabile)
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7. FORMA DELL’ATOMO
* Nonostante la complessità degli orbitali:
* La distribuzione elettronica totale di un atomo è sferica.
* Le zone a diversa densità elettronica sono simmetriche rispetto al nucleo.
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CONFIGURAZIONE ELETTRONICA – SCHEMA RIASSUNTIVO
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1. DEFINIZIONE
* Configurazione elettronica: disposizione degli elettroni negli orbitali atomici in ordine crescente di energia nello stato fondamentale di un atomo.
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2. PRINCIPI BASE
Principio
Descrizione
Aufbau (costruzione)
Gli elettroni occupano prima gli orbitali a energia più bassa.
Pauli (esclusione)
In ogni orbitale ci sono al massimo 2 elettroni con spin opposto.
Hund (massima molteplicità)
In orbitali degeneri (stessa energia), gli elettroni si distribuiscono singolarmente con spin parallelo, prima di appaiarsi.
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3. SEQUENZA DI RIEMPIMENTO DEGLI ORBITALI
(ordine energetico corretto)
1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p → 5s → 4d → 5p → 6s → 4f → 5d → 6p → 7s → 5f → 6d → 7p
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4. COMPOSIZIONE DEI SOTTOLIVELLI
Sottolivello
Numero di orbitali
Numero max di elettroni
s
1
2
p
3
6
d
5
10
f
7
14
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5. NOTAZIONE ORBITALE
* Ogni orbitale si rappresenta con un quadratino:
* Vuoto → [ ]
* Un elettrone → [↑]
* Due elettroni (con spin opposto) → [↑↓]
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7. ANOMALIE ENERGETICHE
* Alcuni orbitali di livelli superiori hanno energia inferiore a quelli inferiori.
* Es: 4s < 3d → si riempie prima il 4s.
* Esempio: Scandio → 3d¹ 4s² (non 4s² 3d¹)
* Alcuni elementi (Cr, Cu) presentano configurazioni anomale per maggiore stabilità:
* Cr: [Ar] 3d⁵ 4s¹ (anziché 3d⁴ 4s²)
* Cu: [Ar] 3d¹⁰ 4s¹ (anziché 3d⁹ 4s²)
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8. CONFIGURAZIONE DEGLI IONI
* Si aggiungono o tolgono elettroni agli orbitali più esterni (di maggior energia).
* Es: O → O²⁻: da 1s² 2s² 2p⁴ a 1s² 2s² 2p⁶ (come Ne)
* Fe: Fe²⁺ → si tolgono prima i 4s, poi i 3d.
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9. SIMMETRIA ELETTRONICA
* La distribuzione complessiva degli elettroni è sempre sferica,
anche se gli orbitali individuali non lo sono.