Capitolo 7 di chimica generale PDF

Preview

Summary

Riassunto del capitolo 7 di chimica generale, con riferimento al libro di testo "Chimica, un approccio molecolare" N.J.Tro...

Description

CHIMICA GENERALE Testo di riferimento: “Chimica – Un approccio molecolare” Nivaldo J. Tro Riassunto capitolo: 7) Il modello quantomeccanico dell’atomo

Il regno della quantomeccanica> la teoria della quantomeccanica spiega il comportamento di particelle, come fotoni (quanti di luce) ed elettroni, a livello atomico e subatomico. Poiché gli elettroni di un atomo determinano molte delle sue caratteristiche chimiche e fisiche, la quantomeccanica è fondamentale per comprendere la chimica. La natura della luce> la luce è un’onda elettromagnetica, una radiazione elettromagnetica, una forma di energia che viaggia alla velocità di 3.00x10 8 m/s nel vuoto. Una radiazione elettromagnetica può essere descritta come un’onda composta da un campo elettrico (regione dello spazio in cui una particella dotata di carica elettrica è sottoposta all’azione di una forza) e un campo magnetico(regione dello spazio in cui una particella magnetica è soggetta ad una forza) oscillanti e perpendicolari tra loro, che si propagano nel vuoto. L’onda può essere descritta da ampiezza (h verticale di una cresta) che determina nella luce l’intensità o la luminosità, e dalla lunghezza d’onda (λ distanza tra due creste); la luce è dotata di una frequenza (v, numero di cicli che passano attraverso un punto stazionario in un dato intervallo di tempo), si calcola in Hertz ed è inversamente proporzionale alla lunghezza d’onda v=c/λ (c=velocità) La natura ondulatoria della luce è caratterizzata dalla sua lunghezza d’onda e dalla capacità di dar luogo a interferenza (costruttiva e distruttiva) e a diffrazione. La natura particellare è caratterizzata dalla specifica quantità di energia trasportata da ciascun fotone. Lo spettro elettromagnetico include tutte le lunghezze d’onda, dai raggi gamma (alta energia per fotone, piccola lunghezza d’onda), le onde radio(bassa energia per fotone, grande lunghezza d’onda), la luce visibile è un piccolo intervallo al centro dello spettro elettromagnetico.

comportamento particelle

barriera con fessura

Effetto fotoelettrico= fenomeno per cui molti metalli emettono elettroni quando colpiti dalla luce. 1905 Einstein, spiegazione effetto fotoelettrico: l’energia luminosa deve essere distribuita in pacchetti, la quantità di energia E contenuta in un pacchetto di luce dipende dalla sua frequenza secondo l’equazione E=hv dove h è la costante di Planck (6.626x10-34J.s)  un pacchetto di luce=fotone E=hc/lunghezza d’onda PER LA FOTOEMISISONE

hv=Φ energia del fotone=energia di legame dell’elettrone emesso CONDIZIONE

La spettroscopia atomica> è lo studio della luce assorbita ed emessa dagli atomi quando un elettrone effettua una transizione da un livello di energia ad un altro. La lunghezza d’onda assorbite o emesse dipende dalla differenza di energia tra i livelli coinvolti nella transizione; grandi differenze di energia generano radiazioni di piccola lunghezza d’onda mentre piccole differenze generano radiazioni di grande lunghezza d’onda.

Modello di Bohr e gli spettri di emissione> secondo il modello di Bohr, ciascuna linea dello spettro è prodotta quando un elettrone decade da un’orbita stabile, o stato stazionario, a un’altra di energia più bassa La natura ondulatoria della materia> il cuore della teoria quantistica è la natura ondulatoria dell’elettrone. Proposta nel 1924 e poi confermata nel 1927 da Louis de Broglie, dimostrava che gli elettroni avevano questa natura che si percepisce soprattutto nel fenomeno di diffrazione: quando un fascio di elettroni passa attraverso due fessure ravvicinate si genera una figura di interferenza, come se gli elettroni fossero delle onde. Al contrario, un fascio di particelle, passando attraverso due fessure, produce due fasci più piccoli di particelle. Nel caso delle particelle si forma una zona scura compresa tra due zone luminose, mentre un’onda produce la zona più luminosa al centro, fra le due fessure. La natura ondulatoria dell’elettrone è una proprietà intrinseca di ciascun singolo elettrone. La lunghezza d’onda di de Broglie= λ=h/mv relazione di de Broglie, dove m è la massa – la velocità dell’elettrone è correlata alla sua lunghezza d’onda, per cui conoscendo l’una è possibile determinare l’altra. Principio di indeterminazione= l’esperimento della diffrazione di un singolo elettrone dimostra che non è possibile osservare simultaneamente la natura ondulatoria e quella particellare dell’elettrone. Quando si prova ad osservare da quale fessura passa l’elettrone si perde il profilo di interferenza, e se si osserva il profilo di interferenza non si riesce a determinare la fessura; questo è dovuto al fatto che la natura ondulatoria e particellare sono proprietà complementari, le quali si escludono a vicenda (più si conosce di una meno si sa dell’altra). Come osservato da de Broglie, la velocità di un elett è correlata alla sua natura di onda, la posizione dell’elett è correlata alla sua natura particellare di conseguenza: non è possibile misurare simultaneamente posizione e velocità.  Heisenberg equazione: ∆x x m∆v ≥ h/4π in cui ∆x è l’incertezza della posizione, ∆v l’incertezza della velocità, m la massa e h la costante di Planck. Il principio di indeterminazione di Heisenberg afferma che il prodotto ∆x e m∆v deve essere maggiore o uguale a un numero finito (h/4pigreco). Mappe di distribuzione= una particella si muove lungo una traiettoria (o percorso) che è determinata dalla velocità, dalla sua posizione e dalle forze che agiscono su di essa. Nella meccanica classica per prevedere la traiettoria sono richieste velocità e posizione. Le leggi del moto di Newton sono deterministiche: il presente determina il futuro; ma questo non vale con gli elettroni: le traiettorie sono sostituite da mappe di distribuzione di probabilità, in quanto non è possibile stabilire la traiettoria. Questa mappa è una mappa statistica che mostra dove probabilmente un elettrone si trova in una determinata condizione. La traiettoria di un elettrone è indeterminata e può essere descritta solo in termini statistici. La meccanica quantistica e l’atomo> per ciascuno stato si può specificare l’energia dell’elettrone con precisione, ma non la sua posizione in un determinato istante; la posizione invece è descritta in termini di orbitali, una mappa di distribuzione di probabilità che spesso implica la condivisione di elettroni tra atomi per formare legami covalenti, la distribuzione spaziale degli elettroni atomici è importante per la formazione dei legami. La forma generale dell’equazione di Schrödinger è: Ɦψ= E ψ dove Ɦ indica l’operatore hamiltoniano, un insieme di operazioni matematiche che rappresentano l‘energia totale di un elettrone all’interno dell’atomo, E energia e ψ è la funzione d’onda ovvero una funzione matematica che descrive la natura ondulatoria dell’elettrone. (ψ2 rappresentata in un grafico rappresenta un orbitale) Ciascun orbitale è individuato da tre numeri quantici in relazione fra loro: -

il numero quantico principale, n: è un numero intero che determina la dimensione e l’energia complessiva di un orbitale, l’energia En= -2.18 x10-18J(1/n2) (n=1,2,3..) il numero quantico del momento angolare, l (a volte indicato come un numero quantico azimutale): determina la forma dell’orbitale, per un dato valore di n, l può assumere qualsiasi valore interno incluso lo zero fino a n-1

-

il numero quantico magnetico ml : specifica l’orientamento dell’orbitale

Questi numeri quantici hanno tutti valori interi. Un quarto quantico, il numero quantico di spin (ms), specifica l’orientazione dello spin dell’elettrone. , essi hanno tutti la stessa quantità di spin e può essere quantizzato con solo due possibili orientazioni “spin verso l’alto” (m s=+1/2) e “spin verso il basso” (ms=-1/2). Il numero di sottolivelli in ciascun livello è uguale a n, cioè al numero quantico principale definito come guscio principale o livello principale. Perciò, il livello n=1 ha un sottolivello o sottoguscio,il livello n=2 ha due sottolivelli e così via. Il numero di orbitali in ciascun sottolivello è uguale a 2l+1. Perciò il sottolivello s (l=0) ha un orbitale, il sottolivello p (l=1) ha tre orbitali, il sottolivello d(l=2) ha 5 orbitali e così via. In numero di orbitali in un livello è uguale a n2. Perciò il livello n=1 ha un solo orbitale, il livello n=2 ha 4 orbitali, il livello n=3 ha 9 orbitali e così via. ∆E= E finale- E iniziale  ∆E= -2.18x10-18 J (1/nf2 – 1/ni2) Orbitale s (l=0) > l’orbitale a minore energia è l’orbitale con simmetria sferica 1s, ha due rappresentazioni in una la densità dei puntini è proporzionale alla densità di probabilità dell’elettrone; nell’altra l’altezza della curva è proporzionale alla densità di probabilità dell’elettrone. L’asse x riporta r, la distanza dal nucleo. Ψ2= densità di probabilità= probabilità / unità di volume I grafici appena spiegati dimostrano che l’elettrone si trovi con la massima probabilità nel nucleo, per avere un’idea più chiara della posizione dell’elettrone si può usare un grafico detto funzione della distribuzione radiale: rappresenta la probabilità totale di trovare l’elettrone all’interno di un sottile guscio sferico ad una distanza r dal nucleo  probabilità radiale= probabilità/ unità di volume X volume del guscio a r La funzione di distribuzione radiale rappresenta la probabilità totale ad un raggio r. La forma della funzione di distribuzione radiale è il risultato del prodotto di due funzioni che hanno un andamento opposto rispetto a r: -la funzione densità di probabilità ψ2, che dà la probabilità per unità di volume e diminuisce all’aumentare di r;

- il volume del guscio sottile, che aumenta all’aumentare di r Per quanto riguarda gli orbitali 2s e 3s, questi orbitali hanno simmetria sferica (come 1s); hanno però dimensioni maggiori e contengono almeno un nodo= è un punto in cui la funzione d’onda e quindi la densità di probabilità, e la funzione di distribuzione radiale vanno tutte a zero. Orbitali p(l=1)> ciascun livello principale con n=2 o superiore contiene 3 orbitali p(m l= -1,0.+1). Gli orbitali p non sono sferici ma hanno due lobi di densità elettronica da parti opposte rispetto al nucleo e un nodo localizzato sul nucleo. I 3 orbitali differiscono tra loro solo per l’orientamento e sono perpendicolari tra loro. Orbitali d(l=2)> ciascun livello principale con n=3 e superiore contiene 5 orbitali d(m l=-2,-1,0,+1,+2), hanno forma a quadrifoglio, con quattro lobi di densità elettronica attorno al nucleo e due piani nodali perpendicolare. L’orbitale dz2 è differente dagli altri perché ha due lobi orientati lungo l’asse z e un anello a forma di ciambella sul piano xy. Orbitale f(l=3)> ciascun livello principale con n=4 o superiore contiene 7 orbitali f(m l=-3,-2,-1,0,+1,+2,+3), hanno più lobi e più nodi VEDI PAG 309 A 311 PER IMMAGINI Fase degli orbitali> il segno dell’ampiezza di un’onda, positiva o negativa, è nota come fase dell’onda.

Domanda: perché gli atomi vengono rappresentati come sfere? Perché la maggior parte degli atomi contiene molti elettroni che occupano numerosi orbitali diversi, perciò la forma di un atomo è ottenuta sovrapponendo tutti i suoi orbitali. Infatti sovrapponendo s,p e d si ottiene una sfera....