Teoria Quantistica

Il volume del nucleo di un atomo è molto minore del volume atomico totale, il raggio del nucleo è nell’ordine dei 10(-12)cm, mentre il raggio atomico è circa 10(-8) cm = 1 A.

Il volume non occupato costituisce una porzione di spazio in cui si muovono gli elettroni, i quali non possiedono tutti la stessa energia (al massimo due per volta), che può variare causa interventi esterni.

Gli elettroni di un atomo non possono cedere o assorbire energia in modo continuo, ma solo attraverso pacchetti discreti detti QUANTI: prendendo in considerazione un elettrone che ha energia E’, potrà cambiare la sua energia solo di un particolare Δ, fino a E”.

Questi Δ corrispondono ai quanti, pacchetti di energia che corrispondono singolarmente all’energia di un fotone. I valori di energia specifici e non continui vengono detti STATI STAZIONARI.

Un atomo allo stato FONDAMENTALE possiede tutti gli elettroni ai valori minimi di energia, mentre nello stato ECCITATO qualche elettrone ha assorbito energia e si trova ad un livello più alto del normale (è altamente instabile, tende perciò a tornare al suo livello fondamentale emettendo uno o più fotoni, lo stato fondamentale è lo stato di maggior stabilità ed a minor contenuto energetico di un atomo).

PRINCIPIO DI HEISENBERG: è impossibile determinare simultaneamente la posizione e la velocità di un elettrone. Non si può dunque descrivere una traiettoria dell’elettrone, in quanto ci servirebbe per descriverla la sua posizione in un preciso istante t. Lo spazio attorno al nucleo viene così definito come una MAPPA DI DENSITÁ ELETTRONICA, che rappresenta solamente la probabilità che un certo elettrone si trovi in un certo ΔV ed ad un certo Δt.

EQUAZIONE D’ONDA DI SCHRÖEDINGER: descrive la probabilità attraverso un equazione matematica di trovare l’elettrone in una specifica regione di spazio attorno al nucleo dell’atomo della specie considerata. Le soluzioni di quest’equazione sono delle funzioni matematiche dette FUNZIONI D’ONDA ORBITALE o più semplicemente ORBITALI caratterizzati dalle variabili spaziali x,y e z e dalla variabile temporale t, la quale indica solamente la probabilità di trovare un elettrone nello spazio considerato in un determinato istante di tempo. Ad ogni atomo corrisponde un certo numero di funzioni d’onda orbitale (dipende dal numero di elettroni che ognuno ha), differenti ognuna da ogni altra (in quanto non possono coesistere in una stessa specie due orbitali aventi gli stessi parametri, ma anche tra elementi diversi gli stessi orbitali presentano caratteristiche diverse, in quanto provenienti ognuno da un equazione diversa) per 4 parametri. (FUNZIONI PARAMETRICHE).

I parametri sono detti NUMERI QUANTICI e vengono indicati con:
n = NUMERO QUANTICO PRINCIPALE
l = NUMERO QUANTICO SECONDARIO
m = NUMERO QUANTICO MAGNETICO
m (s) = NUMERO QUANTICO DI SPIN

I primi tre parametri si riferiscono alla funzione orbitale, rappresentando per esso un preciso stato stazionario a cui è associata una particolare energia ed una determinata distribuzione di probabilità di trovare all’interno di questa porzione di spazio, che assume forme geometriche diverse, elettroni. L’ultimo parametro si riferisce all’elettrone appartenente a quel determinato orbitale.

È importante sottolineare come sia l’elettrone ad avere energia ma anche l’orbitale abbia un particolare livello di energia, adatto ad ospitare quel particolare elettrone avente quello stesso livello di energia.

n = 1,2,3,…n Determina l’energia dell’orbitale e l’ampiezza dell’orbitale stesso

l = 0, …, (n-1) Determina la forma geometrica dell’orbitale e la distribuzione della densità elettronica

m = – l < m <+ l Determina le orientazioni che può assumere l’orbitale rispetto alla direzione del campo magnetico

m(s) = ± ½ Indica l’orientazione del momento magnetico associato allo spin dell’elettrone: una carica elettrica che ruota su sè stessa genera un campo magnetico, che interagendo col campo magnetico esterno può dar luogo a due orientazioni diverse, parallela (+½) o antiparallela (-½) al campo magnetico esterno.

IDROGENO
n = 1 livello energetico K
l = 0 sottolivello energetico s
m = 0 nessuna orientazione all’interno del campo magnetico

Ne risulta un orbitale sferico e simmetrico, definito 1s

n = 2 livello energetico L
l = 0 sottolivello energetico s l = 1 sottolivello energetico p
m = 0 nessuna orientazione m = 1,0,-1 tre orientazioni preferenziali nello spazio
Orbitale sferico e simmetrico, definito 2s Orbitali formato da due lobi uguali e simmetrici, uno
positivo e l’altro negativo in base al risultato della
funzione matematica, che si propagano nelle tre Esso è descritto sempre da funzioni direzioni dello spazio (2p).
matematiche positive

n = 3 livello energetico M
l = 0 l = 1 l = 2
m = 0 m = 1,0,-1 m = 2,1,0,-1,-2
Orbitale 3s Orbitali 3p Orbitali 3d formato da 4 lobi uguali e simmetrici tra loro, aventi
5 orientazioni differenti.

n = 4 livello energetico N
l = 0 l = 1 l = 2 l = 3
m = 0 m = 1,0,-1 m = 2,1,0,-1,-2 m = 3,2,1,0,-1,-2,-3
Orbitale 4s Orbitali 4p Orbitali 4d Orbitali 4f

Gli ORBITALI DEGENERI hanno tutti lo stesso livello di energia e gli elettroni di questi livelli energetici hanno spin paralleli.

I vari orbitali si riempiono secondo diverse regole:

ENERGIA CRESCENTE: possiamo affermare che gli elettroni tendono ad occupare gli orbitali secondo un ordine di energia crescente, 2 per ogni orbitale, anche se a livelli alti di n si deve tener conto oltre all’attrazione nucleo-elettrone anche alla repulsione tra gli elettroni, che provoca una sovrapposizione di livelli energetici (gli f sono sempre dopo gli s 2 valori indietro).

PRINCIPIO D’ESCLUSIONE DI PAULI: due elettroni non possono avere tutti e 4 i numeri quantici uguali, ovvero se occupano uno stesso orbitale devono avere spin antiparalleli. Da ciò ne deriva che in un orbitale non vi possono essere più di due elettroni.

REGOLA DI HUND:quando vi sono orbitali degeneri gli orbitali tendono a disporsi occupando più orbitali possibili con spin paralleli, infatti la repulsione tra elettroni con spin antiparalleli è maggiore che la repulsione tra elettroni con spin parallelo posti su orbitali diversi con uguale energia.

Fluoro: numero atomico 9
Configurazione elettronica totale: 1s² 2s² 2p(5)
La CONFIGURAZIONE ELETTRONICA TOTALE ci dice qual è l’elemento considerato, in quanto possiamo risalire al numero atomico
La CONFIGURAZIONE ELETTRONICA ESTERNA del Fluoro è in questo caso 2s² 2p(5): il numero di elettroni coincide con il numero del gruppo a cui appartiene la specie chimica, mentre il numero del periodo è dato dal suo livello energetico.

Tavola Periodica

La prima classificazione degli elementi che consentiva di prevedere con successo il comportamento chimico degli elementi risale al chimico russo Mendeleev, che dispose gli elementi allora conosciuti in serie orizzontale di caselle dette periodi in ordine di peso atomico crescente mentre gli elementi che avevano proprietà chimiche simili davano luogo ad altrettante colonne verticali dette gruppi. Una grande intuizione del chimico russo fu quella di lasciare vuote molte caselle in quanto simboleggiavano elementi ancora da scoprire, sebbene Mendeleev sia riuscito a determinare abbastanza bene anche qualcuna delle loro caratteristiche.

Dopo le scoperte del 900 gli elementi dell’attuale Tavola Periodica sono classificati in ordine di numero atomico crescente, che rispecchia quasi completamente la disposizione in periodi di Mendeleev: il periodo è cosi formato dagli elementi i cui elettroni danno luogo al graduale riempimento di un livello energetico ed il numero del periodo rappresenta il valore del numero quantico principale di quel particolare livello. I gruppi a loro volta sono formati dagli elementi che hanno la stessa configurazione esterna, presentando di conseguenza caratteristiche chimiche molto simili.

Caratteristiche delle specie atomiche

AFFINITÁ ELETTRONICA: energia liberata da un atomo neutro di un gas che acquista un elettrone trasformandosi in uno ione negativo o anione. È misurabile anche se molto difficilmente e nella tavola periodica cresce da sinistra a destra e dal basso verso l’alto, in quanto è maggiore negli atomi a piccole dimensioni di volume in quanto acquistando elettroni relativamente vicino al loro nucleo liberano un maggior quantitativo d’energia, e negli alogeni in quanto grazie ad un elettrone riescono a raggiungere una configurazione stabile, liberando più energia di altre specie atomiche. È considerata positiva solamente se l’assunzione dell’elettrone da parte dell’atomo porta ad uno ione più stabile.

ENERGIA DI IONIZZAZIONE: energia fornita all’atomo neutro di un gas per strappargli un elettrone e portarlo a distanza infinita dal nucleo, formando un catione. È misurabile e nella tavola periodica cresce da sinistra a destra in quanto si ha una diminuzione del raggio atomico e dunque una maggiore attrazione tra gli elettroni ed il nucleo atomico, e dal basso verso l’alto in quanto gli atomi a minor numero atomico hanno pochi elettroni occupanti bassi livelli di energia e dunque più fortemente legati al nucleo. Chi tende a dare ioni positivi richiede poca energia di ionizzazione (vedi metalli alcalini), a differenza degli alogeni che come ioni positivi sono molto instabili, hanno più la tendenza ad acquistare elettroni.

ELETTRONEGATIVITÁ: energia di combinazione tra l’affinità elettronica e l’energia di ionizzazione, più precisamente per Mulliken è la media tra queste due ultime grandezze. Il metodo di Mulliken però non è sempre applicabile in quanto non riusciamo sempre ad avere un valore per quanto riguarda l’affinità elettronica, per questo oggi risulta essere più utile anche se meno preciso la scala di Pauling per quanto riguarda l’elettronegatività, un’assegnazione di valori arbitrari che facevano riferimento al fatto che il legame covalente polare è più forte di quello omopolare e tanto più forte quanto è maggiore la differenza di elettronegatività tra gli elementi uniti dal legame.
Essa stà ad indicare il potere di un atomo di attrarre su di sè elettroni quando si trova all’interno di una molecola. Nella tavola periodica aumenta da sinistra verso destra e dal basso verso l’alto, come per l’affinità elettronica e l’energia di ionizzazione. Per i gas nobili non si ha nessun valore di elettronegatività.