PRIMO INCONTRO

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• Il principio di Indeterminazione e la scoperta della doppia natura dell’elettrone indicavano chiaramente una cosa: non era più possibile trattare l’elettrone come una particella classica, cioè come una particella che avesse le caratteristiche ed il comportamento previsti dalla fisica classica

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• Già l’introduzione dell’ipotesi della quantizzazione, nel modello di Bohr, aveva segnato uno stacco con i modelli della fisica classica.

• Ma per il resto, Bohr aveva trattato l’elettrone come una particella, che si muove su orbite ben determinate, il cui raggio può essere calcolato in base a semplici considerazioni meccaniche sulle forze in gioco.

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• Le nuove scoperte, però segnalavano la necessità di un modo completamente diverso di affrontare il problema. Ciò portò all’elaborazione di una nuova fisica; la meccanica quantistica

L’equazione di Schrödinger

• L’equazione di Schrödinger è il fulcro della meccanica quantistica

• In meccanica quantistica ad ogni grandezza misurabile viene associato un operatore, cioè un qualcosa che indica le operazioni da eseguire

• Quando si vuole descrivere un oggetto nell’ambito della meccanica quantistica, lo si analizza in termini dell’ energia

• Sulla base di tale analisi si imposta l’equazione di S. e risolvendola si ottiene la descrizione completa del sistema.

L’equazione di Schrödinger

L’equazione di Schrödinger è diversa dalle altre equazioni che già conoscete:

• Quando si risolve L’equazione di Schrödinger non si trovano dei numeri ma delle funzioni

• Quando si risolve L’equazione di Schrödinger si trova l’espressione matematica delle funzioni φ chiamate “funzioni d’onda” o orbitali

• Gli orbitali dipendono da tre numeri quantici che vengono indicati con le lettere n, l, m.

I numeri quantici

• Il numero quantico principale n: può assumere valori interi positivi da uno a sette, determina l’energia dell’orbitale.

• Il numero quantico angolare l: può assumere valori compresi tra 0 e n-1. determina la forma dell’orbitale.

• Il numero quantico magnetico m: determina l’orientazione nello spazio dell’orbitale, può assumere valori interi compresi tra – l e +l

• Numero quantico di spin (+1/2, -1/2)

Regole di riempimento degli orbitali

• Gli elettroni occupano gli orbitali a partire da quello con energia più bassa e proseguendo con gli altri orbitali in ordine di energia crescente.

• Principio di esclusione di Pauli: in un atomo non possono esserci due elettroni con tutti e quattro i numeri quantici uguali

• Regola di Hund: quando sono disponibili orbitali isoenergetici, gli elettroni tendono a occuparne il maggior numero possibile con spin parallelo

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• Esempio dello scandio

• Sc, Z=20

• [ Ar ]4s23d1 e non [ Ar ]3d3

• Sc+ [ Ar ]4s13d1

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• A quale atomo neutro corrisponde la seguente configurazione elettronica

• 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10. 4p2

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• Scrivi la configurazione elettronica dei seguenti elementi neutri, sia in lettere e numeri, sia con la rappresentazione mediante i quadratini e le frecce:

• Fosforo e vanadio

• Scrivi la configurazione elettronica dei seguenti ioni sia in lettere e numeri sia con la rappresentazione in quadratini e frecce

• O-2 Al3+

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• Scrivi la configurazione elettronica in numeri e lettere e disegna quella con quadratini e frecce dei seguenti ioni: Mg2+ e Cl-