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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-