Struttura atomica – Capitolo 9

Flashcard di vocaboli essenziali per comprendere i concetti di struttura atomica, numeri quantici, orbitali ed energia elettronica trattati nel Capitolo 9.

Modello planetario di Rutherford

Modello in cui gli elettroni orbitano attorno a un nucleo compatto, analogo ai pianeti intorno al Sole.

Limiti del modello di Rutherford

Prevede orbite a spirale degli elettroni e spettro continuo di radiazione, in contrasto con le osservazioni sperimentali.

Spettro discontinuo

Serie di righe di lunghezze d’onda definite emesse o assorbite dagli atomi, anziché uno spettro continuo.

Modello atomico di Bohr

Introduce orbite stazionarie a energia quantizzata per l’elettrone dell’idrogeno e spiega gli spettri a righe.

Stato fondamentale

Livello energetico più basso occupato dall’elettrone in un atomo.

Stato eccitato

Livello energetico superiore raggiunto dall’elettrone dopo assorbimento di energia.

Quantizzazione dell’energia

L’energia può assumere solo valori discreti (quanti) e non continui.

ΔE (differenza di energia)

Energia assorbita o emessa quando l’elettrone passa tra due orbite di Bohr.

Principio di indeterminazione di Heisenberg

Impossibilità di conoscere simultaneamente posizione e velocità di una particella con precisione arbitraria.

Nube elettronica

Regione di spazio a contorno indefinito dove è elevata la probabilità di trovare l’elettrone.

Orbitale atomico

Regione in cui la probabilità di localizzare l’elettrone è del 95%.

Numero quantico principale (n)

Indica dimensioni ed energia dell’orbitale; assume valori interi positivi (1–7).

Livello energetico

Insieme di orbitali aventi lo stesso valore di n.

Numero quantico secondario o azimutale (l)

Definisce la forma dell’orbitale; varia da 0 a n-1.

Sottolivello

Gruppo di orbitali con stesso n ma diverso l.

Numero quantico magnetico (m)

Specifica l’orientazione dell’orbitale; varia tra –l e +l.

Orbitali degeneri

Orbitali con uguale n e l ma diverso m, quindi stessa energia.

Orbitale s

Orbitali con l = 0, forma sferica; uno per ogni valore di n.

Orbitale p

Orbitali con l = 1, forma a due lobi; tre orientazioni (m = –1, 0, +1).

Orbitale d

Orbitali con l = 2; cinque orientazioni (m = –2, –1, 0, +1, +2).

Orbitale f

Orbitali con l = 3; sette orientazioni (m = –3 … +3).

Numero quantico di spin (ms)

Descrive la rotazione intrinseca dell’elettrone; può valere +½ o –½.

Principio di esclusione di Pauli

Un orbitale può contenere al massimo due elettroni con spin opposto; nessun due elettroni in uno stesso atomo possono avere tutti e quattro i numeri quantici uguali.

Principio di minima energia

Gli elettroni occupano prima gli orbitali a energia più bassa.

Principio di Hund

In orbitali degeneri gli elettroni si dispongono con spin parallelo occupando il maggior numero di orbitali possibile.

Energia degli orbitali

Aumenta con valori crescenti di n e, a parità di n, con valori crescenti di l.

Orbitali isoenergetici

Orbitali con stesso n e l, quindi uguale energia.

Diagramma delle diagonali

Schema grafico che indica la sequenza di riempimento degli orbitali in ordine di energia crescente.

Configurazione elettronica

Distribuzione degli elettroni di un atomo nei diversi orbitali secondo i principi di minima energia, Pauli e Hund.

Notazione s p d f

Metodo compatto per scrivere la configurazione elettronica indicando tipo di orbitale e numero di elettroni (es. 1s² 2s² 2p⁶).

Diagramma energia-orbitale

Rappresentazione grafica degli orbitali come quadratini disposti in ordine di energia, con frecce a indicare gli elettroni.