Meccanica Quantistica e Tavola Periodica: Fondamenti e Proprietà

Il Modello Atomico di Schrödinger

Schrödinger giunge alla stessa conclusione di Heisenberg, ma attraverso un approccio matematico più complesso. Secondo il suo modello, gli elettroni non occupano orbite prestabilite intorno al nucleo; l'elettrone non può essere descritto dalle leggi della fisica classica, poiché il moto di un atomo non è paragonabile a quello di una macchina.

Nasce così la meccanica quantistica, che permette di calcolare la probabilità maggiore di trovare l'elettrone in una determinata regione dello spazio, definita orbitale atomico.

L'Orbitale Atomico

Un orbitale atomico è una regione di spazio intorno al nucleo dove la probabilità di trovare l'elettrone è massima (circa il 95%). Tale valore si ricava dalla risoluzione dell'equazione di Schrödinger, le cui soluzioni sono funzioni d'onda indicate con la lettera greca Ψ (PSI). Secondo Born, maggiore è il valore di Ψ², maggiore è la probabilità di trovare l'elettrone in quel punto.

I Numeri Quantici

Dalla risoluzione dell'equazione si ottengono i numeri quantici, che definiscono le caratteristiche dell'orbitale:

• Numero quantico principale (n): indica il livello energetico e la dimensione dell'orbitale.
• Numero quantico secondario (l): indica la forma dell'orbitale (valori da 0 a n-1).
• Numero quantico magnetico (m): indica l'orientamento dell'orbitale (valori interi tra -l e +l).

Esiste un quarto numero, il numero quantico di spin, che non deriva dall'equazione di Schrödinger ma descrive lo stato dell'elettrone (rotazione su se stesso).

Capacità degli Orbitali

Il numero massimo di elettroni ospitabili è dato dalla formula 2n²:

• n=1: 2 elettroni
• n=2: 8 elettroni
• n=3: 18 elettroni
• n=4: 32 elettroni

Forma degli Orbitali (l)

• l = 0: orbitale s (sferico)
• l = 1: orbitale p (bilobato)
• l = 2: orbitale d (tetralobato)
• l = 3: orbitale f (a 8 lobi)

Configurazione Elettronica

La disposizione degli elettroni segue tre regole fondamentali:

1. Principio di esclusione di Pauli: in un orbitale possono stare al massimo due elettroni con spin opposto.
2. Principio di Aufbau: riempimento progressivo degli orbitali partendo da quelli a energia minore.
3. Regola di Hund: negli orbitali degeneri, gli elettroni si dispongono occupando il maggior numero di orbitali possibile.

La Tavola Periodica: da Mendeleev a oggi

Mendeleev organizzò gli elementi in base al peso atomico, ma corresse l'ordine per rispettare le somiglianze chimiche, lasciando spazi vuoti per elementi non ancora scoperti. Nel 1915, Moseley introdusse l'ordine basato sul numero atomico.

Nella tavola moderna:

• Periodi (orizzontali): indicano il livello energetico.
• Gruppi (verticali): indicano la stessa configurazione elettronica esterna e proprietà chimiche simili.

Proprietà Periodiche

• Energia di prima ionizzazione: energia necessaria per strappare un elettrone. Aumenta lungo i periodi, diminuisce lungo i gruppi.
• Affinità elettronica: tendenza ad acquistare un elettrone.
• Dimensioni atomiche: aumentano scendendo nei gruppi, diminuiscono lungo i periodi.
• Elettronegatività: tendenza ad attrarre elettroni durante un legame chimico.