STRUTTURA ATOMICA e SPETTRI ATOMICI. STRUTTURA ELETTRONICA DEGLI ATOMI PROPRIETA REATTIVITA.
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(Laura Condorelli 2018) Pagina 1
MODELLI ATOMICI
Particelle subatomiche Laboratorio chimico phet
L’attività si trova al seguente link
https://phet.colorado.edu/en/simulation/legacy/build-an-atom
Lezione video edpuzzle
L’atomo è costituito da due
zone:
il NUCLEO,
formato al suo interno da due
tipi di particelle
subatomiche, ovvero
particelle ancora più piccole
dell’atomo (i protoni e i
neutroni), l’insieme delle
quali sono dette nucleoni.
lo SPAZIO
VUOTO costituito dagli
elettroni.
L’atomo è formato in gran
parte da spazio vuoto
Queste particelle si
distinguono per due
proprietà intrinseche (cioè
che rimangono invariate):
- la CARICA ELETTRICA
Le cariche di segno opposto
si attraggono, le cariche di
segno uguale si respingono
esattamente come fanno due
poli magnetici
La forza tra le due cariche è repulsiva, se le avvicino la forza aumenta, se le
allontano aumenta, come per i magneti con poli uguali.
Se le due cariche hanno minore intentità la forza repulsiva è minore. Anche
in questo caso aumenta se le avvicino e diminuisce se le allontano.
In questo caso le forze sono attrattive, ma l’intenstà della forza è uguale a
quella della prima figura, con cariche minori l’intesità è minore.
+
*
*
+
+ +
- +
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dello stesso tipo. Le particelle prive di carica (come i neutroni), invece, non risentono di questa forza. La
forza elettrostatica è direttamente proporzionale al prodotto delle 2 cariche e inversamente proporzionale al
quadrato della distanza.
F= K ∙
- LA MASSA : anch’essa è responsabile di
una forza, quella gravitazionale, che è
proporzionale al prodotto delle due masse e
inversamente proporzionale al quadrato
della distanza.
-
F= G ∙
M1 M2
r
In questo caso M1 è minore, la forza sarà minore.
A parità di distanza la forza elettrica è più intensa di quella gravitazionale, pertanto nel nucleo prevalgono le
forze repulsive elettriche. Le particelle sono dunque tenute insieme da un’altra forza, la forza nucleare forte,
che però è attiva solo per distanze molto piccole. Questo è il motivo per cui nuclei con numerosi nucleoni,
quindi con tante particelle, come l’uranio 238, sono instabili e decadono emettendo particelle α, formate da 2
protoni e 2 neutroni.
L’atomo di Democrito Atomo significa indivisibile, la teoria atomica di Democrito afferma che la materia è costituita da atomi,
intesi come la più piccola parte di materia. Questa concezione permane fino all’inizio del 20° secolo, quando
in fisica si studia l’elettricità. Si scoprono le particelle subatomiche e vengono proposti alcuni modelli.
Il modello a panettone (Thomson 1902) Lo scienziato inglese Thomson scopre
l’esistenza dell’elettrone e propone il cosiddetto
modello a panettone. Egli immagina che gli
elettroni (negativi) siano dispersi, come l’uvetta
in un panettone, in una massa elettricamente
positiva (perché l’atomo, nel complesso è
elettricamente neutro) e possono essere tolti da
questa massa senza che essa perda la propria
materia (o massa).
Esperimento (tubo a raggi catodici): all’interno di un tubo di vetro, collegato ad una pompa a vuoto, sono
saldate due placche di metallo (anodo [+], catodo []) collegate ai due poli di un generatore di corrente
continua .Tra queste si stabilisce una forte differenza di carica elettrica (si chiama differenza di potenziale
elettrico) che provoca un flusso di elettroni con traiettoria rettilinea dal catodo verso l’anodo e luminescenza
all’interno del tubo. Pesando il catodo prima e dopo l’esperimenti Thomson non osserva variazioni di massa,
ne deduce che gli elettroni siano privi di materia. Thomson pertanto scopre che l’elettricità non è accoppiata
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al filo di rame, ma si può propagare anche nel vuoto, ha carica negativa (poiché parte dal catodo) e ha massa
trascurabile. Thomson chiama questa luminescenza raggi catodici, ai quali attribuisce carica -1 e massa zero.
I raggi catodici sono quindi gli elettroni. Non scopre il nucleo, quindi il resto dell’atomo sarà costituito da
tutta la massa (diffusa come la pasta del panettone) e la carica positiva, anch’ essa diffusa (poiché l’atomo è
elettricamente neutro.
Il modello planetario (Rutherford 1911)
Lezione video Il fisico neozelandese Rutheford, studia in modo approfondito la radioattività e in particolare gli effetti
dell’impatto di particelle + (sono le più grosse della radioattività, con carica +2 e massa 4, come i nuclei
di elio) su una sottile lamina d’oro. Se l’atomo, come afferma Thomson, è formato da spazio pieno queste
particelle non dovrebbero essere deviate passando attraverso la lamina; al contrario Rutherford osserva che
in qualche caso esse vengono deviate o addirittura respinte. La struttura della lamina d’oro e dell’atomo
sembra più quella di una rete a maglie larghe con una zona in cui la carica positiva è talmente concentrata da
poter respingere le particelle
In base a questi risultati Rutheford deduce che:
• poiché le particelle non incontrano alcun ostacolo sul loro cammino, l’atomo è formato
prevalentemente da spazio vuoto (le maglie larghe della rete);
• Le particelle che vengono deviate subiscono una forza repulsiva, dovuta secondo Rutherford alla
carica positiva (ricordiamo che anche i raggi alfa sono carichi positivamente) concentrata in una zona molto
piccola, ossia il nucleo.
• Gli elettroni (con carica negativa) dovevano muoversi lungo orbite circolari poste a enormi
distanze dal nucleo, rendendo con ciò improbabile l’impatto con le particelle .
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Il modello atomico che scaturisce da queste
conclusioni è detto modello planetario, poiché
ricorda il nostro sistema planetario in miniatura:
come i pianeti orbitano attorno al Sole, così gli
elettroni orbitano attorno al nucleo.
Laboratorio phet
La quantizzazione dell’energia (Bohr 1913) Bohr si accorge che ci sono differenze
tra il comportamento di un pianeta e
l’elettrone, la prima tra tutte è legata al
movimento di spin, ovvero la
rotazione dell’elettrone intorno al
proprio asse, che può avvenire in
senso orario o antiorario. Lo spin ha
come conseguenza la perdita
dell’energia dell’elettrone, che rallenta
e perde forza centrifuga. L’elettrone è
dunque destinato a cadere a spirale sul
nucleo
Questo non avviene se l’elettrone è
posto a distanze determinate. Bohr
introduce in questo modo il primo
numero quantico e i livelli
quantizzati di energia, facendo
proprie le scoperte relative
all’esperimento di Planck
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Planck infatti aveva scoperto che
l’atomo poteva emettere solo pacchetti
di energia discreta (o quanto di
energia). La lunghezza dell’orbita
dell’elettrone deve infatti
corrispondere ad un multiplo intero
della sua lunghezza d’onda
La chimica moderna: il principio di indeterminazione di Heisenberg
(1927) Lezione video Esistono coppie di grandezze che non possono venire misurate contemporaneamente con la stessa precisione;
anzi, la precisione di misura dell’una è inversamente proporzionale alla precisione di misura dell’altra.
Applicato all’atomo, questo principio esprime l’impossibilità di misurare contemporaneamente posizione
e velocità istantanea dell’elettrone.
Quindi gli si può soltanto attribuire la probabilità di trovarsi in un determinato momento in una zona intorno
al nucleo detta orbitale: la regione dello spazio intorno al nucleo in cui è massima la probabilità di trovare
l’elettrone. Ogni orbitale è definito da 3 numeri quantici
Gli orbitali e i loro numeri quantici
Lezione video A definire dimensioni, forma e orientamento di un dato orbitale, servono i tre numeri quantici* (numeri
che procedono per salti, come ad esempio i numeri interi) n, l e m, ma per definire completamente un
elettrone è necessario considerare in fine un altro numero quantico di spin ms.
• Il numero quantico
principale n corrisponde al livello
energetico che un elettrone può
occupare, cioè definisce la distanza
dell’orbitale dal nucleo.
Il numero n può assumere tutti i valori
positivi interi compresi fra 1 e 7 (n=1,
n=2, n=3, n=4, n=5, n=6, n=7).
La dimensione dell’orbitale dipende
strettamente da n. Gli elettroni si
trovano su un livello energetico alla
volta che va da K a Q (n=1[K], n=2[L],
n=3[M], n=4[N], n=5 [O], n=6[P],
n=7[Q]).
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• Il numero
quantico secondario, detto
numero quantico
angolare, l, può assumere
tutti i valori interi positivi
compresi tra 0 e (n - 1), ma
il valore massimo è
comunque pari a 3. Tale
numero quantico definisce
la forma dell’orbitale. Ad:
- l = 0 corrisponde 1
orbitale sferico chiamato s;
- l = 1 corrisponde 3
orbitali bilobati p;
- l = 2 corrisponde 5
orbitali d in genere
tetralobati;
- l = 3 corrisponde 7
orbitali f dalla forma più
complessa.
• Il numero quantico magnetico, m, indica l’orientamento di un dato orbitale nello spazio.
Il numero quantico m dipende da l può assumere tutti i valori interi da -l a +l (compreso lo zero). Per
esempio se l= 1, m= -1, 0, 1, cioè tre diversi orientamenti nello spazio, nel senso che esisteranno tre orbitali
distinti (descritti da px, py, pz) variamente orientati.
• Il numero quantico di spin, ms, indica il verso del moto rotatorio dell’elettrone intorno al
proprio asse, moto che può essere orario o antiorario. ms assume solo i valori +1/2 e -1/2, che si indicano
simbolicamente con due freccette aventi verso opposto:.
Il principio di esclusione di Pauli (1925): Lezione video
su ogni orbitale possono esserci al massimo due elettroni i quali, a parità di n, l, m, abbiano però spin
opposto (antiparallelo), quindi 2 elettroni non possono avere la stessa quaterna di numeri quantici.
Valori assunti dai quattro numeri quantici n, l, m, ms nei primi 4 livelli energetici
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Natura dualistica dell’elettrone L’elettrone si comporta sia come un’onda, sia come una particella e ciò fa dell’elettrone una particella del
tutto particolare, dotata di energia che dipende dalla lunghezza d’onda e dalla frequenza. Anche il fotone (la
particella della luce) ha lo stesso comportamento, la sua caratteristica di particella si scopre osservando la
coda delle comete, che nasce proprio dalla pressione esercitata dalle particelle fotoniche sui gas evaporati.
Essa è infatti sempre opposta al vento solare. Le caratteristiche ondulatorie si scoprono invece dai fenomeni
di diffrazione, riflessione e rifrazione.
I fotoni sono onde elettromagnetiche, ovvero non
necessitano di un mezzo di trasporto come le onde
meccaniche e si propagano anche nel vuoto.
L’energia è proporzionale alla frequenza e
inversamente proporzionale alla lunghezza d’onda,
secondo la legge
E=hc/λ=hμ (dove λ= lunghezza d’onda
e μ= frequenza, c= velocità della luce, h= costante di
Planck)
L’energia dell’elettrone dipende dal livello
energetico ed è un’energia di tipo POTENZIALE
ELETTRICO.
L’energia potenziale elettrica, come quella
gravitazionale dipende dalla quota (nell’elettrone dal
livello energetico).
Gli elettroni degli atomi non
dispongono di tutte le energie
possibili, ma solo di quelle associate ai
livelli energetici, pertanto non tutte le
energie possono essere liberate o
assorbite e si hanno spettri di
emissione e assorbimento per i quali
sono disponibili solo i valori di
energia corrispondenti alle differenze
tra livelli.
Ognuno dei salti libera un pacchetto di
energia o quanto
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Spettro di Emissione e Spettro di Assorbimento Prendendo in considerazione un atomo di idrogeno possiamo osservare che esistono 2 possibili stati
energetici
• Quando l’elettrone è sul primo livello energetico si dice che occupa lo stato fondamentale
• Quando invece l’elettrone salta ad un livello successivo si dice che è allo stato eccitato
L’elettrone per passare dallo stato
fondamentale a quello eccitato deve
assorbire energia pari a EL-EK (differenza
tra il contenuto energetico dei due livelli).
La differenza di energia tra i due livelli è
discreta e corrisponde ad un Quanto di
enrgia.
Nell’atomo ogni elettrone possiede un potenziale
elettrico discreto, che dipende dal livello
energetico
Se l’elettrone cade da “Q” a “N” libera energia pari
a EQ-EN. Con l’assorbimento l’elettrone assorbe
dallo spettro di energie disponibili lo stesso quanto
di energia che libera quando è allo stato eccitato.
Quando l’H si eccita (assorbimento) assume un colore caratteristico che si ripresenta quando da eccitato
torna allo stato fondamentale (emissione) .
Al contrario in uno spettro continuo si rendono
disponibili fotoni con qualunque energia e le varie
energie si fondono nel continuo
Lo spettro
elettromagnetico è
l’insieme delle
radiazioni suddivise
in base all’energia
trasportata
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La tavola periodica degli elementi Gli elementi sono ordinati secondo:
• il numero atomico (Z) il numero di protoni, e quindi di elettroni presenti in un atomo qualsiasi;
• Il numero di massa (A) il numero totale di protoni (Z) e di neutroni (N) presenti nel nucleo di un
atomo (A = Z+N), ma non figura, c’è la massa atomica media.
La tavola periodica si divide in periodi e gruppi.
I periodi sono le righe orizzontali in cui gli elementi si susseguono per numero atomico crescente secondo il
quale aumenta anche il numero degli elettroni.
I gruppi sono contrassegnati dalla lettera A, elementi con assetto elettrico normale, oppure con la lettera B,
elementi con assetto elettrico anomalo: elementi di transizione.
La tavola è suddivisa in:
• 4 blocchi orbitali (s, p, d, f, colorati rispettivamente in blu, giallo, verde e rosso);
• 7 periodi orizzontali (K, L, M, N, O, P, Q), che corrispondono alle righe;
• 8 gruppi verticali A (nei blocchi blu e giallo, orbitali s e p)e 8 gruppi verticali B (elementi di
transizione colorati in verde= orbitali d).
In ognuno degli orbitali s ci sono al max 2 e-; in ognuno degli orbitali p al max ci sono 6 e
-; in ognuno degli
orbitali d ci sono al max 10 e- e in ognuno degli orbitali f ci sono al max 14 e
-. per questo motivo il blocco
blu è formato da 2 colonne, quello giallo da 6, quello verde da 10 e quello rosso da 14.
L’energia degli orbitali e degli elettroni dipende
1. dal livello energetico (hanno minor energia gli orbitali vicini al nucleo, posti quindi nel primo livello
K, poi quelli del livello M e via di seguito fino al livello Q.
2. dalla forma degli orbitali (hanno minor energia gli orbitali s,successivamente i p, poi i d, che si
riempiono solo dopo che sono stati riempiti gli orbitali s del livello successivo. Questo fenomeno è
noto come transizione e gli elementi posti sugli orbitali d si chiamano elementi di transizione e
formano i gruppi B.
Nel disegno sotto si mostra l’energia degli orbitali: si parte dal basso, ovvero l’orbitale s posto nel 1^ livello
(1s), poi il 2s, poi i 3 orbitali 2p, 3s, i 3 orbitali 3p, 4s, i 3 orbitali 4p, 5s, i 5 orbitali 4d, , i 3 orbitali 5p, 6s, i 7
orbitali 4f, i 5 orbitali 5,d i 3 orbitali 5p, 7s e d infine i 7 orbitali 6d.
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Ordine di riempimento degli orbitali.
Gli elettroni sono pigri, quindi riempiono gli orbitali con minor energia: L’ordine di riempimento dipenderà
quindi dall’energia degli orbitali. Per capire l’ordine di riempimento è quindi necessario seguire le frecce.
Quiz:
www.lauracondorelli.it->flashquiz->chimica->teoria->modelliatomici
Credits: Giulia Barberio classe 1E anno 2014-2015