Introduzione alla chimica

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Categoria:Biologia

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Testo

CHIMICA, SCIENZA SPERIMENTALE: PREMESSE ALLO STUDIO:
• Chimica C studia la composizione, la struttura delle sostanze e le trasformazioni che esse subiscono interagendo tra loro.
• Fenomeno o reazione chimica F trasformazione della materia attraverso la quale si ottengono sostanze diverse da quelle iniziali.
• il metodo scientifico o induttivo i basato sull'esperienza controllata di un dato fenomeno e sulla osservazione delle regolarità di comportamento che lo caratterizzano.
• La legge che regola un dato fenomeno esprime, mediante un'equazione matematica o per via grafica, la regolarità di comportamento che lo contraddistingue, universalmente osservata nelle stesse condizioni sperimentali.
• Una teoria U 'insieme sistematico di leggi e principi concernenti I argomento oggetto di indagine.
• Grandezza G ente osservabile e misurabile che concorre allo svolgimento di un certo fenomeno.
• Sono grandezze fondamentali quelle la cui unità di misura può essere scelta a piacere. Nel S.I. sono sette.
• Sono grandezze derivate quelle che si ottengono dalla combinazione di grandezze fondamentali.
• Il volume (V) è una porzione limitata di spazio. Nel S I. l’u.d.m è il m3.
• La massa (m) di un corpo è la quantità di materia è la misura della sua inerzia, cioè della resistenza che il corpo oppone a tutte le variazioni del suo stato di moto o di quiete. Nel S.I. l’u.d.m. è il kg.
• La forza (F) è l'agente fisico capace di alterare lo stato di quiete o di moto di un corpo, vincendone l'inerzia. Nel S.I. l’u.d.m. è il newton (N).
• Il peso (P) è la forza con cui un corpo viene attratto dalla Terra (forza di. gravità). Nel S.I. l’u.d.m. è il newton (N).
• La densità assoluta (d) esprime la massa dell'unità di volume di un corpo. Nel S.I. l’u.d.m. è il kg/m3.
• La densità relativa (d,) esprime il rapporto tra la massa di un corpo e la massa di un ugual volume di acqua distillata a 4° C. E’ un numero puro
• L'energia (E) è l'attitudine che un corpo possiede ad eseguire un lavoro. Nel S.I. l’u.d.m. è il joule (J).
• L'energia cinetica (Ec) è l'energia associata al moto dei corpi.
• L'energia potenziale (Ep) è l'energia associata alla posizione di un corpo posto in campo di forze.
• L’energia di massa è l’energia associata alla massa inerziale di un corpo.
LA STRUTTURA DELLA MATERIA
COM’E’ FATTA LA MATERIA:
Dall’atomo di Democrito all’atomo di Dalton:
Parecchi secoli prima di Cristo P due filoni di pensiero: 1) riteneva la materia continua: pensando di suddividerla in frammenti sempre più piccoli era sempre pensabile di continuare a scomporla all’infinito, 2) riteneva la materia discontinua, sostenendo l’esistenza di particelle piccolissime non più divisibili e quindi finite: gli atomi = indivisibili, incorruttibili ed eterni.
Democrito = primo vero atomista. Prima identificazione dell’atomo esprimendone le proprietà.
Tra Democrito e Dalton (padre atomistica moderna):
• Epicureo,
• Tito Lucrezio Caro T De rerum natura, diffonde in occidente l’atomismo epicureo.
• Aristotele A fiero avversario della teoria dell’atomo. Interpretazione della meccanica celeste (errata).
• Copernico, Galilei, Newton solo molti anni dopo correggono le teorie aristoteliche.
• Inizio 1800 John Dalton (1766 - 1844) teoria:
* Tutta la materia è composta da atomi,
* Gli atomi sono indivisibili e inseparabili,
* Gli atomi di una stessa sostanza semplice (elemento) sono tutti uguali tra loro, ma differiscono da atomi di altri elementi per dimensioni, peso e altre particolarità,
* Le trasformazioni chimiche si identificano con l’unione e la separazione dei varia tomi tra loro,
* Per i composti il più piccolo aggregato di atomi diversi è la molecola,
* Gli aromi degli elementi di un composto non perdono proprietà , durante la reazione chimica il singolo atomo non cambia le sue proprietà,
* Glia tomi entrano interi nelle reazioni chimiche.
Le sostanze: aspetti diversi della materia. Corpi semplici e corpi composti:
Sostanze S tipi di materia caratterizzati da proprietà specifiche diverse, sia fisiche che chimiche.
Sostanze semplici o elementi S specie chimiche non più scomponibili in specie più semplici = formate da atomi dello steso tipo.
Sostanze composte o composti S specie chimiche formate da atomi di diversa qualità.
Lungo studio di filosofi sugli elementi:
• Talete = acqua è la madre di ogni cosa,
• Anassimene = elemento fondamentale è l’aria,
• Eraclito = elemento fondamentale è il fuoco,
• Democrito e Empedocle = gli elementi fondamentali sono quattro: aria, acqua, terra e fuoco + etere (perfezione, cosmo),
• Aristotele = riprende teoria dei quattro elementi, integrata con i quattro attributi della materia, a due a due contrari: caldo – freddo, secco – umido.
• R. Boyle = prima definizione moderna di elementi chimici R “corpi primitivi, semplici, incontaminati che, non essendo costituiti di altri corpi o di loro mescolanze, sono ingredienti di cui i corpi misti sono costituiti e nei quali questi possono essere in definitiva risolti”.
• Lavoisier = 1787, identifica tre elementi (in realtà alcuni erano composti)
• Berzelius = 1818, tabella degli elementi con moderna nomenclatura t circa una cinquantina.
Elementi divisi in tre gruppi (classificazione grossolana ma utile a fini pratici):
• Metalli M a temperatura e pressione ambiente sono tutti solidi (eccezione del mercurio che è liquido). Lucentezza metallica, buoni conduttori di calore e elettricità, duttili e malleabili. Con l’ossigeno generano ossidi basici, con acqua idrossidi a comportamento basico.
• Non – metalli N sono gassosi, o se solidi fragili e non lucenti. L’unico liquido è il bromo. Importantissimi per la vita (sono leggeri più dei metalli e non producono intossicazione). Con l’ossigeno generano ossidi acidi (o anidridi), con acqua ossiacidi a comportamento acido.
• Semi – metalli S alcune caratteristiche dei metalli e altre dei non – metalli: boro, silicio, germanio, arsenico, antimonio, tellurio. Hanno comportamento anfotero, in alcuni casi si comportano da metalli, in altri da non – metalli, dipende da come sono disposti gli elementi.
Gli stati di aggregazione della materia:
Le sostanze possono esistere in tre stati di aggregazioni:
• Solidi S forma propria e un proprio volume. Le particelle vibrano intorno a un baricentro.
• Liquidi L volume proprio, ma non una forma propria. Non sono comprimibili e le particelle vibrano più velocemente.
• Gas G non hanno né volume né forma propria. Comprimibili con le particelle libere di muoversi.
• Plasma s sulla terra non si raggiunge mai in natura. Materia ad altissima temperatura, vinta l’attrazione elettromagnetica. Protoni che si muovono in un brodo elettronico.
Sistemi omogenei ed eterogenei:
• Sistema = un corpo o un insieme limitato di corpi che costituisce oggetto d’indagine. Tutto ciò che è oggetto di studio da parte dell’osservatore.
• Composto = composizione costante, chimicamente omogeneo.
• Miscuglio = mescolanza di più sostanze, ognuna delle quali mantiene la propria identità e può, in vario modo, essere separata dalle altre.
• M. omogeneo = le sostanze che lo formano, cioè i suoi componenti, sono mescolati in modo uniforme. Non è mai chimicamente omogeneo, ma eterogeneo.
• M. eterogeneo = le sostanze che lo formano si trovano mescolate in modo uniforme.
(acqua e ghiaccio = chimicamente omogenei ma fisicamente eterogenei).
• Sospensione S miscuglio eterogeneo di particelle solide in un fluido, visibili a occhio nudo o al microscopio ottico, separabili per filtrazione.
• Colloide C miscuglio di particelle solide o liquide in un fluido, visibili all’ultramicroscopio, separabili per dialisi.
• Soluzione S miscuglio omogeneo a due o più componenti sotto forma di particelle estremamente piccole (non visibili in alcun modo) che si distribuiscono uniformemente in tutto il volume a disposizione, non separabili né per filtrazione, né per dialisi.
Colloidi o dispersioni colloidali C i sol, i gel e gli aerosol.
Sol = soluzioni nel cui solvente sono disperse particelle piccolissime di un solido.
Gel = masse gelatinose formate da una intelaiatura solida in cui si ingloba il liquido. Si ottengono da un sol tramite la coagulazione (variazione temperatura, aggiunta sali ecc.). Trasformazione reversibile (gelatina) o irreversibile (albume d’uovo).
Aerosol = colloidi formati da particelle di un solido disperse in un gas (fumi) o di un liquido in un gas (nebbie).
Le particelle di un sistema colloidale non sono visibili a occhio nudo L illuminando con un fascio di luce trasversale il recipiente contenete il colloide e osservando perpendicolarmente alla direzione del raggio di luce si nota una nebbiolina lievemente illuminata = effetto Tyndall (avendo la particelle dimensioni dell’ordine della lunghezza d’onda della luce impiegata hanno al proprietà di disperderla, divenendo visibili dall’osservatore laterale).
Particelle di un colloide = dotate di un moto rapido e disordinato = moto browniano.
NASCE LA SCIENZA CHIMICA: RICERCA DELLE REGOLARITA’ QUANTITATIVE:
Relazioni quantitative tra sostanze: le prime leggi della chimica:
Regolarità di comportamento = allora espresse mediante relazioni quantitative (matematiche, grafiche) divenendo così delle leggi:
• Legge delle proporzioni definite e costanti (Proust) L in un determinato composto chimico allo stato puro gli elementi che lo formano stanno tra loro in proporzioni definite e costanti. Questo perché la materia è fatta di atomi che entrano sempre interi nella reazione.
• Ulteriore importantissima informazione quantitativa U Legge della conservazione della massa (Lavoisier) la somma delle masse reagenti è uguale alla massa del prodotto dopo la reazione = valida per qualunque tipo di reazione.
Fa per la prima volta intuire che nulla si crea, nulla si distrugge, tutto si trasforma.
• Legge delle proporzioni multiple (Dalton) L se due elementi si combinano tra loro per dare più di un composto, masse variabili della seconda sostanza, che si combinano con una quantità fissa della prima, stanno tra loro in rapporti esprimibili mediante numeri interi, in genere piccoli.
Le tre leggi sostengono la teoria atomica di Dalton.
La legge dei volumi di combinazione tra gas:
Gay – Lussac = studio dal punto di vista dei volumi, non delle masse reagenti perché per i gas è più facile studiare i volumi piuttosto che le masse.
Legge L quando due gas, che si trovano nelle stesse condizioni di temperatura e pressione, si combinano, i loro volumi stanno in rapporto numerico semplice tra loro e con il prodotto della reazione, se questo è a sua vota un gas.
Volumi uguali di gas diversi contengono lo stesso numero di molecole.
I volumi prodotti dagli esperimenti sui gas non giustificano la teoria di Dalton I la teoria atomica datoniana non spiegava le regolarità di comportamento dei gas osservate da Gay – Lussac. Infatti se la combinazione di elementi allo stato gassoso avviene tra volumi interi, suggerisce che questi contengono un uguale numero di atomi. Quindi negli esperimenti attuati dovrebbe formarsi un solo volume di gas e non due.
La teoria atomico – molecolare (Avogadro, 1811):
oggi = non concepiamo gli atomi allo stesso modo di Dalton = considerava tutte le sostanze, compresi i gas, formate sempre solo da atomi e in tal modo non riusciva a spiegare alcune regolarità osservate da Gay – Lussac.
• Amedeo Avogadro A nel 1811 giunse alla corretta interpretazione dei dati sperimentali, introducendo il concetto di molecola.
Egli considera tutte le sostanze, compresi i gas, come formate non da atomi semplici, ma da gruppi di atomi (molecole), che risultano le depositarie delle proprietà specifiche delle sostanze.
Principio = affermazione non verificabile con alcun esperimento.
• Principio di Avogadro P volumi uguali di gas diversi, nelle stesse condizioni di temperatura e pressione, contengono lo stesso numero di “gruppi atomici” (molecole).
L’ipotesi molecolare verifica tutte le leggi della chimica, compresa la legge di Gay – Lussac.
Ipotizza che le molecole dei gas elementari siano biatomiche, cioè che ognuna sia un aggregato di due atomi.
L’ipotesi di Avogadro, semplice ed ineccepibile, non ebbe però fortuna.
• Stanislao Cannizzaro z verificò la validità dell’ipotesi atomico – molecolare che divenne una delle grandi leggi della chimica odierna.
• Molecola = la più piccola parte di sostanza (semplice o composta) capace di esistenza indipendente.
* La molecola delle sostanze semplici è formata da due o più atomi uguali tra loro.
* La molecola delle sostanze composte è formata da due o più atomi diversi tra loro.
N.B. le molecole che formano una data sostanza sono tutte uguali tra loro.
• Ogni sostanza, semplice o composta, ha la propria molecola che la identifica e quella sola.
Elementi e composti; come rappresentarli?:
terminologia proposta da Berzelius t elementi rappresentati graficamente mediante il loro simbolo, corrispondente all’iniziale del nome latino.
Convenzionalmente i simboli degli elementi rappresentano anche i relativi atomi.
• La formula di un elemento è costituita dal suo simbolo accompagnato in basso a destra da un numero (indice) che specifica quanti atomi ne formano la molecola.
• La formula di un composto è rappresentata dai simboli degli elementi che ne formano la molecola, ognuno dei quali è provvisto del proprio indice che ne specifica il numero.
Questa rappresentazione grafica dei composti, che precisa unicamente il tipo e il numero di atomi componenti la molecola, prende il nome di formula bruta o grezza.
• La formula di struttura rappresenta invece in qual modo gli atomi componenti si legano tra loro nella molecola. Dipende dalle caratteristiche intrinseche degli atomi stessi = ognuno possiede una o più capacità di combinazione, o valenza, o numero di ossidazione.
La massa atomica e molecolare:
Atomisti del XVIII sec A ardua impresa di valutare la massa degli atomi.
Dalton = sa che l’atomo in sé è una quantità di materia sperimentalmente impossibile da massare. Volse la propria attenzione non tanto alla massa assoluta degli atomi, quanto alla loro massa relativa, calcolata cioè rispetto all’elemento più leggero allora noto: l’idrogeno massa = 1.
L’idrogeno si definì unità di massa atomica.
In tal modo si definì massa atomica di un elemento il rapporto tra la massa dell’elemento considerato e la massa dell’atomo di idrogeno.
• Attualmente la massa atomica relativa (Ar) degli elementi è riferita alla dodicesima parte della massa dell’atomo di carbonio C12 = unità di massa atomica.
• Massa atomica relativa (Ar) = rapporto tra la massa assoluta dell’elemento e la massa della dodicesima parte dell’atomo di carbonio a massa 12.
La massa atomica relativa indica quante volte la massa dell’atomo di quell elemento è più grande dell’unità di massa atomica.
• Massa molecolare relativa (Mr) = la somma delle masse atomiche relative agli atomi componenti la molecola del composto.
Una grandezza di enorme interesse chimico: la mole:
Ogni elemento possiede una massa assoluta ma ma non esiste una bilancia capace di misurarla (dimensioni infinitamente piccole).
Tuttavia quando le sostanze si combinano secondo rapporti atomici o molecolari ben definiti. È quindi necessario stabilire un criterio che permetta di sapere quanti atomi, o molecole, o ioni reali sono contenuti in una data quantità di sostanza.
A questo scopo è stata introdotta la grandezza mole, esprimibile in grammi, che contiene un numero fisso di atomi, o di molecole, o di ioni chiamato numero o costante di Avogadro NA. = 6.023 * 1023 .
• Mole = grandezza fisica fondamentale che definisce l’unità di quantità di sostanza, e viene espressa in grammi.
• Mole di atomi di un elemento = quantità in grammi di quell’elemento che corrisponde alla sua massa atomica relativa (Ar) e contiene 6.023 * 1023 atomi di quell’elemento.
• Mole di molecole di un composto = quantità in grammi di quel composto che corrisponde alla sua massa molecolare relativa (Mr) e contiene 6.023 * 1023 molecole di quel composto.
• Massa assoluta ma = mole (g)
NA
Nel S.I. la grandezza mole o massa molare viene indicata col simbolo M (mol) e la sua u.d.m. è Kg/mol
• Volume molare V in condizioni normali di temperatura e di pressione, la mole di qualsiasi sostanza allo stato di gas occupa un volume fisso di 22.414 litri, che assume il significato di volume molare.
DALL’ATOMO DI DALTON ALL’ATOMO DI BOHR:
L’atomo: il componente fondamentale della materia:
Congresso internazionale di Karlsruhe (1859) l’atomo daltoniano doveva essere considerato la particella più piccola, indivisibile e indistruttibile di cui ogni sostanza è costituita.
Proprietà che contraddicono questa interpretazione:
• La comparsa di cariche elettriche + e – sui corpi strofinati,
• L’evidenziarsi di cariche elettriche + e – nelle soluzioni attraversate da corrente elettrica,
• L’emissione spontanea da particolari sostanze (radioattive) di radiazioni denominate raggi L (carichi positivamente), raggi (carichi negativamente) e raggi (((privi di carica elettrica).
Atomo A non è la particella ultima della materia esistono particelle ancora più piccole a costituirlo protoni, elettroni, neutroni detti particelle subatomiche.
Gli atomi dei vari elementi differiscono tra loro per il numero di queste particelle.
La materia e l’elettricità:
Dal termine greco elektron (ambra) si coniò l’attributo elettrico, per definire la capacità dell’ambra, se strofinata con un panno asciutto di lana, di attrarre corpi molto leggeri.
Due corpi, entrambi elettrizzati, possono comportarsi in modo diverso rispetto ad un altro corpo, si può dedurre che esistono due diversi stati elettrici, positivo + e negativo –.
• corpo carico di elettricità positiva (vetrosa) se si comporta come il vetro strofinato, carico di elettricità negativa (resinosa) se si comporta come l’ambra o la plastica.
Rispetto alla trasmissione dell’elettricità i corpi si dividono in:
• conduttori: consentono il passaggio dell’elettricità,
• coibenti o isolanti: non consentono il passaggio dell’elettricità, la trattengono.
• Due corpi aventi carica elettrica opposta si attraggono, mentre due aventi carica elettrica uguale si respingono.
La forza F con cui si attraggono o si respingono è data dalla legge di Coulomb:
F=k q1q2 formalmente è uguale alla legge di gravitazione universale
r2
dove q1 e q2 sono le quantità di carica elettrica dei due corpi e r la loro distanza la forza F diminuisce con l’aumentare della distanza e aumenta con il diminuire di quest’ultima.
Un corpo che possiede lo stesso numero di cariche di segno opposto è elettricamente neutro.
• Campo di forza = una porzione delle spazio entro la quale agiscono forze di un dato tipo. Ogni campo è caratterizzato dalle sue linee di forza, alle quali le forze del campo sono in ogni punto tangenti (escono da un polo terminano nell’altro, per convenzione da positivo a negativo).
• Forze di natura elettrica = campo elettrico,
• Forze di natura gravitazionale = campo gravitazionale,
• Forze di natura magnetica = campo magnetico, sempre dipolare.
Le particelle subatomiche:
Posseggono ben precisi valori di massa e di carica elettrica:
• Elettrone: particella più piccola presente nell’atomo, massa quasi trascurabile (9.11 * 10-31 kg), carica = 1–. Si considera l’unità di carica elettrica negativa.
• Protone: massa superiore (1.673 * 10-27 kg) e carica uguale all’elettrone ma positiva = 1+.
• Neutrone: particella priva di carica e avente massa circa uguale a quella del protone (1.675 * 10-27 kg).
Atomo A elettricamente neutro u stesso numero si protoni ed elettroni.
• Protoni e neutroni convivono nella parte centrale e piccolissima dell’atomo = nucleo e insieme formano la massa dell’atomo.
• Protoni = hanno tutti la stessa carica ma possono coesistere nel nucleo poiché in esso esiste una potentissima forza in grado di agire su distanze infinitamente piccole = forza nucleare, capace di tenere saldamente insieme i nucleoni.
• Elettroni = grande energia cinetica, si muovono intorno al nucleo.
• Numero atomico (Z) = numero di protoni,e quindi di elettroni, presenti in un atomo.
• Numero di massa (A) = numero totale di protoni (Z) e di neutroni (N) presenti nel nucleo di un atomo N A = Z + N.
Gli isotopi:
Isotopi = nuclidi (nuclei di cui si conoscono Z e A) di uno stesso elemento aventi lo stesso Z ma differente A.
La maggior parte degli elementi presenta isotopi: in media ogni elemento ne ha tre.
• La massa atomica è in realtà calcolata come media delle masse atomiche dei vari isotopi, tenuto conto numericamente della loro diffusione percentuale in natura.
La radioattività spontanea:
Henri Bacquerel (1896) scoperta quasi casuale della radioattività spontanea propria di alcuni elementi.
• Radioattività = capacità di questi elementi di emettere spontaneamente radiazioni o raggi di tre tipi, RRRRRRRR
• Radiazioni RRsono particelle che recano con sè due cariche positive ++. Tra le particelle sssssono le meno penetranti, ionizzano molto facilmente i gas.
• Radiazioni aasono particelle che recano con sé una carica negativa – .sono costituite da elettroni molto veloci, più penetranti delle particelle rrma ionizzano i gas in minor misura.
• Radiazioni RRsono particelle prive di carica elettrica, natura ondulatoria come la luce. Potere penetrante assai elevato, attraversano notevoli spessori di piombo o altri metalli.
La luce e la materia: la natura dualistica della luce:
• Newton = luce formata da uno sciame di particelle infinitesime. Uscendo dalla sorgente che le generava si propagavano in linea retta e in tutte le direzioni dello spazio.
• Huygens = comportamento ondulatorio. Si propagava nello spazio come un’onda (sasso nello stagno).
Avevano ragione entrambi.
La luce come onda elettromagnetica:
Caratteristiche dell’onda:
• Lunghezza d’onda L = distanza che intercorre tra due creste successive (massimi) dell’onda. L’u.d.m. è il metro o i suoi sottomultipli.
• Ampiezza d’onda A = distanza del massimo della cresta dall’asse di propagazione dell’onda.
• Frequenza FF= numero di onde che passano per un dato punto nell’unità di tempo (s). L’u.d.m. è l’hertz (Hz).
• Velocità di propagazione c = assume valori diversi a seconda del tipo d’onda e del mezzo in cui esso di propaga.
Luce: c = 3 * 108 m/s ovvero 300.000 km/s.
/ = c

= c

La luce: quanti di energia:
• Max Plank (1900) = applica all’energia quello che Dalton aveva applicato alla materia. Ipotesi rivoluzionaria M l’energia radiante non viene emessa e assorbita in modo continuo, ma per piccolissime quantità finite (discontinue) dette quanti.
Energia associata a un quanto di frequenza E è: E = h
dove h è la costante determinata da Plank chiamata quanto di azione e vale 6.625 * 10-34 e l’u.d.m. è J * s.
• I quanti che formano una radiazione azzurra sono più ricchi di energia dei quanti che formano un radiazione rossa, poiché la loro frequenza è più elevata.
L’effetto fotoelettrico e i quanti di energia:
1905 Einstein applica l’ipotesi di Plank per spiegare l’effetto fotoelettrico.
Lamina metallica Linvestita da radiazioni di frequenza sufficientemente elevata i si carica positivamente.
Scoperta dell’elettrone p si provò che l’effetto era dovuto all’emissione di elettroni dalla lamina. Tali elettroni sono trattenuti all’intero del metallo da una certa energia e per espellerli all’esterno occorre investire il metallo con una radiazione avente E = h almeno uguale all’energia che li trattiene. I dati sperimentali raccolti da Einstein non sono in accordo con la teoria ondulatoria della luce, secondo la quale l’energia di un’onda è proporzionale al quadrato della sua ampiezza A.
Queste osservazioni indussero Einstein a confermare l’ipotesi di una natura anche corpuscolare della luce. Infatti solo particelle cariche di sufficiente energia sarebbero in grado non solo di spostare altre particelle, ma anche di impartire loro un’accelerazione.
• Alle particelle di luce venne dato il nome di fotoni.
Il modello atomico di Niels Bohr:
Geniale interpretazione della struttura della materia. Distinse il comportamento dell’elettrone dentro l’atomo eccitato da quello dentro l’atomo in condizioni normali.
Due postulati:
• Sullo stato stazionario: negli atomi, gli elettroni normalmente non emettono onde elettromagnetiche poiché si muovono solo lungo orbite privilegiate o stazionarie (quantizzate), caratterizzate ognuna da una ben definita quantità di energia (livelli energetici).
• Sullo stato eccitato: si verificano emissioni di energia, sotto forma di onde elettromagnetiche, solo quando un elettrone salta da un’orbita stazionaria ad energia maggiore ad un’altra ad energia minore.
Il modello atomico che ne deriva è rappresentato da orbite circolari, concentriche attorno al nucleo, la cui esistenza è possibile solo se si verifica per esse la seguente condizione quantistica: mvr = n h .
2
m = massa dell’elettrone, v = sua velocità, r = raggio dell’orbita, h = costante di Plank.
L’intero n viene chiamato numero quantico principale.
Tale condizione distingue le orbite stazionarie, le uniche permesse nell’atomo, dall’infinito numero delle orbite immaginabili.
Possibile calcolare i valori del raggio rn e dell’energia En di un’orbita stazionaria qualunque che assume il significato di livello energetico:
rn = h2 . n2
4 2me2

L’ATOMO OGGI.
La natura dualistica dell’elettrone. Le onde di materia di De Broglie:
1924 1 giovane fisico francese De Broglie straordinaria ipotesi, poggiava sul suo radicato convincimento dell’unità della natura: così come vi è un comportamento corpuscolare delle onde, così deve esserci un comportamento ondulatorio delle particelle.
Elettrone in movimento E in quanto particella possiede un suo moto ondulatorio con lunghezza d’onda = h .
Mv
In seguito si dimostrò che un fascio di elettroni accelerati subisce, da parte di un reticolo cristallino, un fenomeno tipicamente ondulatorio: la diffrazione.
L’evidenza scientifica ha dimostrato per tutti i corpi la inscindibilità dei due concetti onda – corpuscolo.
Il principio di indeterminazione di Heisenberg:
Trovò i limiti della teoria di Bohr, soprattutto per quanto riguarda le orbite. Parlare di orbite presuppone infatti conoscere contemporaneamente la posizione e la velocità degli elettroni nei singoli istanti del loro moto e è impossibile.
In ogni misura esiste un’incertezza che diventa tanto più grande quanto più piccole sono le dimensioni dell’oggetto misurato. Se si vuole osservare un elettrone bisogna far arrivare su di esso un fascio di fotoni, che con la loro energia determinano una deviazione della traiettoria e una variazione di velocità.
1927 principio di indeterminazione 1 esistono coppie di grandezze che non possono venire misurate contemporaneamente con la necessaria precisione, anzi, la precisione di misura dell’una è inversamente proporzionale alla precisione di misura dell’altra.
Applicato all’atomo questo principio A impossibilità di misurare congiuntamente posizione e velocità istantanea dell’elettrone impossibile attribuire ad un elettrone considerato come una particella orbite definite come quelle del modello classico di Bohr.
Gli orbitali e i loro numeri quantici:
• Schrodinger S formulò un’equazione matematica che descrive il comportamento ondulatorio dell’elettrone.
• In essa compare una grandezza, z, detta funzione d’onda, il cui quadrato corrisponde alla densità di probabilità di trovare l’elettrone, in base all’energia che esso possiede, in una certa regione dello spazio intorno al nucleo.
• In prossimità del nucleo la densità di probabilità di presenza dell’elettrone p2 è elevatissima, allontanandosi da esso diminuisce.
• L’insieme dei punti per i quali è molto probabile che passi l’elettrone si chiama nuvola elettronica
• Orbitale O la regione dello spazio intorno al nucleo in cui è massima (almeno 90%) la densità di probabilità di presenza dell’elettrone, in base all’energia che esso possiede.
A definire dimensioni, forma e orientamento di un dato orbitale concorrono tre numeri quantici:
* Numero quantico principale n N numero d’ordine del livello energetico,
* Numero quantico secondario l N forma dell’orbitale descritto dall’elettrone,
* Numero quantico magnetico m N orientamento.
Per definire completamente un elettrone P numero quantico di spin ms che può valere solo ½ o – ½ e indica il verso della rotazione intorno al suo asse.
• Pauli P in un dato atomo non possono coesistere due elettroni con i quattro numeri quantici uguali d principio di esclusione una determinata orbita può venire descritta solo da due elettroni, i quali a parità di n, l, m abbiano spin opposto.
La varietà degli orbitali:
• Numero quantico principale n N livello energetico che un elettrone può occupare. Può assumere tutti i valori positivi compresi tra 1 e 7. al crescere di n aumentano le dimensioni dell’orbitale.
• Numero quantico secondario (angolare) l o può assumere tutti i valori positivi interi compresi tra 0 e (n – 1). Indica la forma dell’orbitale. Se l = 0 l’orbitale è sferico, se l > 0 l’orbitale assume altre forme. Ogni livello energetico è costituito da più stati energetici = sottolivelli.
• Gli elettroni con l = 0 elettroni s
l = 1 elettroni p
l = 2 elettroni d
l = 3 elettroni f.
s,p,d f descrivono nello spazio orbitali di forma differente.
• Numero quantico magnetico m q numero di orientamenti di un dato orbitale nello spazio. Dipende da l e può assumere valori interi da – l a + l (compreso lo 0). L’insieme di più orbitali dello stesso tipo ma con diversi orientamenti forma una famiglia di orbitali degeneri.
• Il numero quantico di spin ms verso del moto rotatorio dell’elettrone intorno al proprio asse, orario o antiorario +½ - ½.
Caratteristiche degli orbitali s, p, d, f.
• Tipo s T per ogni valore di n vi è un orbitale che ha l e m = 0. Tale orbitale s ha forma sferica. In accordo con il principio di esclusione di Pauli un orbitale s può venire occupato al massimo da due elettroni.
• Tipo p T per ogni valore di n (escluso n = 1) vi sono 3 orbitali p che hanno l = 1 m assume 3 valori (-1, 0, +1). I 3 orbitali p hanno 3 orientamenti diversi nello spazio. Il sottolivello p è perciò formato da 3 orbitali e saturo con 6 elettroni. Aspetto di due gocce tangenti e simmetriche rispetto al nucleo.
• Tipo d T per ogni valore di n > 2 vi sono 5 orbitali d che hanno l = 2 > 5 orientamenti diversi nello spazio poiché l = 2 quindi m = -2, -1, 0, +1, +2. il sottolivello d è saturo con 10 elettroni.
• Tipo f T per n = 4 e l = 3 m = -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3. si hanno 7 orbitali f con 7 orientamenti diversi nello spazio, accade anche per n = 5. il sottolivello f è saturo con 14 elettroni.
L’energia degli orbitali:
Energia di un orbitale E dipende dal numero quantico principale n e cresce al crescere di quest’ultimo. L’energia di un orbitale non dipende solo da n, ma anche dal numero quantico angolare l.
A parità di livello, l’ordine crescente di energia è s, p, d, f.
• Orbitali isoenergetici O hanno uguale contenuto di energia.
Si verificano tuttavia delle anomalie rispetto all’ordine crescente di energia calcolato in base a n e l S di fronte a due orbitali isoenergetici ha la precedenza nell’ordine quello maggiormente degenere, cioè con un maggior numero di orientamenti nello spazio.
Distribuzione elettronica negli atomi degli elementi. Costruzione progressiva degli atomi:
• Gli elettroni occupano spontaneamente gli stati quantici disponibili a minore energia,
• Un orbitale è completo con due elettroni, con spin antiparalleleo,
• Quando vi siano orbitali degeneri gli elettroni si dispongono in modo da occuparli, per quanto possibile, singolarmente,
• La sistemazione degli elettroni deve avvenire per valori ordinatamente crescenti di energia.
• Elementi di transizione = presentano un sottolivello esterno completo e un sottolivello èiù interno in via di completamento.

Esempio



  



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