Atomi - appunti (nani)

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Categoria:	Chimica
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GLI ATOMI
LE PROPRIETA’ DELLA MATERIA
Sono:
• massa ==> quantità di materia che un corpo possiede
• energia ==> capacità di un sistema di compiere lavoro
• natura elettrica ==> capacità della materia di elettrizzarsi
e
• carica positiva ==> +
• carica negativa ==> -
• carica neutra ==> + e –
LA TEORIA ATOMICA DI DALTON (pag 103)
Dalton nel 1804 elaborò la teoria atomica di Dalton, che può essere così riassunta:
• la materia è costituita da particelle piccolissime e indivisibili chiamate atomi
• l’atomo è la più piccola parte di un elemento
• gli atomi di uno stesso elemento sono tutti uguali e hanno la stessa massa, ma atomi di elementi differenti sono differenti e hanno masse diverse
• le reazioni chimiche avvengono fra atomi interi e non frazioni di atomi
• in una reazione chimica gli atomi degli elementi conservano la loro identità e non vengono distrutti
SCOPERTA DELL’ELETTRONE
• Fatta alla fine del 1800 da Thomson, che si servì del tubo di Crookes

È costituito da un tubo di vetro molto resistente, contenente un gas, alle cui estremità sono collocati internamente due elettrodi (catodo e anodo), collegati rispettivamente con il polo negativo (catodo) e con il polo positivo (anodo) di un generatore di corrente
• Già Crookes nel 1879 notò che:
• applicando una forte differenza di potenziale (10.000 volt) tra gli elettroni del tubo
• riducendo la pressione del gas contenuto nel tubo a 0.001 atm

• si verificava l’emissione di raggi luminosi, di colore caratteristico a seconda del tipo di gas attraversato dalla corrente elettrica
• a pressioni ancora più basse non si rilevava più l’emissione di raggi luminosi, ma compariva una fluorescenza verdastra sull’estremità del tubo opposta al catodo

Crookes ipotizzò che tale fluorescenza fosse determinata dall’impatto sulla parete del tubo di un fascio di raggi provenienti dal catodo
• Le radiazioni provenienti dal catodo furono chiamate raggi catodici
• Thomson, modificando il tubo (aggiungendo un mulinello), giunse alle seguenti conclusioni:
• l’emissione di raggi catodici è una proprietà della materia
• i raggi catodici hanno natura corpuscolare ==> mulinello ed elettrica ==> lamine
• i raggi catodici hanno traiettoria rettilinea
• la traiettoria dei raggi catodici può essere modificata dall’azione sia di un campo magnetico sia di un campo elettrico

i raggi catodici sono costituiti da particelle fondamentali dotate di carica negativa presenti negli atomi di tutti gli elementi (elettroni)

• sono l’unità elementare di elettricità mobile
• sono le particelle più importanti, responsabili del comportamento chimico
• hanno una massa di 9.109 • 10-31 grammi
• hanno una carica negativa pari a –1
• il loro simbolo è e-
• non c’è differenza tra elettroni di due elementi chimici diversi
• c’è differenza tra elettroni di uno stesso elemento, perché cambia l’energia (teoria di Bohr)
SCOPERTA DEL PROTONE
• La scoperta dell’esistenza di particelle subatomiche negative (elettroni), implicava la presenza nell’atomo di particelle provviste di carica positiva
• Nel 1914 si apportarono altre modifiche al tubo di Crookes

• catodo forato e posizionato più all’interno
• schermo rivelatore
• immettendo nel tubo un gas
• Si ipotizzò che:
• gli atomi del gas presenti nel tubo, in seguito agli urti subiti dai raggi catodici, liberassero elettroni trasformandosi così in particelle cariche positivamente
• esse venivano attratte dal catodo e andavano a colpire lo schermo rivelatore, producendo una luminosità
• Ai fasci di particelle positive che si muovevano dall’anodo al catodo fu dato il nome di raggi anodici

Rutherford chiamò queste cariche positive protoni

• hanno una carica elettrica uguale a quella dell’elettrone, ma di segno positivo (+1)
• il loro simbolo è p+
• hanno una massa di 1.672 • 10-24 grammi
• sono tutti uguali fra loro
SCOPERTA DEL NEUTRONE
• Sono stati scoperti nel 1932 da Rutherford
• Sono state utilizzate fasci di raggi r provenienti da una sorgente radioattiva per bombardare una lamina di berillio

registrò l’emissione di particelle prive di carica, ma di massa non trascurabile, i neutroni
• il loro simbolo è n
• sono stati scoperti recentemente (1932)
• hanno una carica neutra
• hanno una massa di 1.675 • 10-24 grammi
• sono tutti uguali fra loro
• servono per bloccare la forza repulsiva dei protoni, perché se ci fossero solo protoni, questi si respingerebbero tra di loro

non ci sarebbe l’atomo

non ci sarebbe la materia
• il loro comportamento fisico e chimico non cambia, cambia solo la massa.
• Pesa come un protone
• Il peso atomico è il peso dell’atomo intero (1 dalton)
• Un certo numero di neutroni è indispensabile per mantenere la stabilità; essi funzionano come guaina
IL MODELLO ATOMICO DI THOMSON
Fu solo ipotizzato. Pensò che l’atomo:
• sfera carica positivamente, al cui interno erano distribuite a caso le cariche negative
• poiché l’atomo è elettricamente neutro, il valore della carica positiva doveva essere uguale alla somma delle cariche negative degli elettroni presenti
• struttura “soffice”, che è facilmente attraversato dalle particelle s
Modello a “panettone”

IL MODELLO ATOMICO DI RUTHERFORD
• Rutherford voleva sperimentare quello detto da Thomson.
o
pensò di applicare il fenomeno della radioattività naturale

alcuni elementi quali uranio, radio e polonio, manifestavano la proprietà di emettere spontaneamente radiazioni:
• Raggi R : presentano carica positiva doppia rispetto a quella dell’elettrone e una massa di circa 7000 volte maggiore.
• Raggi R :sono costituiti da elettroni e hanno una capacità di penetrazione maggiore dei raggi .
• Raggi R : sono radiazioni elettromagnetiche prive di carica, dotata di elevatissima capacità di penetrazione. Il loro movimento non è influenzato dalla presenza di un campo elettrico.
• Impiegò fasci di raggi r provenienti da una sorgente radioattiva per andare a colpire una lamina d’oro. Intorno alla lamina era disposto uno schermo fluorescente che, ogni volta che era colpito da una particella a, produceva un puntino luminoso, permettendo di verificare la traiettoria dei raggi , all’uscita dalla lamina

• la maggior parte dei raggi m attraversa indisturbata la lamina
• una percentuale subisce deviazioni molto accentuate
• Concluse che:
• nell’atomo dovesse esistere un nucleo dotato di carica elettrica positiva in cui si concentrava quasi tutta la massa dell’atomo.
• gli elettroni si trovavano in uno spazio circostante il nucleo in una zona supposta circolare.
• C’è un grande spazio tra nucleo ed elettroni
i
la maggior parte delle particelle l attraversano indisturbate la lamina d’oro
• la forza centrifuga generata dal moto di rotazione degli elettroni, avrebbe bilanciato la forza di attrazione elettrostatica esercitata su di essi, caricati negativamente, dal nucleo, caricato positivamente.
• Però questo modello atomico non teneva conto del fatto che:
• l’elettrone, ruotando intorno al nucleo, irradia continuamente energia e, pertanto, la sua orbita avrebbe dovuto restringersi fino alla caduta dell’elettrone sul nucleo stesso.
• particelle di uguale carica non possono convivere insieme
• Paragonato al modello planetario

IL MODELLO ATOMICO DI BOHR
• Non fece altro che portare in chimica le scoperte fatte in fisica

Plant aveva dimostrato che l’energia poteva essere divisa in quanti ==> teoria della meccanica quantistica
• pacchetti di energia
• più piccola porzione che può essere ottenuta dal processo di suddivisione dell’energia

come l’atomo, un quanto può essere ulteriormente diviso, ma si perdono le proprietà
,
• da un punto di vista fisico è divisibile
• da un punto di vista chimico è indivisibile
• Prende spunto dal modello di Rutherford a cui aggiunse la teoria della meccanica quantistica
t
• a ogni elettrone viene associata una quantità di energia
• ogni elettrone ruota intorno alla sua orbita stazionaria di energia ==> non perde energia per irradiazione
hanno un contenuto di energia diverso
• diversi livelli energetici
• + vicino al nucleo - energia
• Normalmente l’atomo si trova allo stato fondamentale (stato in cui l’elettrone si trova stabile). Se viene eccitato (assorbendo energia) l’elettrone salta da un’orbita all’altra. Poi a poco a poco restituisce l’energia e ritorna allo stato fondamentale.
.
disegno pag 256
OSSERVAZIONI
Bohr aveva la presunzione di sapere con esattezza dove si trovava l’elettrone nel percorso della sua orbita. Recentemente si è dimostrato che l’elettrone non è un corpuscolo, ma un’onda elettromagnetica

• teoria della meccanica ondulatoria
• l’elettrone non ruota intorno ad un’orbita, ma in un orbitale

regione senza spazio dove ho la maggiore probabilità (90%) di trovare l’elettrone

IL NUMERO ATOMICO E IL NUMERO DI MASSA
• Atomi di un medesimo elemento, in condizioni normali, possiedono lo stesso numero di protoni e di elettroni.
• Il numero atomico:
• si indica con Z
• è il numero di protoni presente nel nucleo di un atomo
• in un atomo elettricamente neutro, indica indirettamente anche il numero degli elettroni
• è importante perché:
• caratterizza ogni elemento ==> se varia anche solo di un numero variano le proprietà chimiche dell’elemento (O ==> Z = 8 F ==> Z = 9)
• coincide con il numero intero che definisce la posizione dell’elemento nella tavola periodica
• Il numero di massa:
• si indica con A
• indica i componenti che costituiscono il nucleo (A = p+ + n)
• se si vuole conoscere il numero di neutroni = A-Z
• i nuclidi sono atomi che sono rappresentati con il A e il Z
X
GLI ISOTOPI
Sono atomi che hanno lo stesso Z ma A diverso
s
non variano le proprietà chimiche, perché varia solo il numero di neutroni. Le proprietà chimiche dipendono soprattutto dagli elettroni, perché possono saltare da un livello all’altro
C C C
• Z è uguale ==> stesso numero di elettroni e protoni
• A è diverso ==> diverso numero di nuetroni
GLI ISOTOPI DELLL’IDROGENO: ISOTOPI PARTICOLARI
H H H
H ==> unico elemento in cui Z = A

unico elemento che esiste in natura senza elettroni
I NUMERI QUANTICI
n, NUMERO QUANTICO PRINCIPALE
• Determina le dimensioni dell’orbitale
• Rappresenta il livello di energia dell’elettrone

• ci sono 7 livelli energetici, chiamati:
• o 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7
• o K, L, M, N, O, P, Q
• l’energia non è costante ad ogni livello, ma cresce man mano che ci si allontana dal nucleo

aumenta il numero di elettroni che può essere contenuto nel livello energetico

Si può calcolare con la formula 2 • n2

• regola empirica
• vale per i livelli più interni (né per il primo, né per l’ultimo)

• il numero massimo dell’ultimo livello è 8 per tutti gli elementi
• il numero massimo del primo livello è 2 per tutti gli elementi
ESEMPIO:
n = 1 ==> 2 • 1 = 2 N° e- = 2
n = 2 ==> 2 • 4 = 8 N° e- = 8
n = 3 ==> 2 • 9 = 18 N° e- = 18
n = 4 ==> 2 • 16 = 32 N° e- = 32
l = NUMERO QUANTICO SECONDARIO
• Determina il numero di sottolivelli energetici ==> ci sono tanti sottolivelli quanto è n

• il numero massimo trovato è 4
• dipende da n
• Indica la forma degli orbitali
• Assume valori che vanno da 0 a n-1
LA FORMA DEGLI ORBITALI
• n = 1 ==> l = 0 orbitale s ==> forma sferica
• n = 2 ==> l = 0; 1 orbitale p ==> forma bilobata
• n = 3 ==> l = 0; 1; 2 orbitale d
• n = 4 ==> l = 0; 1; 2; 3 orbitale f
m = NUMERO QUANTICO MAGNETICO
• Determina l’orientamento degli orbitali nello spazio
• Dipende da l
• Assume valori che vanno da –l a +l ==> numero massimo 2l + 1
• Rappresenta quanti orbitali sono contenuti in ogni sottolivello
POSIZIONI
• l = 0 m = 0 orbitale s ==> nessuna preferenza
• l = 1 m = 3 ==> -1; 0; 1 orbitale p ==> 3 posizioni perpendicolari tra loro
• l = 2 m = 5 ==> -2; -1; 0; 1; 2 orbitale d ==> 5 posizioni
• l = 3 m = 7 ==> -3; -2; -1; 0; 1; 2 ; 3 orbitale f ==> 7 posizioni
Ms = NUMERO MAGNETICO DI SPIN
È una caratteristica intrinseca all’elettrone

• ruota intorno al nucleo
• ruota intorno a se stesso. Siccome il numero massimo di elettroni in un’orbitale è di due:
• uno ruota in direzione oraria ==> Ms = + ½
• l’altro ruota in direzione antioraria ==> Ms = - ½
-
così non si incontreranno mai e non si respingeranno
Si basa su due principi:
1) principio di esclusione di Pauli

in un orbitale possono stare al massimo due elettroni con spin antiparallelo.
Se esistesse un 3° elettrone, andrebbe nella stessa direzione di uno dei due elettroni e questi si respingerebbero
2) regola di Hund

gli elettroni tendono ad occupare il maggior numero di orbitali possibile con spin paralleli anziché il minor numero con spin antiparalleli
RAPPRESENTAZIONE DEGLI ORBITALI
orbitale
orbitale incompleto
(1 elettrone)
orbitale completo
(2 elettroni)
• l = 0 ==> sottolivello s ==> m = 0 ==> 1 orbitale
2 e-
• l = 1 ==> sottolivello p ==> m = 3 (-1; 0; 1) ==> 3 orbitali
4 e-
• l = 2 ==> sottolivello d ==> m = 5 (-2; -1; 0; 1; 2) ==> 5 orbitali
8 e-
l = 3 ==> sottolivello f ==> m = 7 (-3; -2; -1; 0; 1; 2; 3) ==> 7 orbitali
10 e-
RICORDA!
• I livelli energetici sono 7. L’energia all’interno del livello energetico aumenta andando dall’interno all’esterno
• n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7 ==> livello energetico
l = s, p, d, f ==> sottolivello
1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p…
CONFIGURAZIONE ELETTRONICA ESTERNA
Per determinare la sequenza di riempimento degli orbitali
s
n + l
n
2p ==> l = 1 + n = 2 ==> 3
3p ==> l = 0 + n = 3 ==> 3

prendo quello che si trova ad un livello energetico inferiore ( n più piccolo)