Struttura dell atomo

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1 Struttura dell atomo

2 Struttura atomica della materia La MATERIA è costituita da particelle estremamente piccole: gli ATOMI Teoria atomica di Dalton (1808) La materia è costituita da atomi indivisibili e indistruttibili Tutti gli atomi di uno stesso elemento hanno la stessa massa e le stesse proprietà chimiche Atomi di elementi diversi hanno masse diverse e proprietà chimiche diverse Gli atomi di elementi diversi si combinano fra loro in rapporti di numeri interi

3 Introduzione I primi a parlare di atomi furono i greci ed in particolar modo Democrito. Egli affermava che l atomo fosse una particella indivisibile; la parola atomo, Infatti, introdotta da Leucippo deriva dal greco átomos e significa indivisibile. Successivamente i fisici hanno scoperto che l atomo è costituito in realtà da Oltre cento particelle subatomiche: di conseguenza l atomo non è indivisibile E non è la particella più piccola della materia. Questo fu dimostrato tramite I raggi catodici La radioattività

4 Si propagano in linea retta Se si mette una croce di Malta Sulla traiettoria dei raggi, sul Vetro del tubo si staglia L ombra netta della croce. Sono costituiti da qualcosa Dotato di massa Se si mette sulla traiettoria Dei raggi un mulinello a pale Questo incomincia a girare Colpito dai raggi. Sono costituiti da qualcosa Dotato di carica negativa Se si pongono due piastre Cariche elettricamente di Segno opposto, il fascio di Raggi devia da suo percorso. Ombra netta si forma solo Con raggi che si propagano In linea retta. I raggi sono quindi costituiti Da entità dotate di massa. Dal momento che vengono Attratti dalla piastra positiva E respinti da quella negativa, I raggi sono costituiti da Particelle cariche negativamente.

5 La scoperta degli elettroni: Faraday, Thomson e Millikan Michael Faraday ( ) Facendo passare elettricità attraverso tubi di vetro sotto vuoto scopre i raggi catodici. I raggi catodici si propagano in linea retta, hanno proprietà che non dipendono dal materiale di cui è costituito il catodo che li ha generati, possono essere rivelati solo grazie alla luce emessa da particolari schermi (fosfori) quando questi ne vengono colpiti.

6 La scoperta degli elettroni: Faraday, Thomson e Millikan J.J. Thomson ( ) I raggi catodici possono essere deflessi da campi elettrici o magnetici:

7 Stabilito che l atomo è costituito da particelle Più piccole si poneva il problema di come Fossero organizzate queste particelle. Per questo motivo Nascono i primi MODELLO DI THOMSON MODELLO DI RUTHERFORD MODELLO DI BOHR MODELLO DI SCHRODINGER

8 Evoluzione dei modelli atomici Clicca sul pulsante per la sintesi dei 4 modelli Il modello atomico oggi riconosciuto valido è il frutto di una lunga serie di teorie che si sono succedute a partire dal Il primo modello proposto, quello di Thomson, prevedeva che gli elettroni fossero distribuiti uniformemente in una sfera Questa positivamente tabella carica. riassume Rutherford comprese il processo invece evolutivo che la carica avvenuto positiva doveva nello essere studio concentrata dei modelli al centro dell atomo Atomici. (nel nucleo), Ora e gli elettroni prenderemo orbitare nello in esame spazio circostante. ciascuno Bhor di questi. andò oltre, introducendo il concetto di quantizzazione delle orbite elettroniche; Schrodinger, infine, rivoluzionò l idea di orbita elettronica intendendola non più come la traiettoria fisicamente percorsa dall elettrone, ma come regione dello spazio che possiede la più alta probabilità di essere occupata dall elettrone.

9 La scoperta degli elettroni: Faraday, Thomson e Millikan J.J. Thomson ( ) Poiché i raggi catodici possono essere deflessi da campi elettrici o magnetici: I raggi catodici sono particelle di materia fondamentali cariche negativamente e presenti in tutti gli atomi. Il rapporto tra massa e carica c/e = x10-9 g/c. George Stoney nel 1874 chiama elettroni I raggi catodici. Modello atomico a plum pudding Secondo questo modello un atomo di elio avrebbe una nuvola +2 di cariche positive e due elettroni (- 2). Se l atomo di elio perde un elettrone, diventa carico e si chiama ione. Questo ione indicato come He + ha carica totale +1. Se l elio perde entrambi gli elettroni diventa He 2+

10 La scoperta degli elettroni: Faraday, Thomson e Millikan Robert Millikan ( )

11 Modello atomico di Thomson Thomsom, basandosi su una vecchia idea di Lord Kevin, ipotizzò che l atomo avesse una struttura omogenea, con la massa e la carica positiva distribuite omogeneamente in tutto lo spazio dell atomo, e gli elettroni inserite all interno come particelle individuali distribuite in modo uniforme. Questo modello non fu però ritenuto valido dalle prove sperimentali condotte Da Rutherford, Geiger e Marsden.

12 Modello atomico di Rutherford Ernest Rutherford compì esperimenti di diffusione di particelle α su atomi di oro E concluse che in un atomo la carica positiva e quella negativa non possono Essere distribuite in modo uniforme, come previsto dal modello di Thomson. Egli Propose quindi che la carica positiva, come la maggior parte della massa, si trovi Concentrata in uno spazio ridotto al centro dell atomo (il nucleo) e che gli elettroni Vi ruotino intorno come i pianeti intorno al sole.

13 L atomo nucleare: Rutherford 1909 Ernest Rutherford ( ) e Hans Geiger La maggioranza delle particelle α (ioni He 2+ ) attraversa la lamina senza deflessione Alcune particelle subiscono leggere deflessioni. Poche particelle subiscono deflessioni molto grandi Pochissime particelle non riescono ad attraversare la lamina e rimbalzano indietro.

14 L atomo nucleare: Rutherford 1909 Ernest Rutherford ( ) e Hans Geiger La maggior parte della massa e tutta la carica positiva sono concentrate in una regione molto piccola: il nucleo. L atomo è costituito essenzialmente da spazio vuoto Il valore della carica positiva varia a seconda della natura degli atomi Il numero di elettroni esterni al nucleo è uguale al numero di cariche positive nel nucleo. L atomo è elettricamente neutro Percorsi rettilinei e non deflessi per la maggior parte delle particelle α Leggere deflessioni per particelle α che passano vicino agli elettroni Deflessioni notevoli per particelle α che passano vicino al nucleo Rimbalzi delle particelle che colpiscono il nucleo di fronte.

15 Secondo il modello planetario di Rutherford, l'atomo è formato da un nucleo intorno al quale ruotano uno o più elettroni; il nucleo è molto piccolo (dimensioni ~ cm), ha carica positiva ed è molto pesante (quasi tutta la massa dell'atomo vi si trova concentrata); gli elettroni sono carichi negativamente, hanno una massa quasi trascurabile, ma occupano la quasi totalità del volume dell'atomo (dimensioni ~ cm) Anche il modello di Rutherford è stato superato. Resta però il grande merito di aver messo in evidenza l esistenza del nucleo.

16 Un atomo è una particella neutra a forma sferica costituita da un nucleo centrale carico positivamente e da elettroni carichi negativamente Il nucleo è costituito da particelle cariche positivamente (protoni) e da particelle neutre (dette neutroni ed identificate nel 1932 da James Chadwick) r at = raggio atomico Atomo r at m r nucl = raggio nucleo elettroni (e - ) nucleo (r nucl m) r nucl < r at protoni (p + ) neutroni (n) Quarks 2 quark up 1 quark down Quarks 2 quark down 1 quark up

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18 Struttura atomica - Le particelle fondamentali Particella Massa Massa Carica Carica simbolo atomica SI (g) atomica (u.m.a.) SI (C) atomica Elettrone e , Protone p , Neutrone n , unità di carica atomica: C unità di massa atomica: g massa elettrone 1836 volte < massa protone massa elettrone 1839 volte < massa neutrone Nel NUCLEO è concentrata la MASSA dell atomo

19 La struttura del nucleo atomico Particella Massa (g) Carica (C) Simbolo Protone p + Neutrone n Nucleoni Numero atomico (Z) numero protoni (uguale al numero degli elettroni, atomi neutri). Atomi con uguale numero atomico Z hanno uguali proprietà chimiche Atomi con uguale numero atomico Z sono classificati come atomi dello stesso elemento e identificati dallo stesso simbolo chimico

20 Numero Atomico e di Massa NUMERO ATOMICO: Il numero dei protoni, uguale a quello degli elettroni, è Chiamato numero atomico ( Z ). Questo numero è caratteristico di ogni elemento E viene scritto in basso a sinistra del simbolo chimico. 7N Z = Numero atomico NUMERO DI MASSA: Il numero di massa ( A ) è uguale alla somma dei protoni E dei neutroni contenuti nel nucleo. Viene scritto in alto a sinistra del simbolo Chimico. 12 C A = Numero di massa A = protoni + neutroni

21 numero di massa: numero protoni + numero neutroni numero di atomico (numero di protoni, numero di cariche positive nel nucleo) ZX A c n numero di neutroni = numero di massa numero di protoni n = numero di atomi nella molecola Gli ioni C carica, se non è presente l atomo si dice neutro +C catione (carica = numero di protoni numero di elettroni) neutro (numero di elettroni = numero di protoni) -C anione (carica = numero di protoni numero di elettroni) UN ATOMO CHE HA PERSO O ACQUISTATO UN ELETTRONE VIENE DETTO IONE E POSSIEDE UNA CARICA ELETTRICA

22 79 35 Br (35 protoni, 35 elettroni, 44 neutroni) Ba (56 protoni, 56 elettroni, 77 neutroni) 16 8 O 2- UNO IONE CON CARICA NEGATIVA E DETTO ANIONE (8 protoni, 10 elettroni, 8 neutroni) Cu 2+ UNO IONE CON CARICA POSITIVA E DETTO CATIONE (29 protoni, 27 elettroni, 34 netroni)

23 Numero atomico Z: Numero di protoni (+) nel nucleo Ogni atomo è elettricamente neutro quindi z è anche il numero di elettroni (-) Z è fisso: diversifica gli elementi chimici: Nel carbonio Z=6 Numero di massa A: Somma dei protoni e dei neutroni Può variare:il numero di neutroni può essere diverso per uno stesso atomo (isotopi) Nell idrogeno (Z=1), A=1, 2 o 3: 1 H, 2 H (deuterio) e 3 H (trizio) Nel carbonio (Z=6), A=12, 13 o 14: 12 C, 13 C e 14 C Isotopi: In natura esistono 90 elementi e circa 270 isotopi naturali Più importanti in biomedicina: calcio, ferro, fosforo Isotopi artificiali Cobalto-60 (27 protoni, 33 neutroni), usato in radioterapia Plutonio-239 (94 protoni, 145 neutroni), combustibile nelle centrali nucleari

24 Struttura dell atomo La più piccola unità di un elemento che si combina per formare i composti Medesima per tutti gli elementi chimici Nel nucleo: Protoni (carica +) e neutroni (carica 0) Elettroni (carica -) orbitanti intorno al nucleo Il numero di protoni è uguale al numero di elettroni, l'atomo è elettricamente neutro A ciascun atomo è assegnato un simbolo di 1 o 2 lettere Atomi importanti per la vita: Ossigeno, O Carbonio, C Idrogeno, H Azoto, N Zolfo, S Fosforo, P Calcio, Ca Magnesio, Mg Sodio, Na Potassio, K Cloro, Cl Iodio, I Ferro, Fe Zinco, Zn

25 1912 J.J. Thomson Gli isotopi Misurando i rapporti massa/carica di ioni positivi formati dal gas neon trova che circa il 91% degli atomi aveva una certa massa e i restanti erano del 10% più pesanti Tutti gli atomi di neon avevano 10 protoni nel loro nucleo e la maggior parte possedeva anche 10 neutroni. Pochissimi atomi di neon avevano 11 neutroni e alcuni anche Ne 10 Ne 10 Ne DUE O PIU ATOMI CON LO STESSO NUMERO ATOMICO (Z) MA DIVERSO NUMERO DI MASSA (A) SI DICONO ISOTOPI Gli isotopi hanno diverse proprietà fisiche ma uguale comportamento chimico.

26 Gli isotopi Esistono atomi di uno stesso elemento aventi ugual numero di protoni e diverso numero di neutroni: questi sono detti isotopi. La forma isotopica più abbondante dell'idrogeno (prozio) è costituita da un solo protone intorno al quale orbita un unico elettrone. Ne esistono però altre due: il deuterio, che ha un neutrone nel nucleo, e il trizio, che ne ha due. 1 1 H H 2 3 H 1 1

27 ISOTOPI sono elementi che hanno uguale numero atomico Z Es.: gli isotopi del Calcio hanno tutti 20 protoni nel nucleo ma il numero dei neutroni varia da 20 a 28 Z N A simbolo Ca Ca Ca Ca Ca Ca Ca 20 Z : numero atomico N : numero di neutroni A : numero di massa (N+Z)

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29 Peso atomico naturale Dalla tavola periodica vediamo che per il sodio il valore del peso atomico corrisponde a 22, Questo significa che la massa di un atomo di sodio corrisponde a 22,98977 la massa campione (il sodio è presente in natura sotto forma di un singolo nuclide). L'abbondanza isotopica è il rapporto tra il numero di atomi di un determinato isotopo di un elemento e il numero di atomi totali dell'elemento In generale, gli elementi si presentano costituiti da miscele di isotopi (oltre l 80%). Quindi nel calcolo del peso atomico naturale di un elemento si deve tenere conto sia della massa dei singoli isotopi sia della loro abbondanza isotopica relativa; in altre parole, si calcola una media ponderata.

30 Calcolo del peso atomico naturale del carbonio In natura il carbonio è costituito per il 98,89% di atomi di 12 C e per l 1,11% si atomi di 13 C; in realtà è presente anche il 14 C ma la sua concentrazione è bassissima e quindi trascurabile in questo tipo di calcolo. I pesi atomici dei due isotopi calcolati sempre facendo riferimento alla massa campione sono: 12 C peso atomico = C peso atomico = 13,0034

31 Calcolo del peso atomico naturale del carbonio Usando questi dati il peso atomico naturale viene calcolato nel seguente modo (media ponderata): Questo è il valore riportato sulla tavola periodica ed è quello che viene usato per i calcoli stechiometrici nonostante che in natura non sia presente un solo atomo con questa massa effettiva. Così facendo, usando il concetto di mole, saremo in grado di contare gli atomi di carbonio naturale per mezzo di semplici pesate.

32 Numero atomico Numero di protoni Numero di massa Numero di neutroni Numero di elettroni Catione (C) /Anione (A) / Neutro (N) Isotopo (I) / non isotopo (NI) 80Hg Fr H Sr 90Th 2+ 2 H 2-3Li +