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1 MODELLI ATOMICI Particelle subatomiche 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. - + 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. Pagina 1

2 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. - M1 r M2 F= G 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 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 Pagina 2

3 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) 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 passare attraverso la lamina, ma le particelle positive passano quasi tutte, solo in qualche caso vengono deviate o addirittura respinte. La struttura della lamina d oro e dell atomo sembra più quella di una rete a maglie larghe. 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. Pagina 3

4 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. 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 Pagina 4

5 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 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) 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 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 m s. Pagina 5

6 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]). 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, m s, indica il verso del moto rotatorio dell elettrone intorno al proprio asse, moto che può essere orario o antiorario. m s 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): 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, m s nei primi 4 livelli energetici Pagina 6

7 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). Pagina 7

8 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 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). Pagina 8

9 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 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. Pagina 9

10 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. 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. Pagina 10

11 Credits: Giulia Barberio classe 1E anno Pagina 11