Atomo e particelle atomiche

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1 Atomo e particelle atomiche

2 La natura elettrica della materia lo strofinio di qualsiasi materiale provoca la comparsa su di esso di una carica elettrica capace di attrarre piccoli oggetti; la carica elettrica può essere di due tipi: per convenzione si distingue in positiva (+) e negativa ( ); le cariche dello stesso segno si respingono mentre cariche di segno opposto si attraggono; un corpo è elettricamente neutro quando possiede lo stesso numero di cariche elettriche positive e negative;l lo strofinio provoca la migrazione da un corpo all altro di cariche elettriche negative, chiamate elettroni; un oggetto elettricamente carico è capace di caricare per «induzione» un oggetto neutro.

3 SCOPERTA DELL ELETTRONE (Thompson 1897) Il gas veniva racchiuso in un tubo trasparente, alle cui estremità erano fissate due placche metalliche, chiamateelettrodi. Una placca era collegata al polo negativo di un potente generatore elettrico e l altra al polo positivo. La placca negativa fu chiamatacatodo( ) e la placca positivaanodo(+). Già prima del 1850 era noto il fatto che il flusso di elettricità in un gas abbastanza rarefatto (avente pressione di qualche centesimo di atmosfera) provoca emissione di luce. Ulteriori osservazioni furono rese possibili grazie all invenzione di una pompa capace di produrre un vuoto spinto e alla creazione di tubi di vetro di opportuna forma, chiamati tubi di Crookesdal nome del fisico inglese William Crookes( ).

4 Le particelle più piccole dell atomo Gli elettroni.

5 Le particelle subatomiche. 4. Le particelle più piccole dell atomo

6 L esperimento di Rutherford (1911) Thomsonsuggerì l idea che l atomo fosse costituito da una sfera di carica positiva, in cui gli elettroni erano disseminati «come l uvetta nel panettone». Lo scienziato neozelandese Ernest Rutherford utilizzarono radiazioni α (atomi di elio privi di due elettroni), per bombardare gli atomi d oro di una sottilissima lamina, dello spessore di0,01 mm Dopo l urto con gli atomi di oro, le particelle α, circa volte più pesanti di un elettrone venivano raccolte da un apposito schermo capace di evidenziare la loro presenza.

7 L esperimento di Rutherford. ESPERIMENTO RUTHERFORD

8 L esperimento di Rutherford osservazioni gran parte delle particelle α attraversava la lamina senza subire alcuna deviazione; alcune particelle venivano deviate di angoli più o meno grandi rispetto alla direzione iniziale (angoli di diffusione); pochissime rimbalzavano indietro, erano cioè riflesse dalla lamina; quelle che rimbalzavano indietro lo facevano con grande violenza.

9 L esperimento di Rutherford conclusioni L atomo è composto da un nucleo centrale in cui sono concentrate la carica positiva e la massa dell atomo; il diametro del nucleo (10 15 m) è circa volte più piccolo del diametro dell atomo (10 10 m); i leggerissimi elettroni occupano lo spazio vuoto intorno al nucleo; gli elettroni, carichi negativamente, ruotano intorno al nucleo come pianeti intorno al Sole; il numero degli elettroni è tale da bilanciare la carica positiva del nucleo.

10 5. La struttura degli atomi Modello atomico di Rutherford.

11 Il numero di protoni. 5. La struttura degli atomi

12 L atomo di Bohr (1913) Quale relazione esiste tra radiazione luminosa e struttura atomica?

13 L atomo di Bohr (1913) L emissione di luce da parte dei gas rarefatti avviene a seguito dell energia che la scarica elettrica trasferisce agli atomi costituenti i gas. Gli atomi, così eccitati, restituiscono quasi interamente questo surplus di energia sotto forma di luce avente spettro discontinuo. gli atomi possono assorbire o emettere soltanto certi fotoni, associati a precise frequenze

14 L atomo di Bohr (1913) Unfotoneche viene assorbito da un atomo cede tutta la sua energia a uno degli elettroni che passa così a uno stato energetico più elevato. Gli elettroni si muovono lungo orbite privilegiate (stazionarie) caratterizzate ognuna da una ben definita quantità di energia Si verificano emissioni di energia sotto forma di onde elettromagnetiche, solo quando un elettrone salta da un orbita ad energia maggiore ad un altra ad energia minore L energia è quantizzata, cioè l elettrone può esistere solo su di un determinato livello energetico e non tra un livello e l altro

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16 L elettrone percorre soltanto determinate orbite circolari, chiamate orbite stazionarie. Quando un elettrone ruota su un orbita stazionaria, non assorbe e non emette energia. L atomo è pertanto stabile e l elettrone (negativo) non cadrà mai sul nucleo (positivo). All elettrone sono permesse solo certe orbite, a cui corrispondono determinati valori di energia. Quest ultima è tanto più grande quanto più ampia è l orbita, poiché l energia potenziale dell elettrone aumenta all aumentare della sua distanza dal nucleo. L elettrone di un atomo non può assumere tutti i valori di energia, ma solo quelli corrispondenti alle orbite permesse; per questo si dice che la sua energia è quantizzata. Per passare da un orbita a un altra di livello energetico più elevato, l elettrone assorbe energia. L energia può essere fornita, per esempio, dal calore, da una scarica elettrica o dall assorbimento di fotoni di opportuna frequenza. Per passare da un orbita a un altra di livello energetico più basso, l elettrone emette un fotone di opportuna frequenza. Se la frequenza appartiene alla parte visibile dello spettro elettromagnetico, ci appare come riga colorata nello spettro a righe L energia del fotone emesso o assorbito corrisponde alla differenza di energia tra le due orbite

17 I saggi alla fiamma In accordo col modello atomico di Bohr(più in generale con tutti i modelli atomici che prevedono elettroni disposti su livelli energetici quantizzati ), gli atomi di un metallo esposto alla fiamma spostano alcuni loro elettroni, eccitati, su orbite di livello energetico maggiore; ritornando allo stato fondamentale, emettono l eccesso di energia sotto forma di fotoni di lunghezza d onda caratteristica e differente per ogni metallo, generando così colorazioni della fiamma diverse che consentono di riconoscere il metallo saggiato.

18 Teoria quantomeccanica De Broglie, Heisemberge Schrodinger, negli anni 30, contribuirono a superare i limiti della teoria di Bohre diedero un notevole contributo alla nascita della teoria quanto-meccanica dell atomo. agli elettroni si può attribuire una duplice natura ondulatoria e corpuscolare. non è possibile conoscere contemporaneamente velocità e posizione dell'elettrone Una equazione permette di rappresentare l'elettrone come una nube di carica negativa Viene denominatoorbitale atomico la regione di spazio intorno al nucleo dove è massima la probabilità di trovare l'elettrone

19 Gli orbitali Gli orbitali hanno forme diverse: TIPO s : CIRCOLARE TIPO p : forma ellittica (due gocce tangenti, nelle tre direzioni dello spazio, x,y,z) TIPO d e f : la forma è simile ma gli orientamenti nello spazio sono rispettivamente 5 e 7.

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21 L energia di ogni orbitale è sempre diversa da un altro Tra il livello 3 ed il livello 4 vi è una sovrapposizione dei livelli energetici Gli elettroni si sistemeranno sempre al livello energetico più basso se non è occupato Nel riempimento elettronico si dovrà procedere cominciando dal livello più basso e procedere verso il successivo

22 Configurazione elettronica Con il termineconfigurazione elettronicadi un elemento si intende la descrizione della disposizione degli elettroni nei suoi orbitali. Per descrivere la configurazione elettronica, ogni orbitale viene rappresentato convenzionalmente con un quadratino all'interno del quale vanno inseriti gli elettroni rappresentati con frecce verticali rivolte verso l'alto o verso il basso. A ciascun orbitale viene associata una sigla composta da un numero e da una lettera. Il numero indica il livello di energia al quale l'orbitale appartiene e può assumere qualsiasi valore intero compreso tra 1 e 7. La lettera (s, p, d, f) indica il tipo di orbitale.

23 Wolfgang Pauli PRINCIPIO DI ESCLUSIONE DEL PAULI Gli elettroni vengono indicati da frecce orientate in modo opposto (SPIN OPPOSTO O ANTIPARALLELO)

24 Orbitali e tavola periodica

25 Quando devono essere riempiti degli orbitali isoenergetici ad esempio i tre orbitali p di un certo livello, gli elettroni si dispongono prima con spin parallelo uno per orbitale (spaiati) e solo se il loro numero lo consente vanno successivamente a saturare gli orbitali. Costruiamo ad esempio la configurazione elettronica dell'elemento avente Z = 8, corrispondente all'ossigeno. Dobbiamo sistemare 8 elettroni. I primi due verranno sistemati nell'orbitale 1s, altri 2 nell'orbitale 2s e i rimanenti quattro nei tre orbitali 2p, ottenendo La configurazione elettronica dell'ossigeno si scrive: 1s2 2s2 2p4

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