TEORIA ATOMCA 17/01/2014 1

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1 TEORIA ATOMCA 1

2 SOSTANZA: forma specifiche di materia con composizione chimica ben definita A. ELEMENTI (Sostanze elementari) Sostanze formate da una sola specie atomica Forma di materia i cui atomi hanno la stessa carica nucleare positiva ATOMO: la più piccola particella che conserva le proprietà dell elemento B. COMPOSTI (Sostanze composte) Costituite da più atomi legati tra loro a formare molecole MOLECOLA: il più piccolo aggregato di atomi uguali o diversi, capace di esistere indipendentemente e che gode di tutte le proprietà chimiche e fisiche della sostanza Molecole mononucleari: piccoli insiemi di atomi dello stesso tipo Molecole eteronucleari: atomi diversi legati tra loro 2

3 tutto ciò che ci circonda è costituito da materia noi stessi siamo fatti di materia però sappiamo che dobbiamo mangiare e respirare per poter vivere perché, senza che noi quasi ce ne accorgiamo, nel nostro organismo avvengono decine, centinaia, migliaia di trasformazioni della materia che ci mettono in grado di sopravvivere, o se preferite, reazioni che ci forniscono l energia indispensabile alla nostra sopravvivenza. 3

4 energia è la capacità di poter compiere un lavoro 4

5 Materia ed energia, quindi, due punti fermi delle Scienze Fisiche, che sono stati considerati come concetti antitetici, quasi una contrapposizione. Questo modo di pensare si è protratto fino al 1905 quando A. Einstein propose l equazione, che oggi porta il suo nome, secondo la quale E = mc 2 in cui E rappresenta l energia, m la massa di una certa quantità di materia e c la velocità della luce. 5

6 Ma il termine materia è in realtà molto generico, rappresenta tutto quello che ci circonda, ma le varie specie della materia come sono costituite? Questo è un problema che ha interessato gli studiosi fino dall antichità ed è arrivato ad una soluzione solo in tempi piuttosto recenti. 6

7 Intorno al 400 a.c. troviamo la prima ipotesi che cerca di spiegare la costituzione della materia ed è la teoria formulata da Democrito (filosofo vissuto tra il 460 ed il 360 a.c. ad Abdera) Secondo Democrito la materia è costituita da atomi indivisibili (teoria Atomistica) 7

8 L ipotesi di Democrito, ripresa poi da Epicuro, parte da una considerazione apparentemente semplice, ossia la constatazione che ogni oggetto può essere suddiviso in parti più piccole A loro volta, i frammenti così ottenuti, possono essere divisi in parti ancora più piccole e poi ancora più piccole fino ad arrivare alla particella elementare, indivisibile Da questo nasce il nome di atomo (dal greco antico ἄτομος - àtomos -, indivisibile, unione di ἄ - a - [alfa privativo] + τομή - tomé - [divisione], 8

9 COSTITUZIONE DELLA MATERIA: L ATOMO Oggi sappiamo che la teoria di Democrito non è del tutto corretta, ciò nonostante l atomo rappresenta l unità di base di tutta la materia Nel corso delle ordinarie reazioni chimiche si conserva immutato ma non è indistruttibile. Nelle cosiddette reazioni nucleari (isotopi radioattivi ) si trasforma e può scindersi in particelle subatomiche con liberazione di energia 9

10 Le particelle subatomiche sono molte, hanno caratteristiche molto diverse ma, schematizzando, possiamo ridurle ai tre tipi più comuni: 1) elettroni 2) protoni 3) neutroni 10

11 ELETTRONE PROTONE Carica negativa: 1,602 x C Carica positiva 1,602 x C Massa molto piccola: 9,109 x g Massa: 1,67 x g (1840 volte maggiore dell elettrone) NEUTRONE Particella neutra Massa: ~ uguale a quella del protone convenzionalmente, possiamo considerare le particelle Simbolo Carica Massa Elettrone e - 1 ~ 0 Protone P Neutrone N

12 Al pensiero di Democrito si è sostituito oggi il concetto che l atomo rappresenta la particella più piccola di una sostanza elementare che non può essere scissa senza perdere le caratteristiche chimiche e fisiche di quell elemento. Le sostanze elementari presenti in natura sono 92, a cui si aggiungono gli elementi artificiali. Gli atomi, indipendentemente da quella che è la loro costituzione e la loro complessità, hanno delle caratteristiche comuni che ci possono spiegare alcuni comportamenti generali. 12

13 Teoria atomistica (Democrito a.c) R. Boyle 1670 I. Newton J. Dalton 1808 J.Thompson 1897 E. Rutherford 1911 N.Bohr 1913 Modello atomico quantistico oggi 13

14 TEORIA CORPUSCOLARE E CINETICA DELLA MATERIA ( a.c) Risale a tempi remoti (Epicuro, Democrito), ripresa da Boyle nel 1670 La materia ha costituzione particellare ossia formata da minutissimi ed impercettibili granuli o corpuscoli o particelle I corpuscoli possiedono differenti intensità di movimento, sono dotati di energia (vibrazionale, traslazionale, rotazionale) Grazie a queste 2 caratteristiche si spiegano molti fatti sperimentali: a. i 3 stati di aggregazione: dovuti al differente patrimonio energetico posseduto dai corpuscoli b. la somministrazione di energia: provoca l aumento del moto dei corpuscoli, vince le forze di attrazione, determina il passaggio di stato. 14

15 TEORIA DI J. DALTON 1808 La materia è formata da atomi piccolissimi, indivisibili e indistruttibili. Tutti gli atomi di uno stesso elemento sono identici e hanno uguale massa. Gli atomi di un elemento non possono essere convertiti in atomi di altri elementi. 15

16 Gli atomi di un elemento si combinano, per formare un composto, solamente con numeri interi di atomi di altri elementi. Gli atomi non possono essere né creati né distrutti, ma si trasferiscono interi da un composto ad un altro. 16

17 Thomson (1897): 1 modello atomico Natura elettrica della materia: Non è vero che l atomo sia la più piccola particella della materia Raggi catodici (W.Crookes, E.Goldstein) piccolissime particelle che viaggiano in linea retta possiedono una massa sono tutte uguali fra loro e presenti in tutti gli atomi Scoperta dell elettrone (1874) L atomo è una sfera sulla quale si distribuiscono in maniera uniforme, cariche positive e negative, tanto da risultare complessivamente neutro 17

18 Rutherford (1911): 2 modello atomico Scoperta del protone L atomo è costituito da una sfera cava con al centro (NUCLEO) le particelle più grandi (i protoni) ed intorno ad esso gli elettroni Modello ad atomo planetario: perché si immaginavano gli elettroni che giravano intorno al nucleo in modo simile ai pianeti seguendo delle orbite fisse 18

19 Esperienza di Geiger: Bombardando una lamina d oro con particelle (nuclei di elio, massa 4, carica 2 + ) fu possibile dimostrare che: l atomo è un sistema altamente vuoto la massa è concentrata al centro (nucleo) nel nucleo sono concentrate le cariche positive le cariche negative sono lontane dal nucleo 19

20 Limiti e vantaggi della teoria di Rutherford VANTAGGI Introduceva il concetto di nucleo Introduceva il concetto di zone separate tra protoni ed elettroni LIMITI Non giustificava come gli elettroni potessero ruotare indefinitivamente attorno al nucleo Non giustificava come i protoni potessero rimanere uniti nel nucleo, malgrado la repulsione elettrostatica tra cariche uguali 20

21 Nel 1913 il modello di Rutherford venne ulteriormente perfezionato da Bohr che introdusse il concetto di energia quantizzata ossia il concetto per cui agli elettroni non sarebbe concesso di percorrere tutte le orbite teoricamente possibili ma solamente quelle caratterizzate da certi valori predeterminati di energia. 21

22 Bohr (1913): modello a livelli o stati stazionari 3 modello atomico 1. La massa dell atomo è concentrata nel nucleo 2. Struttura di tipo planetario 3. Gli elettroni ruotano intorno al nucleo percorrendo delle traiettorie o orbite circolari di raggio crescente man mano che ci si allontana 22

23 4. Ad ogni traiettoria compete un valore di energia quantizzata 5. Gli elettroni che la percorrono mantengono questa energia indefinitivamente senza pericolo di perderla e cadere nel nucleo 6. Esistendo più orbite, esistono intorno al nucleo VARI LIVELLI ENERGETICI : K, L, M, N, O 7. Per somministrazione di energia l elettrone viene eccitato Livello inferiore > livello superiore (assorbimento di un fotone) Livello superiore > livello inferiore (spettri) 23

24 2 concetti fondamentali introdotti da Bohr Concetto di energia quantizzata: Agli elettroni non era concesso di percorrere tutte le traiettorie possibili ma solo alcune di esse dotate di un determinato valore di energia Numero quantico principale ( N ): Valori interi che quantizzano l energia di un orbitale Interpretazione degli spettri di emissione e di assorbimento 24

25 Nel 1915 Sommerfield, riprese e perfezionò ulteriormente il modello di Bohr e propose un modello, comunemente accettato anche oggi, sia pure con le aggiunte e la precisazioni proposte da Heisenberg, De Broglie (1924) e Schrodinger (1926) 25

26 Sommerfeld (1915): 4 modello Il modello atomico di Bohr era applicabile solo allo spettro atomico dell Idrogeno Il perfezionamento di questo modello rese possibile estenderlo agli atomi polielettronici Aumenta il numero e forma delle orbite Aumenta il numero di salti possibili per gli elettroni (righe negli spettri) Numero quantico angolare ( l ): forma dell orbita 26

27 Natura ondulatoria e corpuscolare della materia: De Broglie (1924): Anche un entità come un elettrone può comportarsi come un onda Esiste una relazione fra lunghezza d onda e materia 27

28 Schrodinger (1926): teoria sulla meccanica ondulatoria equazione d onda: moto dell elettrone nell atomo concetto di orbita come traiettoria percorsa dall elettrone, sostituito dal concetto di orbitale Heisenberg(1927): principio di indeterminazione è impossibile determinare simultaneamente la posizione e la velocità di una particella 28

29 Nuova concezione di elettrone Non è più considerato un corpuscolo materiale che ruota su livelli e orbite determinate ma: 1) Viene inteso come una carica elettrica 2) Descritto come un onda 3) Rappresentato come una nube Gli orbitali sono regioni, entro cui è massima la probabilità di localizzare l elettrone L ELETTRONE PERDE LA SUA INDIVIDUALITA COME CORPUSCOLO E SI TRASFORMA IN UNA ONDA DI PROBABILITA 29

30 Natura ondulatoria dell elettrone Pur rimanendo incontestabile la natura corpuscolare dell elettrone, di cui si conosce esattamente la massa, dobbiamo dire che questa particella possiede anche natura ondulatoria Dal confronto tra le equazioni di Plank e di Einstein risulta evidente la natura dualistica ondulatorio-corpuscolare dell elettrone così come per il fotone 30

31 equazione di Planck : = h equazione di Einstein : = mc 2 - energia h - costante di Planck = 6, J.s - frequenza - lunghezza d onda m - massa c - velocità della luce 31

32 = h ma essendo = c/ possiamo scrivere = h c/ ma l eq. di Einstein ci dice che = mc 2 per cui possiamo uguagliare le due equazioni: semplificando il temine c h c/ = mc 2 h / = mc = h / mc 32

33 = h / mc m = 9, g c = 5, m/sec h = 6, J s = 0, m (0.122 nm) Corrisponde alla lunghezza d onda dei raggi X 33

34 Attualmente noi consideriamo che gli atomi siano costituiti da: Protoni ed Elettroni in numero paritetico, Neutroni in numero uguale o superiore a quello dei protoni. queste particelle sono disposte in due regioni fondamentali ben distinte: il nucleo : costituito dai protoni e dai neutroni, che costituisce oltre il 99% della massa dell atomo stesso gli orbitali: sui quali sono disposti gli elettroni e che, a differenza di quanto proposto in precedenza, vengono definiti come la regione di spazio intorno al nucleo nel quale è massima la probabilità di trovare un elettrone. 34

35 Schema della costituzione atomica elettroni orbite degli elettroni nucleo neutroni protoni 35

36 Secondo questi modelli, l elettrone è una particelle che si muove nell ambito di una regione precisa ed il suo movimento è definito dalla EQUAZIONE D ONDA che Schrődinger introdusse nel 1926 e che può essere risolta assegnando all elettrone degli stati energetici ben definiti, (in accordo alla teoria quantistica). Per ottenere delle soluzioni accettabili è necessario, però attribuire solo certi valori ad alcuni parametri che appaiono nella equazione d onda, parametri che prendono il nome di NUMERI QUANTICI e sono indicati con le lettere n, l, m. Ad ogni terna di numeri quantici corrisponde un ORBITALE 36

37 n numero quantico principale indica l energia dell orbitale, in quanto determina la grandezza dell orbitale stesso, ossia la distanza media nucleo-elettrone teoricamente può assumere tutti i valori interi tra 1 e, in pratica assume solo i valori da 1 a 7 I vari livelli vengono indicati anche con le lettere K, L, M, N. l numero quantico secondario definisce la forma dell orbitale può assumere tutti i valori compresi tra 0 e n 1, a ciascuno dei quali corrispondono le lettere s, p, d, f. 37

38 m numero quantico magnetico - rappresenta il numero di possibili orientamenti che può assumere l orbitale nello spazio può assumere valori compresi tra l e + l esiste anche un quarto numero quantico: m s numero quantico di spin può assumere solamente due valori ½ e +½ ed è relativo alle due possibilità di orientamento del moto dell elettrone. 38

39 A titolo di esempio, riportiamo i possibili tipi di orbitali che si possono ottenere dalla combinazione opportuna dei vari numeri quantici. per n = 1 avremo: n = 1 I = 0 m = 0 Livello K Sottolivello s Nessun orientamento Questo indica che nel primo livello è presente solamente un orbitale s, con simmetria sferica, e che in base ai valori del numero quantico ms : ms = -½ ms = +½ potrà accogliere due soli elettroni. 39

40 Orbitali s Tutti gli orbitali di tipo s hanno simmetria sferica La loro funzione d'onda è sempre positiva; Le dimensioni aumentano all'aumentare del numero quantico n. 40

41 per n = 2, avremo n = 2 l = 0 m = 0 Livello L Sottolivello s Nessun orientamento n = 2 l = 1 m = -1, 0, +1 Livello L Sottolivello p Tre possibili orientamenti 41

42 Questi valori indicano che nel secondo livello (L) sono presenti 2 sottolivelli, di cui il primo può accogliere 1 solo orbitale s a simmetria sferica il secondo può accogliere 3 orbitali p, orientati nello spazio secondo le direzioni dei tre assi cartesiani tradizionali, che vengono indicati con i simboli p x, p y e p z. Ciò indica anche che, in base ai valori di m s l orbitale s potrà accogliere 2 elettroni, gli orbitali p due elettroni ciascuno, (3 x 2 = 6) in totale = 8 elettroni complessivi nel secondo livello. 42

43 Orbitali p La simmetria è assiale; L'orbitale tridimensionale si può generare per rotazione attorno al suo asse di simmetria. Anche nel caso degli orbitali p le dimensioni aumentano all'aumentare del numero quantico n. 43

44 per n = 3, avremo: n = 3 l = 0 m = 0 n = 3 l = 1 m = -1, 0, +1 n = 3 l = 2 m = -2, -1, 0, +1, +2 Livello M Sottolivello s Nessun orientamento Livello M Sottolivello p Tre possibili orientamenti Livello M Sottolivello d Cinque possibili orientamenti 44

45 Questi valori indicano che nel terzo livello (M) sono presenti tre sottolivelli, il primo può accogliere un 1 orbitale s a simmetria sferica, il secondo 3 orbitali p, orientati nello spazio secondo le direzioni dei tre assi cartesiani, indicati come p x, p y e p z il terzo 5 orbitali d con orientamenti ancora più complessi nello spazio indicati come: d xy, d xz, d yz, d x 2 -y2, d z 2 In base ai valori di m s gli elettroni localizzati in questo livello saranno: 2 nell orbitale s 6 negli orbitali p 10 negli orbitali d per complessivi = 18 elettroni. 45

46 Orbitali d 46

47 Il riempimento degli orbitali deve tener conto di diversi fenomeni, tra i quali quelli indicati da : Il principio di esclusione di Pauli che partendo dalla teoria dei quanti, è arrivato a dimostrare come in ogni orbitale sia possibile inserire solamente due elettroni con spin opposti Regola di Hund, secondo la quale a temperatura ambiente, tutti gli elettroni sono nel loro stato energetico più basso, ossia lo stato fondamentale, per cui riempiendo una serie di orbitali, si dovranno prima sistemare 1 elettrone per orbitale e solo in un secondo tempo completare la formazione dei doppietti. Lo stato più stabile è quella con il maggior numero di spin paralleli (disaccoppiati) 47

48 Riassumendo, possiamo schematizzare così la disposizione degli elettroni nei primi livelli 48

49 Rappresentazione schematica del livello energetico dei diversi strati elettronici L energia aumenta all aumentare del numero quantico principale n 49

50 Livelli energetici ipotetici e reali dei vari strati elettronici 50

51 Riempimento dei livelli energetici 51

52 Schema di riempimento Principio di aufbau Secondo il quale gli elettroni riempiono gli orbitali a partire da quello a minor energia (N.Bohr, 1920) 52