Capitolo 4 Le teorie della materia

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1 Capitolo 4 Le teorie della materia 1.L atomo e la sua storia 2.La nascita della moderna teoria atomica: da Lavoiser a Dalton 3.La teoria atomica e le proprietà della materia 4.La teoria cinetico-molecolare della materia 1

2 1. L atomo e la sua storia La materia è formata da particelle microscopiche, gli atomi. Democrito ( a.c.) fu il primo che attribuì il nome «atomi» a particelle infinitamente piccole, immutabili, indistruttibili e indivisibili. Il primo modello atomico fu proposto dopo ventidue secoli. 2

3 2. La nascita della moderna teoria atomica: da Lavoisier a Dalton Nell Ottocento, John Dalton ipotizzò il primo modello atomico su basi sperimentali, a cui seguirono gli studi di Antoine Lavoisier e di Joseph-Louis Proust. 3

4 2. La nascita della moderna teoria atomica: da Lavoisier a Dalton Lavoisier studiò sperimentalmente le trasformazioni chimiche arrivando a enunciare la legge di conservazione della massa. In una reazione chimica, la massa dei reagenti è esattamente uguale alla massa dei prodotti. 4

5 2. La nascita della moderna teoria atomica: da Lavoisier a Dalton Proust scompose numerosi composti minerali negli elementi costitutivi misurandone le diverse quantità e proporzioni, arrivando a enunciare la legge delle proporzioni definite. In un composto, il rapporto tra le masse degli elementi che lo costituiscono è definito e costante. 5

6 2. La nascita della moderna teoria atomica: da Lavoisier a Dalton John Dalton fu il primo a formulare una teoria atomica. 6

7 2. La nascita della moderna teoria atomica: da Lavoisier a Dalton Dalton osservò che alcune coppie di elementi possono combinarsi tra loro in modi diversi e dare origine a più di un composto. 7

8 2. La nascita della moderna teoria atomica: da Lavoisier a Dalton Dalton arrivò così a enunciare la legge delle proporzioni multiple. Quando un elemento si combina con la stessa massa di un secondo elemento per formare composti diversi, le masse del primo elemento stanno fra loro in rapporti semplici, esprimibili tramite numeri interi piccoli. 8

9 2. La nascita della moderna teoria atomica: da Lavoisier a Dalton La prima teoria atomica proposta da Dalton si basa sui seguenti punti 1. la materia è fatta di atomi piccolissimi, indivisibili e indistruttibili; 2. tutti gli atomi di uno stesso elemento sono identici e hanno la stessa massa; 3. gli atomi di un elemento possono essere convertiti in atomi di altri elementi; 9

10 2. La nascita della moderna teoria atomica: da Lavoisier a Dalton 4. gli atomi di un elemento si combinano solo con numeri interi di atomi di un altro elemento; 5. gli atomi non possono essere né creati né distrutti, ma si trasferiscono interi da un composto all altro. La teoria concorda con le leggi della conservazione della massa e delle proporzioni definite. 10

11 2. La nascita della moderna teoria atomica: da Lavoisier a Dalton 11

12 3. La teoria atomica e le proprietà della materia Gli elementi sono costituiti da atomi che hanno identiche proprietà chimiche. 12

13 3. La teoria atomica e le proprietà della materia Le proprietà macroscopiche sono il risultato dell unione dei tantissimi atomi che costituiscono un oggetto; non sono il prodotto delle proprietà microscopiche. 13

14 3. La teoria atomica e le proprietà della materia La molecola è un raggruppamento di due o più atomi che possiede proprietà chimiche caratteristiche. Esistono molecole formate da atomi dello stesso tipo come le molecole diatomiche. 14

15 3. La teoria atomica e le proprietà della materia Altre molecole sono formate anche da più di due atomi dello stesso tipo. 15

16 3. La teoria atomica e le proprietà della materia La formula di una molecola indica da quali elementi essa è costituita e quanti atomi di ciascun elemento essa contiene. 16

17 3. La teoria atomica e le proprietà della materia La formula che utilizziamo per indicare quali e quanti atomi costituiscono la molecola di un composto è chiamata formula bruta o grezza. 17

18 3. La teoria atomica e le proprietà della materia Le proprietà microscopiche, ovvero le proprietà chimiche, dipendono dalla natura degli atomi e delle molecole che costituiscono le sostanze. 18

19 3. La teoria atomica e le proprietà della materia La materia non è costituita soltanto da atomi e da molecole: molte sostanze sono costituite da particelle cariche elettricamente (gli ioni). Si definiscono ioni gli atomi (o i gruppi di atomi) con una o più cariche elettriche positive o negative. 19

20 3. La teoria atomica e le proprietà della materia Gli ioni carichi positivamente (per esempio, Na + ) si chiamano cationi. Gli ioni carichi negativamente (per esempio, Cl - ) si chiamano anioni. I composti ionici (come i sali) sono formati da cationi e anioni. 20

21 3. La teoria atomica e le proprietà della materia Le sostanze formate da ioni sono composti ionici. 21

22 4. La teoria cinetico-molecolare della materia La teoria cinetica spiega il comportamento della materia quando viene sottoposta a scambi di energia. Il contenuto di energia cinetica è diverso a seconda dello stato di aggregazione della materia. 22

23 4. La teoria cinetico-molecolare della materia Nei solidi le particelle non si muovono ma oscillano e vibrano intorno a posizioni fisse ben precise. 23

24 4. La teoria cinetico-molecolare della materia Nei liquidi le particelle sono a contatto, ma hanno maggiore libertà di movimento. 24

25 4. La teoria cinetico-molecolare della materia Le particelle dei gas hanno massima libertà di movimento con un moto totalmente disordinato. 25

26 4. La teoria cinetico-molecolare della materia La teoria cinetica spiega la relazione fra la temperatura e l energia cinetica media: la temperatura assoluta di un corpo è direttamente proporzionale all energia cinetica media delle particelle che lo costituiscono. 26

27 4. La teoria cinetico-molecolare della materia Scaldando un corpo, tuttavia, aumenta anche l energia potenziale perché le particelle che lo compongono si allontanano le une dalle altre. 27

28 4. La teoria cinetico-molecolare della materia La somma dell energia cinetica E c e dell energia potenziale E P delle particelle che costituiscono un sistema è detta energia interna: E interna = E c + E p 28

29 4. La teoria cinetico-molecolare della materia All aumentare della temperatura cresce l energia interna di un sistema, ovvero aumentano anche l agitazione e la distanza media delle particelle. 29

30 4. La teoria cinetico-molecolare della materia Le particelle si liberano dalle forze attrattive elettrostatiche passando da uno stato ordinato a uno via via più disordinato. 30

31 4. La teoria cinetico-molecolare della materia A parità di massa, l aumento del contenuto energetico è maggiore quando si passa dallo stato liquido a quello aeriforme che da solido a liquido. 31

32 4. La teoria cinetico-molecolare della materia Il calore latente di fusione è la quantità di energia necessaria per fondere completamente 1 kg di sostanza pura alla temperatura di fusione. 32

33 4. La teoria cinetico-molecolare della materia Il calore latente di vaporizzazione è la quantità di energia necessaria per fare evaporare completamente 1 kg di sostanza pura alla temperatura di ebollizione. 33

34 4. La teoria cinetico-molecolare della materia Durante un passaggio di stato, la temperatura rimane costante anche se si continua a fornire (o a sottrarre) calore. 34

35 4. La teoria cinetico-molecolare della materia Il calore latente di fusione e il calore latente di vaporizzazione sono proprietà intensive della materia e vengono utilizzati per identificare le sostanze pure. 35

36 4. La teoria cinetico-molecolare della materia Il calore latente di vaporizzazione di una qualsiasi sostanza pura è molto maggiore del calore latente di fusione. Infatti, è più difficile annullare le forze di coesione tra le particelle di un liquido che indebolire le forze di coesione di un solido. 36

37 4. La teoria cinetico-molecolare della materia Fanno eccezione quei solidi, come la naftalina e lo iodio, le cui forze di coesione sono così deboli, che passano dallo stato solido direttamente a quello aeriforme (sublimazione). 37

38 Capitolo 7 Le particelle dell atomo 1.La natura elettrica della materia 2.Le particelle fondamentali dell atomo 3.I modelli atomici di Thomson e Rutherford 38

39 Capitolo 7 Le particelle dell atomo 4. Numero atomico, numero di massa e isotopi 5. I tipi di decadimento radioattivo 6. Fissione e fusione nucleare 39

40 1. La natura elettrica della materia Il termine elettricità deriva dalla parola elektron che gli antichi Greci utilizzavano per spiegare il fenomeno dell elettrizzazione dell ambra per strofinio con un panno di lana. Fino alla fine del Settecento l elettricità era conosciuta solo la forma di elettricità detta statica. 40

41 1. La natura elettrica della materia Lo strofinio di qualsiasi oggetto provoca la comparsa su di esso di una carica elettrica che può attrarre piccoli oggetti. 41

42 1. La natura elettrica della materia La carica elettrica può essere positiva o negativa. Cariche di segno opposto si attraggono, cariche di segno uguale si respingono. 42

43 1. La natura elettrica della materia Un corpo è elettricamente neutro quando presenta un uguale numero di cariche positive e negative. Lo strofinio fa migrare da un corpo ad un altro cariche negative chiamate elettroni. Un oggetto elettricamente carico può caricare un altro corpo per induzione. 43

44 1. La natura elettrica della materia L esperimento di Thomson con i tubi di Crookes ha portato alla scoperta degli elettroni, particelle cariche negativamente che costituiscono le radiazioni definite raggi catodici. 44

45 1. La natura elettrica della materia La placca negativa fu chiamata catodo (-) e la placca positiva anodo (+). La radiazione proveniente dal catodo produceva una luminosità verdastra in fondo al tubo, dopo aver attraversato il foro della placca positiva. Tali radiazioni furono chiamate raggi catodici. 45

46 1. La natura elettrica della materia Gli atomi di tutti gli elementi contengono le stesse particelle negative, chiamate elettroni. Furono identificate altre particelle, che si muovevano verso il polo negativo, formando un fascio di raggi anodici. Si trattava quindi di particelle con carica positiva. 46

47 1. La natura elettrica della materia La particella elementare positiva, che ha la stessa carica dell elettrone e massa molto più grande, fu chiamato protone. 47

48 2. Le particelle fondamentali dell atomo Gli atomi di tutti gli elementi sono formati da tre particelle fondamentali elettrone: carica negativa, massa pari a 1, C; protone: carica positiva, massa pari a +1, C; neutrone: priva di carica elettrica massa poco superiore a quella del protone. 48

49 2. Le particelle fondamentali dell atomo Ogni atomo contiene un nucleo, cioè una zona molto piccola e densa in cui sono confinati i protoni e i neutroni: a tali particelle di dà il nome di nucleoni. 49

50 3. I modelli atomici di Thomson e Rutherford Rutherford determinò la natura delle particelle (atomi di elio privi di due elettroni) con le quali poi bombardò una sottilissima lamina d oro. Le particelle dopo l urto con gli atomi d oro venivano raccolte ed evidenziate su un apposito schermo. 50

51 3. I modelli atomici di Thomson e Rutherford 51

52 3. I modelli atomici di Thomson e Rutherford Studiando il comportamento delle particelle poté stabilire che, Rutherford gran parte di esse non subiva deviazioni e attraversava la lamina; alcune particelle subivano una deviazione con angolature diverse rispetto alla direzione iniziale; un numero molto esiguo rimbalzava, ma violentemente. 52

53 3. I modelli atomici di Thomson e Rutherford Sulla base dei risultati sperimentali Rutherford propose un nuovo modello di atomo l atomo è composto da un nucleo in cui sono concentrate carica positiva e massa; gli elettroni occupano lo spazio vuoto intorno al nucleo e vi ruotano intorno come pianeti; il numero di elettroni è tale da bilanciare la carica positiva del nucleo. 53

54 3. I modelli atomici di Thomson e Rutherford 54

55 4. Numero atomico, numero di massa e isotopi Soffermandoci sul nucleo, cioè sul cuore dell atomo, sappiamo che i nucleoni occupano uno spazio enormemente ridotto rispetto al volume totale dell atomo; l atomo ha una struttura essenzialmente vuota nella quale si muovono gli elettroni. 55

56 4. Numero atomico, numero di massa e isotopi Il numero di protoni presenti nel nucleo di un atomo si chiama numero atomico (Z). Se l atomo è neutro, questo numero è uguale a quello degli elettroni. 56

57 4. Numero atomico, numero di massa e isotopi Gli isotopi sono atomi dello stesso elemento aventi le stesse proprietà chimiche ma masse diverse, perché contengono un diverso numero di neutroni. 57

58 4. Numero atomico, numero di massa e isotopi Il numero di massa (A) è uguale alla somma del numero di protoni (Z) e del numero di neutroni (n ) contenuti nel nucleo A = Z + n 58

59 4. Numero atomico, numero di massa e isotopi Conoscendo il numero atomico e il numero di massa di un elemento si può calcolare il numero di neutroni contenuti nel suo nucleo n = A - Z 59

60 4. Numero atomico, numero di massa e isotopi Gli elementi allo stato naturale e nei composti contengono una miscela dei vari isotopi in percentuali ben determinate e costanti. Le proprietà fisiche osservate per ciascuno di essi sono la media di quelle dei singoli isotopi presenti. Oggi le masse atomiche si determinano attraverso lo spettrometro di massa. 60

61 Capitolo 8 La struttura dell atomo 1.La doppia natura della luce 2.L atomo di Bohr 3.Il modello atomico a strati 4.La configurazione elettronica degli elementi 5.Il modello a orbitali 61

62 1. La doppia natura della luce La luce è un particolare tipo di onda elettromagnetica che si crea per rapidissima oscillazione di cariche elettriche. L insieme delle onde elettromagnetiche costituisce lo spettro elettromagnetico. 62

63 1. La doppia natura della luce I parametri che caratterizzano le onde elettromagnetiche sono la velocità, la lunghezza d onda ( ) e la frequenza ( ). La lunghezza d onda si esprime in nanometri (nm) o in ångstrom (Å). La frequenza ( = 1/ ) si misura in Hertz (Hz). 63

64 1. La doppia natura della luce La diffrazione della luce è la caratteristica principale della sua natura ondulatoria. 64

65 1. La doppia natura della luce L interazione della luce con la materia è la prova che la luce ha anche natura corpuscolare. Possiamo considerare la luce e ogni radiazione elettromagnetica costituite da un insieme di particelle, chiamate fotoni. 65

66 1. La doppia natura della luce 66

67 1. La doppia natura della luce A ogni fotone è associata un energia espressa da E = h dove E = energia di un fotone di luce h = 6, J s (costante di Planck) = frequenza della radiazione elettromagnetica 67

68 1. La doppia natura della luce Ricordando che scrivere anche: = c/, la stessa relazione si può E = h c/ Queste due formule evidenziano i due aspetti della natura della luce: ondulatoria e corpuscolare. 68

69 2. L atomo di Bohr Lo spettro continuo è una serie di colori che si susseguono senza discontinuità, tipico dei solidi e dei liquidi portati all incandescenza. 69

70 2. L atomo di Bohr Lo spettro a righe, tipico dei gas rarefatti sottoposti a scarica elettrica, è formato da righe colorate discontinue (righe di emissione). 70

71 2. L atomo di Bohr La luce emessa dagli atomi non è continua e presenta soltanto alcune frequenze, caratteristiche per ciascun tipo di atomo. 71

72 2. L atomo di Bohr Ogni atomo emette un caratteristico spettro formato da una serie di righe separate da spazi neri. Possiamo usare gli spettri atomici per riconoscere gli elementi, come le impronte digitali per gli uomini. 72

73 2. L atomo di Bohr Attraverso i suoi studi Bohr spiegò perché soltanto certe radiazioni possono interagire con gli atomi e quale relazione intercorre tra radiazione luminosa e struttura atomica. Bohr perfezionò il modello di Rutherford e riuscì a spiegare la stabilità degli atomi e l emissione degli spettri a righe. 73

74 2. L atomo di Bohr 1. l elettrone percorre solo determinate orbite circolari dette orbite stazionarie; 2. all elettrone sono permesse solo certe orbite, a cui corrispondono determinati valori di energia (quantizzata); 3. per passare da un orbita a un altra a livello energetico più elevato, l elettrone assorbe energia; 74

75 2. L atomo di Bohr 4. per passare da un orbita a un altra a contenuto energetico minore, l elettrone emette un fotone di appropriata frequenza; 5. l energia del fotone emesso o assorbito corrisponde alla differenza di energia delle due orbite. 75

76 2. L atomo di Bohr Le orbite degli elettroni in un atomo sono quantizzate. 76

77 2. L atomo di Bohr Il numero quantico principale n indica il livello energetico associato a ogni orbita. Il livello più basso di energia è detto stato fondamentale. I livelli a energia superiore dello stato fondamentale si chiamano stati eccitati. 77

78 2. L atomo di Bohr A ogni salto di orbita si ha una transizione energetica, ovvero emissione di energia sotto forma di fotone. 78

79 2. L atomo di Bohr Ogni transizione dell elettrone da uno stato eccitato a un livello energetico inferiore è caratterizzata da una riga nello spettro di emissione. 79

80 2. L atomo di Bohr Il modello atomico di Bohr presentò presto tutti i suoi limiti: non era applicabile ad atomi con molti elettroni e non spiegava gli spettri atomici in presenza di un campo magnetico. 80

81 3. Il modello atomico a strati Gli elettroni sono legati al nucleo dall attrazione elettrostatica che si instaura tra le cariche positive e negative. Gli elettroni sono sistemati in livelli di energia crescenti, denominati strati o gusci elettronici. 81

82 3. Il modello atomico a strati I livelli sono n=1, n=2, n=3, n=4, n=5, n=6, n=7. Questi sette livelli di energia sono in grado di descrivere la struttura elettronica di tutti gli elementi della tavola periodica. Ciascun livello di energia è suddiviso in uno o più sottolivelli, designati con le lettere s, p, d, f. 82

83 3. Il modello atomico a strati Il numero massimo di elettroni che il livelli di energia possono contenere si ricava dalla relazione numero massimo di elettroni = 2 n 2 83

84 4. La configurazione elettronica degli elementi La rappresentazione completa dei sottolivelli occupati da tutti gli elettroni, in un atomo oppure in uno ione, è chiamata configurazione elettronica. 84

85 4. La configurazione elettronica degli elementi La successione degli orbitali in cui sistemare gli elettroni in ordine di energia crescente è: 85

86 5. Il modello a orbitali De Broglie ipotizzò che la doppia natura ondulatoria e corpuscolare fosse una proprietà universale della materia. Associò a ogni particella in movimento un onda. 86

87 5. Il modello a orbitali Il legame tra caratteristiche corpuscolari e ondulatorie si manifesta nella relazione = h / (m v) Si osserva che la quantità di moto dipende dalla lunghezza dell onda elettromagnetica con cui si propaga. 87

88 5. Il modello a orbitali Il principio di indeterminazione di Heisenberg afferma che non è possibile conoscere a ogni istante, contemporaneamente, la posizione e la velocità di un elettrone. 88

89 5. Il modello a orbitali 89

90 5. Il modello a orbitali Poiché le informazioni sul moto dell elettrone possono essere solo di tipo probabilistico, con la meccanica quantistica il concetto di orbita di un elettrone è superato e inadeguato. 90

91 5. Il modello a orbitali Le onde che si propagano con l elettrone in moto nell atomo possono essere descritte da una funzione matematica proposta da Schrödinger nel 1926: è l equazione d onda di Schrödinger. 91

92 5. Il modello a orbitali Le onde che si propagano con l elettrone in moto nell atomo possono essere descritte da una funzione matematica proposta da Schrödinger nel 1926: è l equazione d onda di Schrödinger. 92

93 5. Il modello a orbitali L equazione d onda di Schrödinger fornisce informazioni sulla probabilità di trovare l elettrone in un punto particolare dello spazio intorno al nucleo. 93

94 5. Il modello a orbitali La funzione d onda contiene tre numeri interi, detti numeri quantici (n, l e m) che definiscono lo stato quantico dell elettrone e ne specificano il valore di una proprietà. L orbitale è una funzione d onda elettronica caratterizzata da una particolare terna di valori di n, l e m. 94

95 5. Il modello a orbitali Il numero quantico principale n (n = 1, 2, 3,7) definisce il livello energetico dell elettrone che è proporzionale alla distanza dal nucleo. Il numero quantico secondario l (l = 0, 1,, n-1) determina le caratteristiche geometriche dell orbitale (sottolivello energetico). valori di l: orbitale: s p d f 95

96 5. Il modello a orbitali La superficie di contorno degli orbitali s è una sfera il cui volume aumenta all aumentare del numero quantico principale n. 96

97 5. Il modello a orbitali La superficie di contorno degli orbitali p è un doppio lobo che si espande lungo gli assi x, y e z. 97

98 5. Il modello a orbitali La superficie di contorno degli orbitali d è a quattro lobi. 98

99 5. Il modello a orbitali Il numero quantico magnetico m (m = -l, 0, +l) definisce quanti orbitali della stessa forma, ma con orientazione diversa, possono coesistere in un sottolivello. 99

100 5. Il modello a orbitali 100

101 5. Il modello a orbitali La scoperta del quarto numero quantico, portò Pauli a enunciare il principio di esclusione, secondo il quale in un orbitale possono essere presenti al massimo due elettroni con spin opposto o antiparallelo. +½ -½ 101

102 5. Il modello a orbitali Ogni orbitale è rappresentato da un quadratino ( ). Per mostrare gli elettroni si usano le frecce (, ) e per disegnare le frecce ci sono tre regole 1. ogni orbitale può contenere al massimo due elettroni, purché di spin opposto (principio di esclusione di Pauli); 102

103 5. Il modello a orbitali 2. si occupano prima gli orbitali a più bassa energia e poi quelli a energia più elevata (principio della costruzione progressiva o di Aufbau); 3. se ci sono orbitali della stessa energia, prima si colloca un elettrone su ciascun orbitale vuoto e poi si completano gli orbitali semipieni (regola di Hund). 103

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