Tutta la materia è fatta da particelle piccolissime, invisibili ed indivisibili dette ATOMI; ELEMENTO: sostanza formata da un solo tipo di atomi, tutti uguali e con le stesse proprietà chimiche; COMPOSTO: sostanza formata da almeno 2 tipi di atomi diversi, chimicamente legati tra loro e sempre con gli stessi rapporti numerici; Gli atomi di elementi diversi differiscono per la massa e per le proprietà chimiche. Nelle reazioni chimiche gli atomi rimangono inalterati e si ritrovano nei prodotti, combinati tra loro in modo diverso. 1
E conosciuta dall antichità: Elektron = AMBRA Nella materia ci sono due tipi di cariche: positive e negative Normalmente la materia è neutra cioè cariche + e sono in ugual numero Se strofiniamo una penna con un panno di lana o di pelle, creiamo uno sbilanciamento delle cariche e la penna attrae oggetti molto leggeri (es. carta) Carica elettrica = quantità di elettricità posseduta da un corpo CARICHE ELETTRICHE DELLO STESSO SEGNO SI RESPINGONO E CARICHE DI SEGNO OPPOSTO SI ATTRAGGONO 2
PRIMI ESPERIMENTI (Crookes - 1879): ai due elettrodi è applicato un voltaggio elevato, (10.000 volt) e dentro il tubo è posto del gas rarefatto (P=1E-3 atm). Si ha una scarica elettrica e sulla parete dietro l anodo (+) si ha una fluorescenza. DAL CATODO PARTONO QUINDI DEI RAGGI, CHE VENGONO DETTI: RAGGI CATODICI 3
Hanno carica negativa Si propagano in linea retta: infatti se mettiamo un ostacolo dentro il tubo, sulla parete opposta viene proiettata un ombra che ha la forma dell ostacolo (es. una croce) Hanno natura corpuscolare: fanno girare un piccolo mulinello Cambiando il metallo del catodo o il gas contenuto nel tubo le particelle sono sempre identiche. SONO UN FLUSSO DI ELETTRONI 4
DETERMINAZIONE RAPPORTO q/m (Thomson): q e /m e = -1.76x10 8 C/g DETERMINAZIONE DELLA CARICA DELL ELETTRONE (Millikan -1909) q e = -1.6x10-19 C m e = 9.109x10-28 g 5
Un fascio di raggi luminosi detti raggi canale si muove in senso opposto ai raggi catodici e determina una fluorescenza sullo schermo di P sul fondo del tubo (Goldstein 1886); Tali raggi hanno carica positiva; Variando il gas nel tubo varia la massa di queste particelle (con l idrogeno è la più bassa di tutte m=1.673x10-24 g). La massa delle altre particelle è sempre multipla della massa dell idrogeno. 6
Gli elettroni emessi dal catodo collidono con le molecole del gas. In questo urto le molecole perdono un elettrone e si trasformano in frammenti con carica positiva. La particella elementare positiva, proveniente dall idrogeno è detta PROTONE (dal greco Proteios cioè di prima importanza). La carica di queste particelle è + 1.6x10-19 C (Wien 1911) Nel 1933 Chadwich scoprì un altra particelle subatomica senza carica elettrica, avente m = 1.675x10-24 g che fu chiamata NEUTRONE 7
Nome Particella Carica elettrica (C) Carica relativa rispetto al protone Massa (g) Massa/Massa protone Elettrone (e) -1.6 x10-19 -1 9.1x10-28 1/1836 Protone (p) +1.6 x10-19 +1 1.673x10-24 - Neutrone (n) 0 0 1.675x10-24 Circa 1 MA IN QUALE MODO QUESTE PARTICELLE SONO POSTE DENTRO L ATOMO??... 8
Deriva dalle esperienze di Thomson e Goldstein; L atomo nel suo insieme è neutro; L atomo è fatto da una massa positiva di forma sferica nella quale sono immersi gli elettroni (modello a panettone ); La ddp applicata nei tubi di Crookes separa le cariche positive e negative. 9
E stata scoperta da H. Becquerel nel 1896. I coniugi Curie nel 1898 hanno isolato due elementi (polonio e radio) più radioattivi dell uranio. I nuclei radioattivi sono instabili e si trasformano spontaneamente in altri più stabili, dando luogo ai decadimenti radioattivi. In questo processo emettono differenti tipi di radiazioni: raggi α (alfa): He ++ (nucleo di elio formato da 2p + e 2n) raggi β (Beta): elettroni raggi γ (gamma): radiazioni ad altissima energia 10
Rutherford nel 1910 pensò di verificare sperimentalmente il modello proposto da Thomson ed utilizzò i raggi α per bombardare una lamina d oro molto sottile (circa 0.04 mm). Conclusioni: Non erano spiegabili con il modello di Thomson le deviazioni consistenti di alcuni raggi α né i pochi raggi α (1/20.000) che rimbalzavano indietro; 11
Rutherford ipotizzò quindi il seguente modello: a) un atomo praticamente vuoto nel quale la maggior parte dei raggi α potevano passare indisturbati; b) una zona piccolissima dentro l atomo (nucleo), nel quale era concentrata tutta la carica positiva e la massa e quindi in grado di deviare/far rimbalzare le particelle α; c)gli elettroni ruotano attorno al nucleo a una distanza notevole come pianeti attorno al sole e bilanciano esattamente la carica positiva del nucleo; 12
Nel modello di Rutherford non sono presenti i neutroni perché non erano ancora stati scoperti. Vari esperimenti avevano però evidenziato che l atomo di elio aveva una massa 4 volte più grande di quello di idrogeno, ma aveva solo il doppio degli elettroni. Era stato anche ipotizzato che nel nucleo di elio ci fossero 4 protoni e 2 elettroni. Finché nel 1932 Chadwick scoprì una nuova particella con massa circa uguale al protone e senza carica. Tali particelle (NEUTRONI) stanno nel nucleo e tengono separati i protoni in modo da diminuire la repulsione elettrostica, (fanno da cuscinetti ). 13
Nelle trasformazioni chimiche i nuclei rimangono inalterati, quindi proprio il nucleo rappresenta la carta d identità degli atomi. NUMERO ATOMICO (Z) = Numero di protoni presenti nel nucleo NUMERO DI MASSA (A) = è il numero totale dei nucleoni, cioè delle particelle presenti nel nucleo. A = n+p = n + Z A Z X 14
Atomi di un elemento che hanno lo stesso numero atomico ma diverso numero di massa (cioè differiscono per il numero di neutroni). Quasi tutti gli elementi in natura sono costituiti da isotopi (eccezioni F, Au). Sono stati trovati circa 300 differenti isotopi variamente distribuiti tra tutti gli elementi. Gli isotopi hanno lo stesso comportamento chimico dato che esso dipende dal numero degli elettroni. Per descrivere un atomo devo quindi conoscere il numero dei protoni e dei neutroni. Gli isotopi sono anche detti NUCLIDI. 15
FAMIGLIA ISOTOPICA = insieme degli isotopi di uno stesso elemento, sia naturali che artificiali. Sono ad esempio nuclidi il carbonio-12, il carbonio-13 e l uranio-235. 12 6 C Carbonio - 12 16
Nel modello di Rutherford gli elettroni ruotavano attorno al nucleo con moto circolare; La forza di attrazione tra nucleo ed elettroni era bilanciata dalla forza centrifuga e quindi l elettrone si manteneva in un orbita costante, ma: A) Questo modello era in contrasto con le leggi dell elettromagnetismo, secondo le quali una particella carica che si muove di moto non rettilineo emette energia sotto forma di luce, di tutte le lunghezze d onda; B) A causa di questa perdita di energia, l elettrone sarebbe inoltre dovuto ricadere sul nucleo, con un movimento a spirale, in un tempo brevissimo (10-8 s). Invece: L atomo è un sistema stabile!! Tutti gli atomi (sia delle sostanze gassose che dei metalli), quando vengono scaldati emettono degli spettri a righe, non spettri continui. 17
La luce è costituita da onde elettromagnetiche, formate dalla propagazione di un campo magnetico (M) e di un campo elettrico (E) che sono tra loro perpendicolari. Consideriamo solo la componente elettrica, un onda viene rappresentata quindi come: c = λ ν dove c = velocità della luce (nel vuoto) =300.000 Km/s =3x10 8 m/s λ (lambda)= lunghezza d onda (m) ν (ni) = frequenza (s -1 ) =Hz 18
Il nostro occhio vede solo una piccola parte delle radiazioni (luce visibile) e percepisce le radiazioni con lunghezza d onda diversa come luce di vari colori. Luce monocromatica = fatta da un solo colore, o meglio da una sola lunghezza d onda. La luce del sole (o anche quella artificiale delle lampade), è fatta da un miscuglio di colori, ed è detta luce policromatica. La luce policromatica può essere divisa nei suoi colori utilizzando ad esempio un prisma (dispersione della luce). Si ottiene uno spettro continuo, cioè un insieme di radiazioni di colore diverso che si susseguono in modo continuo. Fenomeno naturale di dispersione della luce: arcobaleno Se scaldiamo invece degli elementi in fase gassosa otteniamo uno spettro fatto solo da alcune righe, (spettro a righe). Ad esempio lo spettro dell idrogeno è fatto da 4 righe. 19
È l insieme delle radiazioni elettromagnetiche; Si divide in regioni spettrali: visibile, UV, IR, microonde, onde radio 20
Tra la fine del 1800 e l inizio del 1900 molti fisici studiarono gli spettri dei corpi. Il colore dei corpi cambia con la temperatura: a) se scaldiamo del ferro esso diventa prima rosso, poi giallo, poi bianco; b) anche il colore delle stelle dipende dalla loro temperatura. Infatti le stelle più fredde (T <3000 K) ci appaiono rosse e quelle più calde (T> 30.000K) di colore azzurro (il sole ha una T di circa 6000 C!!). M. Planck arrivò a concludere che: l energia luminosa viene emessa dai corpi sotto forma di pacchetti di energia detti quanti ; La relazione tra energia e frequenza della luce è data da: E= hν (dove h= costante di Planck= 6.63 10-34 J s) 21
L idea che l energia si liberi solo a pacchetti era decisamente rivoluzionaria. Einstein chiamò questi pacchetti di luce FOTONI. La luce ha cioè una doppia natura ONDULATORIA e PARTICELLARE. Alcuni fenomeni della luce (diffrazione della luce su un CD) possono essere spiegati considerandola come onda ed altri fenomeni (es. effetto fotoelettrico), considerandola come formata da quanti di luce. 22
Basandosi sugli studi degli spettri di assorbimento e di emissione degli atomi, Bohr nel 1913 propose il seguente modello: 1) l elettrone ruota attorno al nucleo soltanto in determinate orbite circolari (orbite stazionarie), che soddisfano la seguente relazione: r = n h 2π m cos t dove: n = numero quantico principale = 1,2,3 (intero) n h = costante di Planck= 6.63*10-34 j/s, m e v = massa e velocità dell elettrone v = 23
Sia le orbite che le energie possono assumere solo alcuni valori (sono quantizzate) e dipendono dal valore di n. Lo stato dell elettrone, avente n=1, si chiama stato fondamentale, gli altri si chiamano stati eccitati. 2) Muovendosi su queste orbite (permesse), l elettrone non irradia energia. 24
3) Fornendo energia ad un elettrone, esso passa dallo stato fondamentale ad uno eccitato, dove però è instabile e rimane per un tempo brevissimo (10-8 s) per poi passare ad uno stato meno energetico (non necessariamente a quello fondamentale). L energia assorbita viene riemessa sotto forma di radiazione di una ben definita lunghezza d onda, calcolabile dalla equazione di Planck. Ogni riga dello spettro corrisponde quindi ad una transizione da uno stato eccitato ad uno con energia più bassa. 25
Questo modello spiegava molto bene lo spettro dell atomo di idrogeno e con piccole correzioni poteva essere applicato anche ad altri atomi semplici (es. Li + ). LIMITI: Non riusciva invece a calcolare le frequenze delle righe di atomi con più elettroni. Non spiegava perché l elettrone muovendosi su un orbita permessa non dovesse perdere energia. Inoltre, con l utilizzo degli spettroscopi, si vide che in realtà le righe degli spettri erano fatte da gruppi di righe più sottili, tali sdoppiamenti non erano spiegabili con il modello di Bohr. 26
Sommerfeld propose allora un nuovo modello atomico (che perfezionava quello di Bohr ed è stato usato fino al 1925), nel quale le orbite erano ellittiche e erano utilizzati 4 numeri quantici per descrivere l orbita dell elettrone. Anche tale modello però non riusciva a descrivere in modo completo atomi con molti elettroni. La meccanica classica era però inadeguata nello spiegare i sistemi microscopici (atomi e molecole). 27
De Broglie nel 1924 ipotizzò che ogni particella in movimento (carica o neutra) presenti una doppia natura particellare e ondulatoria. L aspetto ondulatorio è però evidente solo quando la massa delle particelle è molto piccola: λ = h m v Esempio: ad una palla da tennis (massa circa 50 g e v=20m/s) è associata un onda con λ = ~ 7 10-34 m, troppo piccola quindi per essere rivelata. Ipotizzò quindi che anche l elettrone potesse avere, (come la luce) una doppia natura, particellare e ondulatoria. Le onde associate a qualunque corpo sono dette onde di materia (da non confondere con le onde elettromagnetiche). 28
Nel 1927 Heisenberg osservò che nel mondo macroscopico era possibile misurare tutte le grandezze necessarie per descrivere il moto di un corpo (posizione, velocità..). Nel mondo microscopico invece la misura che facciamo altera (disturba) le caratteristiche del moto e quindi introduciamo un errore nella misura. Ad esempio nel momento in cui vogliamo determinare la posizione di un elettrone noi utilizziamo dei fotoni (luce) che però perturbano il moto dell elettrone perché gli trasmettono energia. PRINCIPIO DI INDETERMINAZIONE: non è possibile misurare contemporaneamente e con precisione assoluta la posizione di un elettrone e la sua velocità 29
Non ha senso quindi secondo Heinsemberg parlare di orbita dell elettrone e di traiettoria definita intorno al nucleo, perché non siamo in grado di misurarla. ERA NECESSARIO QUINDI UN APPROCCIO DIVERSO ALLE TEORIE ATOMICHE. 30
Il modello atomico attualmente utilizzato ha avuto origine da due distinte teorie: - Teoria della meccanica ondulatoria: Schrödinger nel 1926 aveva elaborato una equazione matematica (equazione d onda) in grado di rappresentare la natura ondulatoria dell elettrone. - Teoria della meccanica quantistica: nata da un idea di Heisenberg con il contributo di Born e Jordan, descrive la relazione tra le frequenze e le intensità delle righe spettrali emesse dai sistemi eccitati. Le due teorie hanno portato a risultati analoghi. 31
TEORIA MECCANICA ONDULATORIA (SCHRÖDINGER) TEORIA MECCANICA QUANTISTICA (HEISEMBERG) MODELLO QUANTO MECCANICO (MODELLO A ORBITALI) Tale modello, detto QUANTO MECCANICO su base ondulatoria è figlio di entrambe le teorie. 32
Gli orbitali sono rappresentati da equazioni (molto complesse) ed astratte (equazioni di Schrödinger). Le soluzioni di tali equazioni sono chiamate funzioni d onda e sono indicate con ψ (psi). Ci permettono di calcolare i valori delle energie (quantizzate) degli stati elettronici. Ψ 2 è proporzionale alla probabilità che l elettrone sia presente in una determinata regione di spazio. Con l aiuto del computer si possono quindi disegnare le superfici tridimensionali che hanno la stessa probabilità. Se prendiamo una superficie che delimita uno spazio dove la probabilità è molto alta possiamo dire, con buona approssimazione, che rappresenta lo spazio dove si trova l elettrone. 33
Nelle teorie moderne viene abbandonato quindi il concetto di orbita e si passa a quello di orbitale. ORBITA = Traiettoria ben definita dell elettrone intorno al nucleo. ORBITALE = Regione di spazio nella quale la probabilità di trovare l elettrone è del 95 %. Tale modello è in accordo con le evidenze sperimentali e conferma ad esempio il raggio calcolato da Bohr per l elettrone dell atomo di idrogeno (0.053 nm). Nelle soluzioni dell equazione di Scrödinger sono presenti 4 numeri, detti numeri quantici. Tali numeri descrivono gli orbitali ed hanno lo stesso significato fisico di quelli presenti nel modello di Bohr Sommerfield. 34
Simbolo Nome Valori permessi Significato fisico n Numero quantico principale Interi da 1 a (per gli atomi non eccitati da 1 a 7) Livello energetico (energia dell elettrone) l Numero quantico secondario Interi da 0 a n-1 Forma (tipo) di orbitale (orbitali s, p,d, f) m l (o m) Numero quantico magnetico Interi da -l..0..+l Possibili orientamenti spaziali dell orbitale (numero di orbitali di quel tipo) m s Numero quantico di spin +1/2; -1/2 Senso di rotazione dell elettrone su se stesso* Nelle teorie moderne indica in realtà la polarizzazione dell onda, ma per semplicità manteniamo il significato proveniente dalle teorie basate sulla meccanica classica. 35