L' atomo e la sua struttura

Presentazione sul tema: "L' atomo e la sua struttura"— Transcript della presentazione:

1 L' atomo e la sua struttura
Liceo Scientifico “ Enrico Fermi “ Sant’Agata Militello (ME) L' atomo e la sua struttura Particelle Alfa Beta Gamma I legami chimici Teoria atomica moderna Gli orbitali Le particelle subatomiche Il numero atomico Isotopi Modelli Atomici La Tavola Periodica

2 L’atomo, per molti secoli ritenuto indivisibile, è formato da particelle più piccole:
Il protone, una particella carica positivamente, con massa all’incirca pari ad 1 u. m. a. L’elettrone, una particella carica negativamente, con massa all’incirca 1836 volte più piccola di quella del protone. Il neutrone, una particella neutra, con massa leggermente superiore a quella del protone.

3 protoni mp nucleo neutroni mn elettroni me mp : mn : me  1 : 1 : 0,00054

4 Z protoni N neutroni Z elettroni mp = 1.673 • 10-27 kg
q = +e = 1.6 • C N neutroni mn = • kg q = 0 Z elettroni me = • kg q = -e = -1.6 • C Rnucleo  m = 1 fm Ratomo  m = 1 Å Ratomo  105 Rnucleo il nucleo è volte più piccolo dell’atomo!

5 Numero atomico e peso atomico
92 elementi naturali atomi nucleo (protoni, neutroni) + elettroni dimensioni » 10–8 cm = Å Z = numero atomico Numero di massa: A = Z + N A = numero di massa N = numero di neutroni peso atomico : Riferito all' isotopo 12 del carbonio (12C) unità di misura SI : 1 unità di massa atomica (u.m.a.) = 1 dalton = 1.66 ∙10-24 g

6 Atomi, nuclei, particelle: le loro dimensioni

7 Le particelle subatomiche
elettrone protone neutrone – e + e carica elettrica dimensione < 10–18 cm(*) 10–13 cm 10–13 cm massa 9.07 ∙10–28 g 1.673∙10–24 g 1.675∙10–24 g vita media stabile stabile 17 min (**) (**) neutrone libero (*) limite superiore

8 Raggio atomico e energia di ionizzazione
raggio medio : Li Na B O Cl K Fe Rb Ag I Cs Bi Pb 1.0 2.0 3.0 10 20 30 40 50 80 r (Å) Z unità di misura: 1 eV = J 10 energia di ionizzazione : energia di ionizzazione per elettrone singolo H He Li Ne Na Ar Ga Kr Rb Xe In Nd Tl Rn U 5 15 20 25 Z Ei (eV) 92

9 Il numero atomico si indica con Z ed identifica tutti gli elementi chimici:
Es. Z= 1 (Idrogeno); Z=2 (Elio); I protoni si trovano nel nucleo, che costituisce il cuore dell’atomo, il loro numero ( numero atomico) è costante per gli atomi che appartengono ad uno stesso elemento. Gli elettroni ed i protoni hanno carica uguale ma di segno contrario, in un atomo il numero dei protoni è sempre uguale a quello degli elettroni quindi l’atomo è neutro. Gli elettroni si trovano in zone dello spazio intorno al nucleo chiamate orbitali.

10 Ad esempio l’idrogeno è formato da tre isotopi:
Il numero di massa è uguale alla somma dei protoni e dei neutroni (nucleoni) e si indica con A. I neutroni, come i protoni, si trovano nel nucleo. Il numero dei neutroni può variare anche per atomi che appartengono ad uno stesso elemento. Gli atomi di uno stesso elemento che differiscono per il numero dei neutroni vengono chiamati isotopi. Ad esempio l’idrogeno è formato da tre isotopi: H - Il prozio che possiede un elettrone ed un protone. D - Il deuterio che possiede un elettrone, un protone ed un neutrone. T - Il trizio che possiede un elettrone, un protone e due neutroni.

11 ISOTOPI Esempio: 35Cl : 17 protoni + 17 elettroni + 18 neutroni 37Cl : 17 protoni + 17 elettroni + 20 neutroni Numero atomico (Z) = numero di elettroni

12 isotopi = elementi con stesso Z e diverso A
abbondanza relativa (%) peso atomico elemento isotopi Z A N=A–Z carbonio 12C 13C 14C 6 12 13 14 6 7 8 98.89 1.11 tracce 12.011 ossigeno 16O 17O 18O 8 16 17 18 8 9 10 99.759 0.037 0.204 potassio 39K 40K 41K 19 39 40 41 20 21 22 93.138 0.012 6.800 piombo 204Pb 206Pb 207Pb 208Pb 82 204 206 207 208 122 124 125 126 1.3 26.0 20.7 52.0 207.19

13 Esperimento di Rutherford 1909
Modelli Atomici Descriviamo brevemente i modelli atomici più importanti che storicamente  sono stati proposti. Modello di Dalton 1803 Modello di Thomson 1897 Esperimento di Rutherford 1909 Modello di Bohr 1913

14 L'ipotesi che la materia sia formata da atomi risale a Democrito (400 a.c.). Atomo, in greco, significa "non divisibile". L'idea atomistica fu però avversata da Aristotele che, successivamente, divenne il filosofo "ufficiale" della chiesa. Per questo motivo dobbiamo aspettare addirittura fino al 1800 perché gli scienziati riprendessero in considerazione l'ipotesi atomica.

15 Nel 1803 Dalton spiegò i ben noti fenomeni chimici secondo i quali le sostanze sono formate dai  loro componenti secondo rapporti ben precisi fra numeri interi, ipotizzando che la materia fosse  costituita da atomi.  Con la scoperta della radioattività naturale, si capì successivamente che gli atomi non erano particelle indivisibili, essi erano composti da parti più piccole.  Fine 1800: l’ipotesi atomica (Dalton 1808) è largamente accettata. Ma la struttura dell’atomo è sconosciuta.

16 Nel 1898 Thomson propose il primo modello fisico dell'atomo
Nel 1898 Thomson propose il primo modello fisico dell'atomo. Egli immaginò che un atomo  fosse costituito da una sferetta di materia caricata positivamente (protoni e neutroni non erano  stati ancora scoperti) in cui gli elettroni negativi (da poco scoperti) erano immersi.  1897: Thomson scopre l’ elettrone Modello a “panettone”

17 IL MODELLO ATOMICO DI THOMSON (1898)
J.J. Thomson (1856 – 1940) E’ la prima struttura atomica che tiene conto della carica elettrica L’atomo è una minuscola sfera omogenea, dotata di carica positiva diffusa, entro cui sono incorporati gli elettroni in numero sufficiente da rendere nulla la carica totale Tale modello è stato anche definito a panettone: la massa della pasta rappresenterebbe la carica positiva diffusa, mentre gli elettroni corrisponderebbero all’uvetta.

18 + CATODO ANODO Quale è la natura dei raggi catodici?
Se emergono dal catodo allora sono negativi? L’ESPERIENZA DI THOMSON (1897) BATTERIA CATODO ANODO + ▬

19 + + + CATODO ANODO L’ESPERIENZA DI THOMSON (1897) ▬ BATTERIA ▬
Aggiungiamo una forza elettrica Ogni raggio catodico porta una carica elettrica negativa

20 I raggi catodici hanno dimostrato che i portatori di carica della corrente sono carichi negativamente La corrente scorre quindi dal polo negativo verso quello positivo L’ipotesi di Fraklyn era quindi sbagliata La questione tuttavia è solo convenzionale In fisica ed elettrotecnica si continua infatti a far andare la corrente dal polo positivo verso quello negativo

21 Nel 1909 Rutherford fece un esperimento cruciale per mettere alla prova il modello di Thomson. Bombardò un sottilissimo foglio di oro con raggi alfa (atomi di elio completamente ionizzati, ciò  privati degli elettroni). L'esperimento portò alla constatazione che i raggi alfa non erano quasi mai  deviati. Essi attraversavano il foglio di oro senza quasi mai esserne disturbati. Solo alcuni raggi  alfa (1 %) erano deviati dal foglio di oro e lo erano in modo notevole (alcuni, addirittura, venivano  completamente. respinti).   1909: Esperimento di Rutherford Il modello di Thomson è SBAGLIATO!! Previsione Risultato

22 Sufficientemente piccole e penetranti, le particelle si rivelano un buono strumento per sondare la struttura dell’atomo LE ESPERIENZE DI RUTHERFORD Ernest Rutherford ( 1871 – 1937) Bombardamento con particelle di sottilissime lamine di oro

23 Cosa ci si aspettava? Se la massa, in accordo con Thomson, era distribuita uniformemente tutte le particelle dovevano attraversare la lamina indisturbate

24 Cosa ottenne? “Fu il fatto più incredibile che mi fosse capitato…Era così incredibile come se sparando un proiettile di 15 pollici su un foglio di carta esso tornasse indietro e vi colpisse…”

25 + IL MODELLO ATOMICO DI RUTHERFORD (1911)
La carica positiva e quasi tutta la massa sono racchiuse nel nucleo centrale Gli elettroni ruotano intorno al nucleo come i pianeti intorno al Sole Il nucleo è piccolissimo (10-15m) in confronto al resto dell’atomo (10-10m) L’atomo è praticamente vuoto +

26 Il nucleo è così concentrato che gli elettroni gli ruotano attorno a distanze relative enormi.  Il modello di Rutherford ha però un grande "difetto" che lo mette in crisi. Secondo la  teoria elettromagnetica una carica in movimento accelerato (non in moto rettilineo uniforme) emette onde elettromagnetiche e quindi perde energia. Per questo motivo, gli elettroni dell'atomo di Rutherford, perché ruotano su orbite circolari, dovrebbero emettere onde  elettromagnetiche e quindi, perdendo energia, cadere nel nucleo cosa che invece non  accade, perché gli atomi sono oggetti molto stabili (la materia appare normalmente  stabile). MODELLO “PLANETARIO” DELL’ATOMO

27 Sulla base di questo fondamentale esperimento, Rutherford propose un modello di atomo in  cui quasi tutta la massa dell'atomo è concentrata in una porzione molto piccola, il cosiddetto nucleo (caricato positivamente) e gli elettroni gli ruotano attorno così come i pianeti ruotano attorno al sole.

28 + - Modello planetario orbita sole pianeta
forza centrifuga = forza di gravitazione tra sole e pianeta + nucleo orbita elettrone -

29 Nel 1913 Bohr propose una modifica concettuale al modello di Rutherford. Pur accettandone l'idea di "modello planetario", postulò che gli elettroni avessero a disposizione orbite di “parcheggio” fisse nelle quali non emettono né assorbono energia. Un elettrone emette od assorbe energia  elettromagnetica sotto forma di onde elettromagnetiche solo se "salta" da un'orbita all'altra.

30 L’ATOMO DI BOHR Il modello è un “modello” e non una teoria. I postulati sono immotivati. Bohr 1913 Questa idea, non compatibile con le leggi della fisica classica (di Newton), si basa sulle idee della  nascente meccanica quantistica.

31 L’atomo di Bohr Bohr considera l’atomo formato da un nucleo centrale, nel quale risiede quasi tutta la massa, e dagli elettroni che ruotano intorno al nucleo descrivendo orbite ben precise (stazionarie). Gli elettroni possono acquistare o cedere energia per passare da un orbita all’altra, la quantità di energia acquistata o ceduta è pari alla differenza di energia esistente tra le due orbite. Nella figura accanto sono rappresentate le sette orbite stazionarie ipotizzate da Bohr. Secondo Bohr l’elettrone emette o assorbe energia soltanto se questa gli consente di passare da un orbita stazionaria all’altra.

32 Secondo la teoria di Bohr, nel passare da un orbita all’altra, l’elettrone dovrebbe emettere una determinata quantità di energia: E21 =E2 – E1=h21 E31 =E3 – E1=h31 E32 =E3 – E2=h32 E1 E2 E3 Le frequenze delle radiazioni emesse variano al variare della quantità di energia. Nell’esempio sopra riportato si dovrebbero avere tre radiazioni diverse, ognuna di esse con una determinata frequenza e quindi con una ben determinata lunghezza d’onda.

33 Modello atomico di Bohr
Niels Henrik Bohr Copenhagen Copenhagen Nobel per la Fisica 1922 Modello planetario quantizzato. Si ha orbita per un elettrone quando: forza attrattiva tra nucleo ed elettrone forza centrifuga della rotazione dell’elettrone intorno al nucleo = momento angolare dell’elettrone multiplo intero della costante di Planck = Riproduce perfettamente lo spettro dell’atomo d’idrogeno ... e basta.

34 Il modello di Bohr spiegava molto bene l'atomo di idrogeno ma non quelli più complessi.
Sommerfeld  propose allora una correzione al modello di Bohr secondo la quale si aveva una buona corrispondenza  fra la teoria e le osservazioni degli spettri degli atomi (uno spettro è l'insieme delle frequenze delle radiazioni elettromagnetiche emesse o assorbite dagli elettroni di un atomo). 

35 Successivamente, si pervenne ad un modello atomico più coerente ai grandi progressi che la  meccanica  quantistica nel frattempo aveva fatto. Nel 1930 fu scoperto il neutrone per cui si pervenne presto ad un modello dell'atomo pressoché completo in cui al centro vi è il nucleo composto di protoni (positivi) e neutroni (protoni e neutroni  si chiamano collettivamente nucleoni) ed attorno vi ruotano gli elettroni.  Anche l'idea di come gli elettroni ruotano attorno al nucleo venne profondamente modificata alla  luce delle scoperte della meccanica quantistica.

36 Fu abbandonato il concetto di orbita e fu introdotto il concetto di orbitale. Secondo la meccanica quantistica un elettrone non è descrivibile in termini di traiettoria. Non si può quindi affermare con certezza dove un elettrone si trova in un certo istante né dove si  troverà in un istante successivo. Si può solo conoscere la probabilità di trovare l'elettrone in  un certo punto dello spazio. Un orbitale non è una traiettoria in cui un elettrone (secondo le idee della fisica classica) può stare, è invece una "nuvoletta" di probabilità in cui si può trovare l'elettrone.

37 Esempi di orbitali per l'atomo di idrogeno dove maggiore luminosità significa maggiore probabilità  di trovare l'elettrone (in sezione) :

38 Orbitali p

39 Orbitali d

40 Teoria atomica moderna
Molti studiosi tra cui Heisenberg, non si trovavano d’accordo con quelle teorie che consideravano l’elettrone come un corpuscolo, essi ritenevano che, date le piccole dimensione e l’elevata velocità con cui si muoveva, fosse più corretto considerarlo come una nuvola. Secondo la teoria atomica oggi accettata gli elettroni non descrivono delle orbite intorno al nucleo ma si trovano sugli orbitali. L’orbitale viene definito come la zona dello spazio intorno al nucleo dove si ha la maggiore probabilità di trovare l’elettrone. La teoria atomica moderna si base su un equazione matematica nota come Equazione di Schrödinger. I numeri quantici sono soluzioni di questa equazione e consentono di definire forma, dimensioni ed energia degli orbitali.

41 Ogni orbitale può contenere al massimo due elettroni che si disporranno con spin opposto. Quindi il primo livello energetico può contenere al massimo due elettroni, il secondo otto, il terzo sedici, il quarto trentadue. Gli elettroni occuperanno per primi gli orbitali di più bassa energia. L’energia cresce con il livello energetico e con la complessità della forma degli orbitali. In uno stesso livello energetico l’energia cresce nel seguente ordine: s < p < d < f, gli orbitali appartenenti allo stesso sottolivello energetico hanno la stessa energia ( orbitali degeneri ). Quando gli elettroni vanno ad occupare orbitali con uguale energia li riempiono prima parzialmente, disponendosi con lo stesso spin, e poi li completano.

42 A questo punto apparve evidente che gli elettroni sono costituenti fondamentali della materia e sono presenti in ogni atomo Si generava tuttavia un nuovo problema:se gli elettroni sono carichi negativamente, ma gli atomi sono elettricamente neutri, devono esistere nell’atomo cariche positive capaci di neutralizzare quelle degli elettroni. Allora, se da un atomo si rimuovono gli elettroni, ciò che resta è carico positivamente; viceversa, aggiungendo elettroni ad un atomo si ha un eccesso, rispetto alla situazione di partenza, e quindi risulta una carica negativa Ciò spiega anche la formazione di anioni e cationi nell’elettrolisi

43 Si scopre poi che le particelle radioattive sono di tre tipi:
Nel modello di Thomson l’atomo è pieno: la materia non conterrebbe cioè spazi vuoti LA RADIOATTIVITÀ UNO STRUMENTO PER SONDARE L’ATOMO Alla fine dell’800 il fisico francese Becquerel scopre casualmente che i composti dell’uranio emettono spontaneamente particelle, fino allora sconosciute, dotate di grande capacità di penetrazione nei corpi materiali Si scopre poi che le particelle radioattive sono di tre tipi: Particelle alfa Raggi β: sono elettroni molto veloci Raggi γ : sono radiazioni dotate di grande energia, prive di massa ed elettricamente neutre.

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45 Le particelle alfa o raggi alfa sono una forma di radiazione corpuscolare altamente ionizzante e con un basso potere di penetrazione dovuto all'elevata sezione d'urto. Consistono di due protoni e due neutroni legati insieme dalla forza forte, si tratta quindi di nuclei 4He. Da un punto di vista chimico possono anche essere identificati con il simbolo 4He2+. Al contrario del decadimento beta, mediato dalla forza debole, il decadimento alfa è mediato dalla forza forte. Le particelle alfa sono tipicamente emesse da nuclidi radioattivi degli elementi pesanti, per esempio dagli isotopi dell'uranio, del torio, del radio, etc., in un processo denominato decadimento alfa. A volte questo lascia i nuclei in uno stato eccitato, l'eccesso di energia può essere rimosso con l'emissione di raggi gamma. I raggi alfa, a causa della loro carica elettrica, interagiscono fortemente con la materia e quindi vengono facilmente assorbiti dai materiali e possono viaggiare solo per pochi centimetri nell'aria. Possono essere assorbiti dagli strati più esterni della pelle umana e così generalmente non sono pericolosi per la vita a meno che la sorgente non venga inalata o ingerita. In questo caso i danni sarebbero invece maggiori di quelli causati da qualsiasi altra radiazione ionizzante. Se il dosaggio fosse abbastanza elevato comparirebbero tutti i sintomi tipici dell'avvelenamento da radiazione.

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47 La radiazione beta è una forma di radiazione ionizzante emessa da alcuni tipi di nuclei radioattivi come il cobalto-60. Questa radiazione assume la forma di particelle beta (β), che sono elettroni o positroni ad alta energia, espulsi da un nucleo atomico in un processo conosciuto come decadimento beta. Esistono due forme di decadimento beta, β− e β+, che emettono rispettivamente un elettrone o un positrone.

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49 I raggi gamma (spesso indicati con la lettera greca gamma, γ) sono una forma di radiazione elettromagnetica prodotta dalla radioattività o da altri processi nucleari o subatomici (non sono viceversa fotoni gamma quelli provenienti dall'annichilazione elettrone-positrone, essendo questo un processo atomico e non nucleare). I raggi gamma sono più penetranti sia della radiazione alfa sia della radiazione beta, ma sono meno ionizzanti. I raggi gamma si distinguono dai raggi X per la loro origine: i gamma sono prodotti da transizioni nucleari o comunque subatomiche, mentre gli X sono prodotti da transizioni energetiche dovute ad elettroni in rapido movimento. Poiché è possibile per alcune transizioni elettroniche superare le energie di alcune transizioni nucleari, i raggi X più energetici si sovrappongono con i raggi gamma più deboli.

50 Louis Victor Duc de Broglie
Dualismo onda-materia Louis Victor Duc de Broglie Dieppe Parigi 1987 Nobel per la Fisica 1929 Ad ogni particella, di massa m che si muove con velocità v, è associata un onda di lunghezza : elettroni Conseguenza: per gli elettroni in un atomo sono possibili solo “onde stazionarie”

51 Oscillazione di una corda tesa
sono permesse solo le “onde stazionarie”

52 “orbita non stazionaria”
“onde stazionarie” su orbite circolari: “orbita non stazionaria” “orbita stazionaria”

53 Tavola periodica degli elementi (1860)
Mendeleev, Dmitri Ivanovitch Julius Lothar Meyer Tavola periodica degli elementi (1860) Elementi organizzati in base al numero atomico e alle loro caratteristiche chimico-fisiche.

54 H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe Cs Ba Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn Fr Ra Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt Uun Uuu La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No

55 Prima ionizzazione (eV)
Massa atomica Numero atomico 8 Ossigeno 15,9994 Elettronegatività 3,5 O 13,61 -2 Prima ionizzazione (eV) 0,66 Numeri di ossidazione [He] 2s2 2p4 Raggio atomico (Å)

56 Gas Liquidi Solidi Lr Lu Uuu Uun Mt Hs Bh Sg Db Rf Ra Fr Rn At Po Bi
Pb Tl Hg Au Pt Ir Os Re W Ta Hf Ba Cs Xe I Te Sb Sn In Cd Ag Pd Rh Ru Tc Mo Nb Zr Y Sr Rb Kr Br Se As Ge Ga Zn Cu Ni Co Fe Mn Cr V Ti Sc Ca K Ar Cl S P Si Al Mg Na Ne F O N C B Be Li He H Liquidi Solidi Yb Tm Er Ho Dy Tb Gd Eu Sm Pm Nd Pr Ce La No Md Fm Es Cf Bk Cm Am Pu Np U Pa Th Ac

57 Gruppi Periodi

58 orbitali s orbitali p orbitali d orbitali f H Na K Li Rb Fr Cs Be Mg
Ca Sr Ra Ba Sc Y Ac La Ti Zr Hf V Nb Ta Cr Mo W Mn Tc Re Fe Ru Os Co Rh Ir Ni Pd Pt Cu Ag Au Zn Cd Hg B Al Ga In Tl C Si Ge Sn Pb N P As Sb Bi O S Se Te Po F Cl Br I At He Ar Kr Ne Xe Ce Th Pr Pa Nd U Pm Np Sm Pu Eu Am Gd Cm Tb Bk Dy Cf Ho Es Er Fm Tm Md Yb No Lu Lr orbitali d orbitali f

59 Non metalli Semimetalli Lr Lu Uuu Uun Mt Hs Bh Sg Db Rf Ra Fr Rn At Po Bi Pb Tl Hg Au Pt Ir Os Re W Ta Hf Ba Cs Xe I Te Sb Sn In Cd Ag Pd Rh Ru Tc Mo Nb Zr Y Sr Rb Kr Br Se As Ge Ga Zn Cu Ni Co Fe Mn Cr V Ti Sc Ca K Ar Cl S P Si Al Mg Na Ne F O N C B Be Li He H Yb Tm Er Ho Dy Tb Gd Eu Sm Pm Nd Pr Ce La No Md Fm Es Cf Bk Cm Am Pu Np U Pa Th Ac Metalli

60 H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe Cs Ba Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn Fr Ra Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt Uun Uuu O La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No

61 Elettronegatività H Na K Li Rb Cs Be Mg Ca Sr Ra Ba Sc Y Ac La Ti Zr
2,2 Na 0,9 K 0,8 Li 1,0 Rb Cs Be 1,6 Mg 1,3 Ca Sr Ra Ba Sc 1,4 Y 1,1 Ac La Ti 1,5 Zr Hf V Nb Ta Cr 1,7 Mo W 2,4 Mn Tc 1,9 Re Fe 1,8 Ru Os Co Rh 2,3 Ir Ni Pd Pt Cu Ag Au 2,5 Zn Cd Hg 2,0 B Al Ga In Tl C 2,6 Si Ge Sn Pb N 3,0 P As Sb 2,1 Bi O 3,4 S Se Te Po F 4,0 Cl 3,2 Br I 2,7 At Ne Ar Kr Xe Rn He Fr 0,7

62 Elementi chimici: atomi con diverso Z
naturali: da idrogeno (Z=1) a uranio (Z=92) artificiali: tecnezio (Z=43) e transuranici (Z>92)

63 Unità di massa atomica:
1/12 della massa di 12C ( = 1,6606×10-27 kg) Alcune masse atomiche (pesi atomici): H 1,008 He 4,003 Li 6,941 Be 9,012 B 10,811 C 12,011 N 14,007 O 15,999 F 18,998 Ne 20,180 Na 22,990 Mg 24,305 Al 26,982 Si 28,086 P 30,974 S 32,066 Cl 35,453 Ar 39,948

64 Proprietà fisiche e chimiche
 Affinità elettronica  Energia di ionizzazione  Numeri di ossidazione  Raggio atomico  Struttura cristallina

65 Affinità elettronica:
Capacità di un elemento di accettare un altro elettrone. Quella dei non metalli è più alta di quella dei metalli e quella degli alogeni è la più alta di tutte. Energia di ionizzazione: Energia necessaria per rimuovere un elettrone dall’elemento. Aumenta lungo il periodo e diminuisce lungo il gruppo. Numeri di ossidazione: Carica che l’atomo di un elemento assumerebbe nell’ipotesi che tutti gli elettroni impegnati nei legami si localizzino sull’atomo più “elettronegativo”.

66 Energia di ionizzazione di un atomo (o potenziale di ionizzazione):
A(g)  A+(g) + e-(g) H ° = I1 Affinità elettronica di un atomo: A-(g)  A(g) + e-(g) H ° = A

67 tendenza di un atomo ad attrarre su di se gli elettroni di un legame.
Elettronegatività: tendenza di un atomo ad attrarre su di se gli elettroni di un legame. Energia di ionizzazione  Affinità elettronica + Elettronegatività

68 Orbitale atomico: Legato alla probabilità di trovare un elettrone in una certa zona dello spazio.
Orbitali atomici: s (orbitale sferico) p (tre orbitali a lobo orientati lungo gli assi cartesiani) d (5 orbitali orientati nello spazio) ….. In ciascun orbitale possono trovarsi, al massimo, due elettroni

69 I legami chimici sono sempre il frutto di interazioni elettrostatiche.
L’energia del legame A-B è l’energia necessaria per provocarne la dissociazione, in pratica è il H del processo: AB(g)  A(g) + B(g) I legami chimici sono sempre il frutto di interazioni elettrostatiche.

70  (momento angolare) = 0, 1, … (n-1)
L’equazione di Shrodinger è un’equazione differenziale del second’ordine, la cui soluzione non è un unica funzione, (x), ma una famiglia di funzioni d’onda che si distinguono per diversi valori di alcuni parametri (numeri quantici), n,,m(x). Numeri quantici: n (principale) = 1, 2, 3, …  (momento angolare) = 0, 1, … (n-1) m (momento magnetico) = -, …, 0, …, +

71 Numero quantico di spin
Una particella carica, che ruota su se stessa, genera un campo magnetico. Un elettrone possiede un numero quantico di campo magnetico di “spin”, che può avere solo due valori, s = +½ e s = -½.

72 Ogni elettrone, in un atomo, è definito dai suoi numeri quantici:
In un atomo non possono esistere più elettroni con tutti i numeri quantici uguali. (Principio di esclusione di Pauli) Wolfgang Pauli Vienna – Zurigo Nobel per la Fisica 1945 n = 1, 2, 3, …  = 0, 1, … (n-1) m = -, …, 0, …, + s = +½, -½ n,,m(x)

73 Si può immaginare di “costruire la struttura elettronica” di un atomo andando a collocare un elettrone dopo l’altro nell’orbitale libero ad energia più bassa. In questa operazione si devono tenere presenti due principi della meccanica quantistica. Principio di Pauli: due elettroni di un dato atomo devono differire almeno per il numero quantico di spin. Ciò significa che un dato orbitale, definito da n, l e m, può “ospitare” due elettroni, uno con s = + ½ , l’altro con s = - ½. Regola di Hund: nel costruire la struttura elettronica, gli orbitali, corrispondenti ad un dato valore di l, devono essere “occupati” ciascuno con un elettrone con spin = +1/2, e solo successivamente “completati” col secondo elettrone avente spin di segno opposto.

74 Legame chimico Covalente (omonucleare o eteronucleare)
Covalente polare (eteronucleare) Ionico Idrogeno

75 Oppure, si possono verificare due casi limite:
Le cariche negative degli elettroni si trovano a contatto Se non avviene niente tra gli elettroni, i due atomi si respingono e non si ha nessun legame. Oppure, si possono verificare due casi limite:

76 uno o più elettroni passano all’atomo più elettronegativo
Uno dei due atomi è più elettronegativo dell’altro: uno o più elettroni passano all’atomo più elettronegativo

77 si forma uno ione positivo ed uno negativo che si attraggono
Uno dei due atomi è più elettronegativo dell’altro: + - si forma uno ione positivo ed uno negativo che si attraggono LEGAME IONICO

78 I due atomi hanno elettronegatività paragonabile:
se si verificano le condizioni adatte, gli elettroni possano localizzarsi in mezzo ai due atomi LEGAME COVALENTE

79 I due atomi hanno elettronegatività diversa, ma non troppo:
gli elettroni si localizzano in mezzo ai due atomi, ma un po’ spostati verso quello più elettronegativo LEGAME COVALENTE-POLARE

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86 Sovrapposizione degli orbitali atomici: possono essere condivisi soltanto due elettroni a spin opposto. Perché il legame si formi la sovrapposizione degli orbitali atomici deve portare ad una stabilizzazione del sistema. Il legame covalente è direzionale poiché gli orbitali atomici hanno una precisa orientazione nello spazio. Il legame covalente si può formare tra atomi uguali, e anche tra atomi diversi. Si possono formare molecole piccole o grandi (idrogeno e emoglobina), oppure reticoli di atomi collegati tra loro (diamante e quarzo).

87 Orbitale molecolare: Combinazione lineare degli orbitali atomici.
1s H2 1s *1s

88 *2p N2 2p 2p *2p 2p x y z 2p *2s 2s 2s 2s

89 Ibridazione Quando un atomo, che ha elettroni su orbitali s e p, inizia a formare dei legami molecolari abbiamo che si ha una combinazione tra gli orbitali p e l’orbitale s per dare dei nuovi orbitali molecolari. Orbitale s e un orbitale p orbitali ibridi sp Orbitale s e due orbitali p orbitali ibridi sp2 Orbitale s e tre orbitali p orbitali ibridi sp3

90 sp Orbitali ibridi 180° CO2 sp3 BF3 sp2 109,5° 120° CH4

91 BeH2: la struttura sperimentale è H – Be – H
Talvolta la geometria degli orbitali atomici non è sufficiente a spiegare la geometria della molecola BeH2: la struttura sperimentale è H – Be – H 180° BF3: la struttura sperimentale è F B 120°

92 I numeri quantici sono:
n - numero quantico principale, indica il livello energetico e le dimensioni degli orbitali. Insieme ad l determina l’energia dell’orbitale. Può assumere valori interi, in genere, compresi tra 1 e 7. L - numero quantico secondario o angolare, indica il sottolivello energetico e la forma degli orbitali. Dipende dal valore di n. Può assumere tutti i valori compresi tra 0 e n-1. m - numero quantico magnetico, indica l’orientamento nello spazio della nuvola elettronica ed il numero degli orbitali. Dipende dal valore di l. Può assumere tutti i valori compresi tra -1 e +l. s - numero quantico magnetico di spin, indica il senso di rotazione dell’elettrone intorno al proprio asse, può avvenire in senso orario o antiorario, assumendo rispettivamente i valori + ½ e - ½.

93 Struttura elettronica degli elementi
I sottolivelli energetici ed i relativi orbitali vengono indicati da alcune lettere minuscole dell’alfabeto. In questo corso prenderemo in considerazione gli orbitali s, p, d, f . Il sottolivello s è identificato dal valore l=0, possiede un solo orbitale e può contenere due elettroni. Il sottolivello p è identificato dal valore l=1, possiede tre orbitali e può contenere sei elettroni. Il sottolivello d è identificato dal valore l=2, possiede cinque orbitali e può contenere dieci elettroni. Il sottolivello f è identificato dal valore l=3, possiede sette orbitali e può contenere quattordici elettroni.

94 Il primo livello energetico possiede soltanto il sottolivello s, e quindi un solo orbitale.
Il secondo livello energetico possiede i sottolivelli s e p, per un totale di quattro orbitali. Il terzo livello energetico possiede i sottolivelli s, p e d, per un totale di nove orbitali. Il quarto livello energetico possiede i sottolivelli s, p, d e f, per un totale di sedici orbitali.

95 L’ordine di riempimento degli orbitali, che si può ricavare ricorrendo alla regola della diagonale, è il seguente: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p,7s, 5f, 6d, 7p. A volte può essere utile scrivere la struttura elettronica rappresentando gli orbitali con dei quadratini e gli elettroni con delle frecce orientate in modo da tenere conto dello spin.

96 n=1 l=0 m=0 1s I livello energetico n=2 l=0 m=0 2s II livello energetico m=-1 l=1 2p m=+1

97 n=3 l=0 m=0 3s III livello energetico l=1 m=+1 m=-1 3p l=2 m=+2 m=+1 m=0 m=-1 m=-2 3d

98 n=4 l=0 m=0 4s IV livello energetico l=1 m=+1; m=-1 4p l=2 m=+2; m=+1; m=0; m=-1 m=-2 4d l=3 m=+3; m=+2; m=+1 m=0; m=-1; m=-2; m=-3 4f

99 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f 6s 6p 6d 7s 7p Regola della diagonale

100 1s2 Ar Z= 18 2s2 2p6 3s2 3p6 Esempi di strutture elettroniche 1s2 S Z= 16 2s2 2p6 3s2 3p4

101 E 5p 4d 5s 4p 3d 4s 3p 3s Ossigeno, 2p ha 8 elettroni. 1s2 2s2 2p4 2s
       