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Le principali particelle subatomiche che costituiscono l’atomo sono: PROTONI, ELETTRONI, NEUTRONI ParticellaMassa assoluta (kg) Massa relativa (uma) Carica.

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2 Le principali particelle subatomiche che costituiscono l’atomo sono: PROTONI, ELETTRONI, NEUTRONI ParticellaMassa assoluta (kg) Massa relativa (uma) Carica assoluta ( C) Carica relativaSimbolo PROTONE 1,673  10  ,6  10  ELETTRONE 9,109  10  31 0,00054  1,6  10  19  1 NEUTRONE 1,675  10  uma = 1,6605  10  27 kg ad es massa relativa del protone= 1,673  10  27 /1,6605  10  27 = 1 Come si può osservare da questi dati, l’elettrone ha una massa trascurabile rispetto a quella del protone e del neutrone. Infatti: massa relativa protone = 1___  1850 massa relativa elettrone 0,00054 ovvero il protone e il neutrone hanno una massa circa 1850 volte più grande di quella dell’elettrone. Pertanto la massa degli elettroni contribuisce in modo trascurabile alla massa dell’atomo.

3 In un atomo si individuano due sottostrutture fondamentali, il NUCLEO e gli ELETTRONI.  Il NUCLEO è formato da particelle dotate di carica elettrica positiva, i protoni, e da particelle prive di carica, i neutroni, che nel loro insieme prendono il nome di nucleoni. Il nucleo ha pertanto carica positiva.  Gli elettroni, dotati di carica elettrica negativa, ruotano attorno al nucleo su ORBITE (meglio ORBITALI) ed hanno una massa trascurabile rispetto a quella di protoni e neutroni per cui quasi tutta la massa dell’atomo ( 99,9%) è concentrata nel nucleo.  Il numero dei protoni cioè delle cariche positive ⊕ (e quindi degli elettroni ⊖ poiché l’atomo è un’entità elettricamente neutra) è detto numero atomico ed indicato con la lettera Z ( dal tedesco Zahl “numero”). numero atomico (Z) = numero dei protoni nel nucleo di un atomo numero protoni ⊕ = numero elettroni ⊖  La somma dei protoni e dei neutroni ( che ricordiamo vennero scoperti nel 1932) prende il nome di numero di massa ed indicato con la lettera A A = N + Z pertanto, il numero dei neutroni è dato da: N = A – Z

4 Ogni atomo è caratterizzato da un proprio Z e da un proprio A. Un atomo rappresentato con il suo simbolo, preceduto dal valore numerico di A e Z è detto nuclide per un generico elemento X. Esempi: Numero di massa Numero atomico Simbolo dell’elemento 1 protone 1 elettrone 0 neutroni 6 protoni 6 elettroni 6 neutroni 8 protoni 8 elettroni 8 neutroni 20 protoni 20 elettroni 20 neutroni 17 protoni 17 elettroni 18 neutroni 26 protoni 26 elettroni 30 neutroni

5 Tutti gli atomi di uno stesso elemento hanno ovviamente lo stesso numero atomico Z ma possono avere un diverso numero di massa A ovvero un diverso numero di neutroni. Definiamo ISOTOPI atomi di uno stesso elemento, che hanno pertanto stesso Z, ma con diverso A ovvero diverso numero di neutroni. Essi hanno ovviamente lo stesso comportamento chimico perché hanno lo stesso numero di protoni e quindi di elettroni. Se nel nucleo risiede l’identità chimica dell’atomo, il comportamento chimico di un atomo è determinato dal numero di elettroni, i particolare da quelli presenti negli orbitali più esterni.

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7 La tavola è stata impostata verso la metà dell'Ottocento (1869) dal chimico russo Mendeleev il quale si accorse che, passando da elementi più leggeri ad elementi a più elevato peso atomico, le caratteristiche chimiche già incontrate in precedenza si ripresentavano periodicamente negli elementi più pesanti. Mendeleev sistemò allora gli elementi in una tabella in modo tale che gli elementi che presentavano proprietà simili si incolonnassero. Spostandosi lungo una linea orizzontale (periodo) il numero atomico cresce di una unità per volta e le proprietà chimiche variano con continuità. Scendendo lungo una colonna (gruppo) il numero atomico cresce di parecchie unità per volta, ma le proprietà chimiche degli elementi che vi appartengono sono molto simili.

8 MODELLO ATOMICO DI THOMSON (1898) – L’atomo è una sfera omogenea con diffusa carica positiva compensata dalla presenza di elettroni, con carica negativa, distribuiti all’interno della sfera in modo uniforme e senza una particolare disposizione spaziale. Gli elettroni di questo modello si possono immaginare come i chicchi di uvetta disseminati all’interno di un panettone. Si può sorridere oggi di questo modello «a panettone» di Thomson... E’ bene ricordare, però, che:  la descrizione fatta da Thomson del suo modello atomico è un po’ più complessa di quella sopra riportata,  la determinazione delle masse degli elettroni e dei protoni è ancora tutta da fare ed è ancora dubbia la stessa consistenza corpuscolare dell’elettricità positiva ovvero della sua ripartizione in protoni.

9 MODELLO ATOMICO DI RUTHERFORD (1911) – Modello elaborato grazie ad un famoso esperimento in cui una sottile lamina d’oro, spessa 1000 atomi, veniva bombardata con particelle  (nuclei di atomi di Elio, con massa 4 e due cariche positive  ++ ) emesse da una sorgente radioattiva e ne valutava gli effetti su uno schermo fluorescente. RISULTATI Angolo di deflession e n° particelle 5° ° ° ° ° 33

10 OSSERVAZIONI  La maggior parte delle particelle  passava indisturbata attraverso la lamina (benché questa fosse spessa 1000 atomi) proseguendo lungo la traiettoria iniziale.  Alcune particelle venivano deviate e formavano un certo angolo di incidenza rispetto alla traiettoria iniziale.  Pochissime venivano riflesse cioè respinte come se rimbalzassero. INTERPRETAZIONE DEI DATI SPERIMENTALI  Atomo essenzialmente «vuoto». Poiché le particelle  hanno una massa circa 7500 volte maggiore di quella di un elettrone, per passare indisturbate (e oltre il 99% passa indisturbato ) non devono trovare ostacolo nelle masse dei singoli atomi d’oro. La massa di ciascun atomo d’oro deve essere concentrata in una regione particolare detta nucleo.  Il nucleo è volte più piccolo dell’atomo (diametro nucleare 10  15 m; diametro atomico 10  10 m) ed è carico positivamente: d nucleo =10  14 m d atomo = 10  10 m d atomo /d nucleo =10  10 / 10  14 =  Solo regioni nucleari così ristrette, e positive, possono spiegare le deviazioni a grandi angoli di un numero limitato di particelle .  In sintesi, la quasi totalità della massa e tutta la carica positiva di un atomo sono concentrate nel nucleo. L’atomo è pertanto una struttura praticamente vuota.

11  Quando una particella  veniva deviata con un certo angolo era perché trattandosi di particelle  ++ passavano nelle vicinanze del nucleo positivo.  Quelle poche che venivano riflesse erano quelle che si scontravano direttamente con il nucleo positivo. CONCLUSIONI  Modello planetario. Gli elettroni impegnano comunque in qualche modo la periferia atomica, dal momento che la materia, in condizioni ordinarie, è impenetrabile. In prima approssimazione gli elettroni possono essere immaginati come pianeti intorno al Sole: è grazie al loro vorticoso movimento che riescono a presidiare in modo efficace la zona perinucleare ruotando su orbite a distanza dal nucleo non ben definita.  Atomo elettricamente neutro: il numero degli elettroni, carichi negativamente, deve essere uguale a quello delle cariche positive presenti nel nucleo, per cui l'atomo, nel suo complesso, è neutro. Lo stesso Rutherford aveva chiamato protoni le più piccole particelle positive: il nucleo di un atomo neutro doveva essere formato da tanti protoni quanti erano gli elettroni

12 LIMITI DEL MODELLO DI RUTHERFORD 1.Innanzitutto l’elettrone, carico negativamente e soggetto alla forza di attrazione elettrostatica da parte del nucleo positivo, avrebbe dovuto cadere sul nucleo! Rutherford sosteneva che ciò non accadeva perché la forza di attrazione elettrostatica era esattamente bilanciata dalla forza centrifuga che tenderebbe ad allontanare dal nucleo l’elettrone in moto su un’orbita circolare. 2.Questo modello lasciava aperti molti interrogativi e, soprattutto, non teneva conto del fatto che l’elettrone ruotando attorno al nucleo con una traiettoria circolare, è soggetto ad un moto accelerato: poiché la sua velocità è variabile, esso costituisce una carica elettrica oscillante. 3.Secondo quanto previsto dalle leggi dell’elettromagnetismo, elaborate da Maxwell tra il 1864 e il 1873, una carica elettrica oscillante genera un campo elettrico e un campo magnetico che si propagano nello spazio in forma di onde che trasportano energia elettromagnetica o radiante. Pertanto. 4.Un elettrone, ruotando attorno al nucleo, dovrebbe quindi emettere energia elettromagnetica a scapito della propria energia cinetica: allora l’orbita dell’elettrone avrebbe dovuto restringersi fino alla caduta dell’elettrone stesso sul nucleo descrivendo una traiettoria a spirale in un tempo pari a circa 10  7 s.

13 MODELLO ATOMICO DI BOHR (1913)– Pur riprendendo il modello planetario di Rutherford ne supera le difficoltà avvalendosi delle scoperte: 1.sulla doppia natura ondulatorio-corpuscolare della luce :la luce è un radiazione elettromagnetica caratterizzata da una lunghezza d’onda e da una frequenza inversamente proporzionali = c/, dove c= 3  10 8 m/s velocità della luce nel vuoto e al contempo è costituita da «pacchetti» di energia chiamati fotoni o quanti di energia luminosa. 2.la teoria dei quanti di Max Planck (1900) – La luce, e tutte le radiazioni elettromagnetiche, sono composte da fotoni capaci di cedere la loro energia agli elettroni con cui interagiscono. Ad ogni fotone è associata una quantità di energia pari a E = h   equazione di Einstein-Planck, dove h è la costante di Planck = 6,63  10  34 J. I fotoni sono privi di massa, come normalmente la intendiamo, e per questo sono «pacchetti di energia» e non «particelle di materia». 3.Gli atomi danno spettri di assorbimento o di emissioni a righe e non continui (formati cioè da tutte le radiazioni, di qualunque o ovvero tutti i colori nello spettro del visibile). Pensando alla luce come ad un insieme di fotoni dobbiamo concludere che gli atomi possono assorbire o emettere soltanto certi fotoni, associati a precise frequenze; fotoni con frequenze non caratteristiche di quel tipo di atomo non sono assorbiti e passano indisturbati. In altri termini l’energia assorbita o emessa dagli atomi è quantizzata cioè può essere emessa o assorbita solo per pacchetti discreti o finiti caratterizzati da un ben preciso valore.

14 Lo spettro continuo emesso dalla luce visibile Spettri di assorbimento ed emissione a righe dell’atomo di idrogeno Confronto fra uno spettro continuo e gli spettri a righe

15 Vediamo gli aspetti salienti del modello di Bohr (valido per l’atomo di H): 1° postulato – In un atomo, nello stato fondamentale, gli elettroni percorrono intorno al nucleo orbite circolari senza emettere energia (cioè non irradiano) perché tali orbite sono stazionarie o quantizzate, cioè caratterizzate da una ben definita energia, e disposte in ordine di energia crescente. Il livello con n = 1 caratterizzato dal valore minimo di energia E 1, individua lo stato fondamentale. Anche il raggio di tali orbite è quantizzato in base alla relazione: dove m è la massa dell'elettrone, v è la sua velocità, h è la costante di PlancK ed n è il numero quantico principale (n = 1,2,3,4…). Quindi l’energia degli elettroni è quantizzata e non può scendere al di sotto del valore minimo E = h , caratteristico del livello fondamentale con n=1; per questo motivo l’elettrone non cade sul nucleo.

16 2° postulato – In un atomo eccitato (cioè a cui è stata somministrata energia elettrica o termica) l'energia assorbita da un elettrone ne consente la transizione dall'orbita in cui si trova normalmente (stato fondamentale), a una delle orbite di energia quantizzata superiore (stato eccitato). In queste orbite, l'elettrone permane per un tempo brevissimo (10  9 s), per poi ritornare allo stato energetico fondamentale riemettendo l’energia assorbita sotto forma di radiazione elettromagnetica (luce). L’energia del fotone emesso è pari alla differenza di energia tra le due orbite stazionarie e pertanto la radiazione avrà una determinata o e quindi un determinato colore nel visibile. Ecco spiegati gli spettri a righe. Ogni atomo ha un suo caratteristico spettro a righe, non sovrapponibile con quello di un altro atomo e ne costituisce la sua «fingerprint»

17 IL MODELLO ATOMICO NELLA MECCANICA QUANTISTICA (dal 1923, De Broglie, Davisson, Germer, Hiesenberg,Schroedinger, Born) – Il modello di Bohr era in grado solo di spiegare lo spettro atomico dell’atomo di H ma non era esauriente se applicato ad atomi plurielettronici (Z>1). Negli anni successivi la scoperta della natura dualistica dell’elettrone particella-onda, lo sviluppo della meccanica quantistica che descrive il comportamento di elettroni, fotoni e altre particelle microscopiche basandosi su leggi statistiche e di probabilità, sostituirono il concetto di orbita del modello di Bohr, ovvero traiettoria circolare intorno al nucleo in cui ho la certezza di trovare l’elettrone in base alla sua energia, con il concetto di orbitale. Non si parla più di certezza ma di probabilità. IL CONCETTO DI ORBITALE – L’elettrone, come tutte le particelle, presenta una duplice natura: è allo stesso tempo un’onda e una particella (De Broglie). Non è possibile conoscere contemporaneamente la posizione e la velocità dell’elettrone (principio di indeterminazione di Heisenberg). Quindi non si può definire l’orbita di un elettrone intorno al nucleo, ma solo prevedere la probabilità che ha un elettrone di trovarsi in una determinata posizione risolvendo un funzione matematica formulata da Schroedinger.

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19 L’orbitale o nube elettronica, è la regione (insieme di punti o «nuvola» di probabilità) intorno al nucleo dove si ha la massima probabilità (p>1) di trovare l’elettrone in base alla sua energia. Più precisamente l’orbitale è una funzione d’onda, indicata con la lettera , tale che  (x,y,z,t) il cui quadrato  2 fornisce la probabilità che un elettrone si trovi, durante l’intervallo di tempo  t, in un volume  V il cui centro ha coordinate x,y,z. 1.Rappresentazione su un piano di una nuvola elettronica, che però va immaginata nello spazio. 2.E’ stata delimitata con un cerchio rosso la regione in cui vi è almeno il 90% di probabilità di trovare l’elettrone. Tale regione è detta orbitale. 3.Rappresentazione usuale dell’orbitale corrispondente alla figura (2). In questo caso l’orbitale sferico è quello descritto dall’elettrone 1s dell’idrogeno.

20  Ci sono quattro tipi di orbitali che differiscono per forma ed energia possedute: s,p,d,f, ordinati secondo l’energia crescente all’interno del livello energetico.  Esiste un solo tipo di orbitale s che ha una nube elettronica di forma sferica.  Esistono tre orbitali p isoenergetici con nube elettronica a forma di «otto» che differiscono, in uno stesso livello, per l’orientamento nello spazio: p x, p y, p z.  Esistono 5 orbitali d isoenergetici di forma complessa.  Esistono 7 orbitali f isoenergetici di forma ancor più complessa. Gli orbitali aventi la stessa forma ma che differiscono per l’orientamento nello spazio sono detti degeneri.

21 Orbitali s Orbitali p Orbitali d Orbitali f

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23  Negli atomi fino ad oggi conosciuti, gli elettroni occupano i primi 7 livelli energetici caratterizzati dal numero quantico n (n = 1,2,3,4,…) che definisce:  l’energia degli elettroni in quel livello  il n° massimo di elettroni in ciascun livello pari a 2n 2  la dimensione degli orbitali  Ogni livello energetico contiene un determinato numero di orbitali. Ciascun orbitale è preceduto dal numero (da 1 a 7) del livello energetico al quale appartiene.  L’insieme degli orbitali dello stesso tipo, ad esempio 3p, costituisce un sottolivello energetico.  Ciascun orbitale può contenere al massimo 2 elettroni  orbitale s: 2 elettroni  orbitali p: 6 elettroni  orbitali d : 10 elettroni  orbitali f: 14 elettroni (in teoria)

24 1° livello energetico 1 orbitale s (1s) capienza max: 2 elettroni 2° livello energetico 1 orbitale s (2s)capienza max: 2 elettroni 3 orbitali p (2p)capienza max: 6 elettroni 3° livello energetico 1 orbitale s (3s)capienza max: 2 elettroni 3 orbitali p (3p)capienza max: 6 elettroni 5 orbitali d (3d)capienza max: 10 elettroni 4° livello energetico 1 orbitale s (4s)capienza max: 2 elettroni 3 orbitali p (4p)capienza max: 6 elettroni 5 orbitali d (4d)capienza max: 10 elettroni 7 orbitali f (4f)capienza max: 14 elettroni 5°, 6°, 7° Livello energetico : come il 4°

25 I NUMERI QUANTICI E GLI ORBITALI

26 Gli elettroni si distribuiscono negli orbitali obbedendo alle cosiddette regole di costruzione. 1.Principio di minima energia – Gli elettroni occupano prima gli orbitali del livello e sottolivello a più bassa energia. ogni orbitale è rappresentato come un quadrato

27 Come conseguenza di tale struttura energetica l’ordine di riempimento degli orbitali in funzione del loro contenuto energetico risulta essere quello che si ottiene seguendo le diagonali dello schema seguente (regola della diagonale).

28 2.Principio di esclusione di Pauli - Ogni orbitale può contenere al massimo 2 elettroni i quali saturano l’orbitale disponendosi con spin opposti (antiparalleli). Un elettrone può possedere solo due valori di spin (anche lo spin è quantizzato). Gli elettroni negli orbitali vengono rappresentati con delle frecce verticali (che rappresentano il vettore spin). Rappresentando dunque gli orbitali come quadrati o, come linee orizzontali, si possono presentare 3 situazioni Un orbitale saturo presenta i due elettroni con spin antiparalleli ( ↑↓ )

29 3.Principio di massima molteplicità di Hund – Gli elettroni si dispongono negli orbitali degeneri uno per orbitale con spin parallelo fino a semisaturarli tutti e, successivamente, li saturano seguendo il principio di esclusione Pauli. Così, se dobbiamo inserire 3 elettroni nei tre orbitali degeneri 2p, otterremo la seguente configurazione e non ESATTO ERRATO !!! Il numero quantico magnetico di spin m s indica verso del moto di rotazione dell’elettrone attorno al proprio asse, moto che può essere orario o antiorario; quindi m s può assumere solo i valori –½ e + ½ che si indicano simbolicamente con due freccette aventi verso opposto .

30 La configurazione elettronica La configurazione elettronica di un atomo descrive la disposizione degli elettroni di un determinato atomo negli orbitali. 1s 1 1s 2 1s 1 2s 2 1s 1 2s 2 2p 6 1s 1 2s 2 2p 6 3s 1 1s 1 2s 2 2p 6 3s 2

31 Gli atomi utilizzano prevalentemente gli elettroni del loro livello energetico più esterno (elettroni di valenza) per interagire e legarsi tra loro. Il comportamento chimico di un atomo dipende dunque dal numero e dalla disposizione degli elettroni dell’ultimo livello energetico. Per capire la reattività di un atomo è dunque sufficiente conoscere la sua configurazione elettronica superficiale o configurazione dello strato di valenza.

32 Considerati gli elementi a cui si lega il carbonio (H,O,N,S,P e alogeni) il nostro interesse sarà concentrato maggiormente sugli elementi del primo, secondo e terzo periodo della Tavola periodica e quindi agli elettroni che si trovano negli orbitali s e negli orbitali p. I simboli di Lewis degli elementi (elettrone – puntino) mettono in evidenza il numero di elettroni nel livello di valenza, che, come si può vedere, è al massimo di 8 elettroni.


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