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LA STRUTTURA DELLA MATERIA - La struttura dellatomo: il nucleo - La struttura dellatomo: gli elettroni - Il legame chimico - Le forze di interazione intermolecolari.

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LA STRUTTURA DELLA MATERIA - La struttura dellatomo: il nucleo - La struttura dellatomo: gli elettroni - Il legame chimico - Le forze di interazione intermolecolari.

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Presentazione sul tema: "LA STRUTTURA DELLA MATERIA - La struttura dellatomo: il nucleo - La struttura dellatomo: gli elettroni - Il legame chimico - Le forze di interazione intermolecolari."— Transcript della presentazione:

1 LA STRUTTURA DELLA MATERIA - La struttura dellatomo: il nucleo - La struttura dellatomo: gli elettroni - Il legame chimico - Le forze di interazione intermolecolari Chimica Generale CORSO DI LAUREA TRIENNALE IN ATTIVITÀ DI PROTEZIONE CIVILE

2 Secondo il modello planetario di Rutherford, l'atomo è formato da un nucleo intorno al quale ruotano uno o più elettroni; il nucleo è molto piccolo (dimensioni ~ cm), ha carica positiva ed è molto pesante (quasi tutta la massa dell'atomo vi si trova concentrata); gli elettroni sono carichi negativamente, hanno una massa quasi trascurabile, ma occupano la quasi totalità del volume dell'atomo (dimensioni ~ cm) Chimica Generale CORSO DI LAUREA TRIENNALE IN ATTIVITÀ DI PROTEZIONE CIVILE Anche il modello di Rutherford è stato superato. Resta però il grande merito di aver messo in evidenza lesistenza del nucleo.

3 Il modello di Rutherford, tuttavia, non era consistente con i principi della fisica allora noti: secondo tale modello gli elettroni (dotati di carica negativa) non precipitano per attrazione elettrostatica sul nucleo (dotato di carica positiva) perché la forza di attrazione elettrostatica è bilanciata dalla forza centrifuga associata al movimento di rotazione intorno al nucleo (come i pianeti intorno al sole). Tuttavia, secondo la fisica classica, una particella elettricamente carica in movimento perde incessantemente parte della sua energia. Quindi, gli elettroni in movimento circolare intorno al nucleo dovrebbero perdere energia fino a "collassare" sul nucleo stesso. In quello stesso periodo storico, altri fenomeni fisici ponevano il problema del superamento della fisica classica. Per esempio, la radiazione del corpo nero, gli spettri di emissione dellatomo di idrogeno etc. Tutto ciò portò al concetto di QUANTIZZAZIONE dell'ENERGIA: (Planck e Einstein) 1) l'energia non è una grandezza continua ma è quantizzata, cioè può essere ceduta o trasmessa solo in quantità discrete, multiplo di un valore fisso detto quanto 2) la radiazione elettromagnetica, che in precedenza veniva considerata come un'onda, ha anche una natura corpuscolare natura dualistica della luce Chimica Generale CORSO DI LAUREA TRIENNALE IN ATTIVITÀ DI PROTEZIONE CIVILE

4 Modello dell'atomo di Bohr (1913) 1) Per il moto di un elettrone sono permessi solo alcuni stati stazionari in corrispondenza di orbite circolari (o ellissoidali, Sommerfeld); a ciascuno di questi stati stazionari corrisponde un valore definito di energia; 2) quando l'atomo è in uno di questi stati stazionari, non emette luce; quando invece passa da uno stato a più alto contenuto energetico a uno a più basso contenuto energetico, l'atomo emette un quanto la cui energia è pari alla differenza di energia fra i due stati; spiegazione dello spettro di Balmer 3) gli stati permessi di moto degli elettroni sono caratterizzati da un momento angolare dell'elettrone multiplo di h/2 (quantizzazione del momento angolare) Chimica Generale CORSO DI LAUREA TRIENNALE IN ATTIVITÀ DI PROTEZIONE CIVILE

5 Il modello proposto da Bohr riusciva a spiegare alcune delle osservazioni sperimentali dellepoca, come lo spettro di emissione degli atomi di idrogeno o di atomi idrogenoidi. Tuttavia non era esauriente rispetto ad altre osservazioni e inoltre introduceva lidea di orbita o stato stazionario con dei postulati, cioè assunzioni fatte per rendere conto dei fenomeni osservati, ma non riconducibili ad alcuna spiegazione. Il modello attualmente accettato per la struttura dellatomo è il modello ondulatorio proposto da Schroedinger pochi anni dopo. Il modello proposto da Schroedinger è stato reso possibile dal lavoro precedente di altri studiosi; in particolare De Broglie (natura ondulatoria dellelettrone, dualismo onda particella) e Heisemberg (principio di indeterminazione). Chimica Generale CORSO DI LAUREA TRIENNALE IN ATTIVITÀ DI PROTEZIONE CIVILE

6 Schroedinger: modello ondulatorio dell'atomo (1925) Nel nuovo modello di atomo non si parla di orbite ma di ORBITALI; essi sono una espressione matematica che permette di calcolare la probabilità di trovare un elettrone in un certo istante in un punto dello spazio che circonda il nucleo considerato (più precisamente, è il quadrato della funzione associata allorbitale che rappresenta tale probabilità); ad ogni elettrone si associa una onda stazionaria la cui frequenza ne determina lenergia e la cui ampiezza dà una misura della probabilità di trovare la particella. Le funzioni matematiche che descrivono gli orbitali sono dette autofunzioni e sono definite dalle soluzioni della equazione di Schroedinger H = E Le funzioni matematiche che descrivono gli orbitali sono dette autofunzioni e sono definite dalle soluzioni della equazione di Schroedinger H = E Chimica Generale CORSO DI LAUREA TRIENNALE IN ATTIVITÀ DI PROTEZIONE CIVILE Vedi libro di testo, Cap 3 per ulteriori dettagli

7 I numeri quantici Risolvendo l'equazione di Schroedinger per l'atomo di idrogeno, si trovano diverse funzioni d'onda (orbitali) che la soddisfano; ciascuno di essi è caratterizzato da una serie di numeri detti numeri quantici che ne descrivono compiutamente le proprietà: numero quantico principale, nn=1,2,3,... è relazionato alla dimensione e alla energia dell'orbitale: maggiore è il valore di n, maggiore è la dimensione dell'orbitale e quindi l'elettrone ha meno probabilità di trovarsi vicino al nucleo; quindi un valore grande di n implica anche un valore grande di energia numero quantico azimutale, l per ogni valore di n, l=0, 1,..., n-1 è relazionato alla forma degli orbitali atomici l=0 s l=1 p l=2 dl=3 f numero quantico magnetico, m l m l = -l, -l+1,..., 1, 0, 1,..., l-1, l è relazionato alla orientazione relativa degli orbitali nello spazio Chimica Generale CORSO DI LAUREA TRIENNALE IN ATTIVITÀ DI PROTEZIONE CIVILE

8 Chimica Generale CORSO DI LAUREA TRIENNALE IN ATTIVITÀ DI PROTEZIONE CIVILE

9 Chimica Generale CORSO DI LAUREA TRIENNALE IN ATTIVITÀ DI PROTEZIONE CIVILE orbitale 1 sorbitale2 s funzione donda dell orbitale 1 s funzione donda dell orbitale 2 s quadrato della funzione donda dell orbitale 1 s distribuzione di probabilità di trovare lelettrone in quel punto dello spazio intorno al nucleo quadrato della funzione donda dell orbitale 2 s ci sono dei punti in cui la probabilità è nulla

10 Orbitali s l=0 forma sferica Gli orbitali si rappresentano graficamente con una superficie limite = superficie che delimita la zona dello spazio equivalente al 90% di probabilità di trovare l'elettrone 1s n=1 l=0 m l =0 2s n=2 l=0 m l =0 3s n=3 l=0 m l =0 Chimica Generale CORSO DI LAUREA TRIENNALE IN ATTIVITÀ DI PROTEZIONE CIVILE

11 Orbitali p l=1 Gli orbitali p sono 3 poichè l=1 e quindi sono possibili i valori di m l =-1,0,+1 Chimica Generale CORSO DI LAUREA TRIENNALE IN ATTIVITÀ DI PROTEZIONE CIVILE

12 Orbitali d l=2 Gli orbitali d sono 5 poichè l=2 e quindi sono possibili i valori di m l =-2,-1,0,+1,+2 Chimica Generale CORSO DI LAUREA TRIENNALE IN ATTIVITÀ DI PROTEZIONE CIVILE

13 Orbitali f l=3 Gli orbitali f sono 7 poichè l=3 e quindi sono possibili i valori di m l =-3,-2,-1,0,+1,+2,+3 Chimica Generale CORSO DI LAUREA TRIENNALE IN ATTIVITÀ DI PROTEZIONE CIVILE

14 Schema degli orbitali nlmlml numero di orbitali autofunzioni ,0, , 210, ,0,+1 -2,-1,0,1, , 310, , 32-1, 320, 321, ,0,+1 -2,-1,0,1,+1 -3,-2,-1,0,+1,+2, , 410, , 42-1, 420, 421, , 53-2, 53-1, 530, , 533 Chimica Generale CORSO DI LAUREA TRIENNALE IN ATTIVITÀ DI PROTEZIONE CIVILE

15 lforma s=0 sferica p=1 lobata d=2 f=3 ndimensione ed energia n=1,2,3,4 m l orientazione nello spazio s 1 orbitale p 3 orbitali d 5 orbitali f 7 orbitali Chimica Generale CORSO DI LAUREA TRIENNALE IN ATTIVITÀ DI PROTEZIONE CIVILE

16 Il modello ondulatorio si applica con successo anche alla trattazione di atomi con più di un elettrone; la trattazione in questo caso è più complessa perché è necessario considerare anche la repulsione fra elettroni (hanno la stessa carica). Dalla soluzione dell'equazione di Schroedinger si derivano gli orbitali atomici che sono qualitativamente simili agli orbitali dell'atomo di idrogeno; in questo caso, tuttavia, anche il numero quantico azimutale l concorre a determinare l'energia dell'elettrone nell'orbitale. Inoltre, nel caso di atomi con più di un elettrone è necessario introdurre un altro numero quantico per caratterizzare compiutamente un elettrone numero quantico di spin, m s m s = +1/2, -1/2 gli elettroni girano intorno al proprio asse secondo due possibili orientazioni Atomi polielettronici Chimica Generale CORSO DI LAUREA TRIENNALE IN ATTIVITÀ DI PROTEZIONE CIVILE principio di esclusione di Pauli: un orbitale contiene al massimo due elettroni ed essi hanno spin opposto

17 Nel caso degli orbitali idrogenoidi anche il numero quantico azimutale l concorre a determinare l'energia dell'elettrone nell'orbitale. Lo schema corretto diventa Lenergia degli orbitali poliettronici Chimica Generale CORSO DI LAUREA TRIENNALE IN ATTIVITÀ DI PROTEZIONE CIVILE lo schema di riempimento progressivo (che segue lordine crescente di energia degli orbitali) è pertanto: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p

18 Configurazione elettronica Ogni atomo è caratterizzato da una particolare disposizione degli elettroni nei suoi orbitali. La configurazione elettronica rappresenta tale disposizione ed è una specie di carta di identità dellatomo. Si può attribuire la configurazione elettronica di ciascun elemento disponendo i suoi elettroni negli orbitali a disposizione in ordine crescente di energia (principio dellAufbau) ricordando: 1) Il principio di esclusione di Pauli: ciascun orbitale (definito dai tre numeri quantici n, l e m l ) può contenere al massimo due elettroni (con spin opposto); 2) La regola di Hund: il riempimento di orbitali con la stessa energia (ad es. i 3 orbitali p) avviene ponendo un elettrone in ogni orbitale, tutti con spin parallelo. Eventuali altri elettroni vengono accoppiati solo se tutti gli orbitali di quel gruppo contengono almeno un elettrone. Es. Latomo di elio ha due elettroni. Essi vanno ad occupare (nella loro confi- gurazione stabile) lorbitale a più bassa energia, cioè lorbitale 1s. Lorbitale 1s può ospitare due elettroni quindi entrambi gli elettroni dellatomo di elio occupano lorbitale con minore energia La configurazione elettronica dellelio è 1s 2 Chimica Generale CORSO DI LAUREA TRIENNALE IN ATTIVITÀ DI PROTEZIONE CIVILE

19 Es. Latomo di boro ha 5 elettroni. Essi vanno ad occupare (nella loro configuzione stabile) gli orbitali a più bassa energia, cioè lorbitale 1sche può ospitare al massimo 2 elettroni lorbitale 2s che può ospitare al massimo 2 elettroni gli orbitali 2pche possono ospitare al massimo 6 elettroni La configurazione elettronica del boro è 1s 2 2s 2 2p 1 Es. Latomo di neon ha 10 elettroni. Essi vanno ad occupare (nella loro configuzione stabile) gli orbitali a più bassa energia, cioè lorbitale 1sche può ospitare al massimo 2 elettroni lorbitale 2s che può ospitare al massimo 2 elettroni gli orbitali 2pche possono ospitare al massimo 6 elettroni La configurazione elettronica del neon è 1s 2 2s 2 2p 6 Chimica Generale CORSO DI LAUREA TRIENNALE IN ATTIVITÀ DI PROTEZIONE CIVILE

20 Chimica Generale CORSO DI LAUREA TRIENNALE IN ATTIVITÀ DI PROTEZIONE CIVILE Es. Latomo di sodio ha 11 elettroni. Essi vanno ad occupare (nella loro configuzione stabile) gli orbitali a più bassa energia, cioè La configurazione elettronica del sodio è 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1

21 Tratto da De Paoli Chimica Generale e Inorganica

22 Tavola periodica e configurazione elettronica degli elementi Lordine con cui gli elementi compaiono della tavola periodica riflette la loro struttura elettronica: - lungo un periodo (righe) si assiste al progessivo riempimento degli orbitali in base al loro contenuto energetico NB i periodi sono caratterizzati dallo stesso numero quantico principale n, ma anche il valore di l concorre a determinare il valore di energia assunto dallelettrone in quegli orbitali (maggiore è il valore di l, maggiore è il contenuto energetico) quindi 3s ha una energia inferiore al 3p - gli elementi di un gruppo hanno la stessa configurazione elettronica esterna NB ciò conferisce agli elementi dello stesso gruppo un comportamento chimico simile poiché le proprietà chimiche risentono principalmente degli elettroni esterni Chimica Generale CORSO DI LAUREA TRIENNALE IN ATTIVITÀ DI PROTEZIONE CIVILE

23 Chimica Generale CORSO DI LAUREA TRIENNALE IN ATTIVITÀ DI PROTEZIONE CIVILE Tavola periodica in forma estesa (Z crescente) Ad ogni periodo è associato un valore di n; il numero di elementi per periodo corrisponde al numero di elettroni che può essere ospitato nel set di orbitali con quel numero quantico n. Il primo periodo ha solo due elementi perchè lorbitale 1s può allocare solo due elettroni; il secondo periodo ha 8 elementi perché lorbitale 2s alloca 2 elettroni e gli orbitali 2p allocano fino a 6 elettroni; il terzo periodo ha 8 elementi, perché gli orbitali 3d si riempono solo successivamente ecc.

24 Gli elementi del primo gruppo hanno la stessa configurazione esterna s 1, cioè hanno un elettrone spaiato che occupa un orbitale s (metalli alcalini). Gli elementi del secondo gruppo hanno configurazione elettronica esterna s 2, cioè hanno due elettroni nellorbitale s (metalli alcalino-terrosi). Blocco s Chimica Generale CORSO DI LAUREA TRIENNALE IN ATTIVITÀ DI PROTEZIONE CIVILE

25 progressivo riempimento degli orbitali p Blocco p Sono gli elementi che si ottengono per riempimento degli orbitali p. Ad es. il gruppo degli alogeni (F, Cl, Br, I) con configurazione esterna s 2 p 5 ) e il gruppo dei gas nobili (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) con configurazione esterna s 2 p 6 ) Chimica Generale CORSO DI LAUREA TRIENNALE IN ATTIVITÀ DI PROTEZIONE CIVILE

26 progressivo riempimento degli orbitali d Blocco d Sono gli elementi che si ottengono per riempimento degli orbitali d. Sono tutti metalli e sono detti metalli di transizione. Chimica Generale CORSO DI LAUREA TRIENNALE IN ATTIVITÀ DI PROTEZIONE CIVILE

27 progressivo riempimento degli orbitali d Blocco f Chimica Generale CORSO DI LAUREA TRIENNALE IN ATTIVITÀ DI PROTEZIONE CIVILE Sono gli elementi che si ottengono per riempimento degli orbitali d. Sono tutti metalli e sono detti terre rare (lantanidi e attinidi).

28 Le proprietà periodiche degli elementi Alcune proprietà degli elementi sono caratterizzate da una variazione sistematica lungo il periodo oppure lungo il gruppo, proprio perché dipendono dalla configurazione elettronica (e in particolar modo dagli elettroni esterni). Raggio atomico e raggio degli ioni Il raggio atomico aumenta lungo un gruppo (perché aumenta il numero quantico principale e quindi la dimensione degli orbitali), diminuisce lungo un periodo (perché aumenta la carica positiva del nucleo e il numero di elettroni che occupano orbitali con lo stesso numero quantico principale poco efficienti nello schermare tale carica). Chimica Generale CORSO DI LAUREA TRIENNALE IN ATTIVITÀ DI PROTEZIONE CIVILE gli ioni negativi sono sempre più grandi e gli ioni positivi sempre più piccoli dei relativi atomi neutri

29 Potenziale di ionizzazione Per strappare un elettrone ad un atomo è necessario fornire una certa quantità di energia. Tale energia è detta potenziale di ionizzazione. Quanto più è alto il potenziale di ionizzazione, tanto più sarà difficile strappare lelettrone dallatomo. Es. Na Na e - PI = +492 kJ/mol Il potenziale di ionizzazione aumenta lungo un periodo e diminuisce lungo un gruppo Cs ha il PI più basso Chimica Generale CORSO DI LAUREA TRIENNALE IN ATTIVITÀ DI PROTEZIONE CIVILE

30 Affinità elettronica Alcuni atomi hanno una tendenza spiccata ad acquistare un elettrone. Lenergia che viene liberata in questo processo è detta affinità elettronica. Quanto più è negativa laffinità elettronica, tanto più sarà facile che latomo acquisti lelettone. Es. Cl + 1 e- Cl - AE=-394 kJ/mol Laffinità elettronica diminuisce lungo un periodo e aumenta lungo un gruppo F ha la AE più negativa Chimica Generale CORSO DI LAUREA TRIENNALE IN ATTIVITÀ DI PROTEZIONE CIVILE


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