Fig. 1 - Metodo di raccolta dei gas su mercurio La Fig.1 illustra il metodo così come fu applicato da Joseph Priestley in un esperimento che consentì di scoprire l’ossigeno: una “calce” (che oggi chiameremmo ossido di mercurio) ottenuta per riscaldamento all’aria di mercurio, produceva, per riscaldamento a più alta temperatura, nuovamente mercurio ed un gas che egli raccoglieva col metodo di Hales. Priestley aveva così isolato l’ossigeno. Il periodo di transizione fu ricco di risultati. Grazie al metodo di Hales furono isolati molti gas e ci si accorse che l’aria non era un elemento ma bensì una miscela di più gas. Furono isolati l’azoto, l’ossigeno, l’anidride carbonica, l’idrogeno, l’ammoniaca, l’ossido d’azoto, l’acido cloridrico e l’anidride solforosa.

Cosa studia la CHIMICA? Studia la materia e le sue trasformazioni a livello ATOMICO e MOLECOLARE Nonché le variazioni energetiche che le accompagnano E le leggi che ne regolano il comportamento

ELEMENTI e MOLECOLE Proprietà chimico-fisiche CAPACITA ’ DI REAGIRE Proprietà chimico fisiche diverse dalle molecole/elementi da cui derivano Ac, acetico + n-otanolo → estere ottil acetato CH 3 ─ C=O + CH 3 ─ (CH 2 ) 7 ─ OH → CH 3 ─ C─ O─ CH 2 (CH 2 ) 6 ─CH 3 │ ║ OH O Individuare possibili prodotti di reazione Applicazioni industriali “ farmacologiche “ ecologiche

Solo alcuni GAS esistono in condizioni naturali allo STATO ATOMICO; La maggior parte della materia esiste sottoforma di aggregati di due o più atomi detti MOLECOLE

Come vengono gestite le molecole? Normalmente risulta più semplice e diretto utilizzare combinazioni di simboli atomici FORMULA O 2 N 2 Cl 2 CO 2 CO NaCl H 2 O NH 3 O 3

Tra la fine dell’Ottocento e l’inizio del Novecento una serie di esperimenti dimostrò che l’atomo è costituito da particelle subatomiche. Le principali particelle subatomiche sono: protoni: hanno una carica positiva e si trovano nel nucleo neutroni: non hanno carica, si trovano nel nucleo elettroni: hanno una carica negativa, si trovano al di fuori del nucleo (la massa di un elettrone è circa 2000 volte più piccola di quella di protoni e neutroni)

5.5x x x elettrone x neutrone x x protone (uma)(g)(e)(C) massa carica Il raggio di un atomo è dell'ordine di 1 Å ( m). Il nucleo ha un raggio di circa Å ( volte più piccolo del raggio atomico). Il numero di protoni presenti nel nucleo di un atomo viene definito come numero atomico Z La somma dei neutroni e dei protoni presenti nel nucleo di un atomo viene definito numero di massa A. In un atomo neutro il numero degli elettroni è uguale al numero dei protoni (numero atomico Z). Isotopi sono elementi con uguale numero di protoni, ma diverso numero di neutroni (Z rimane uguale, ma varia A) ATOMO

Gli atomi dello stesso elemento con masse differenti vengono chiamati isotopi. Tutti gli isotopi di un certo elemento possiedono stesse proprietà chimiche. I rapporti relativi tra isotopi diversi dello stesso elemento sono costanti.

(92 protoni +146 neutroni + 92 elettroni)

Quando parliamo della massa degli atomi ci riferiamo: non alla loro massa reale e assoluta (che è infinitesimamente piccola 0, ) ma alle loro masse relative, cioè quanto un atomo è più grande o più piccolo di un altro atomo. Ovviamente per fare questo ci occorre la massa di un atomo da prendere come riferimento e a cui dare il valore unitario (valore = 1 u)

Una scala uniforme della masse atomiche relative richiede quindi una massa di riferimento. Per l’unità di massa atomica (simbolo u) il riferimento è l’atomo di carbonio (isotopo12): 1 atomo di carbonio (isotopo12) = 12 u (esatte) 1 u = 1/12 della massa di un atomo di carbonio (isotopo12) (In base a questa definizione, l’atomo più leggero è l’atomo di idrogeno con massa di circa 1u, circa uguale alla dodicesima parte della massa del Carbonio(isotopo 12))

ELETTRONI: Disposizione negli atomi Energie relative dei differenti elettroni (livelli energetici) Collocazione spaziale (orbitali)

LUCE: si propaga nello spazio come un’onda Lunghezza d’onda lunga Bassa frequenza ampiezza Alta frequenza Lunghezza d’onda breve caratteristiche principali: distanza tra due massimi o minimi metri o nanometri (1nm = ) numero di cicli d’onda che passano per un dato punto nell’unità di tempo 1 ciclo/sec = 1 Hertz (Hz)

LO SPETTRO ELETTROMAGNETICO Lunghezza d’onda ( )= metri = c (2.998 x 10m/sec) Frequenza ( ) = cicli/sec

3. La natura corpuscolare Tra il 1900 e il 1910 grazie a Max Planck e ad Albert Einstein vengono spiegati alcuni fenomeni come quello fotoelettrico attribuendo una natura corpuscolare alle onde luminose luce generata da un flusso di particelle FOTONI E= h = hc/ (Joule) Eq. di Einstein h= costante di Planck x J sec

He Ne Spettri di emissione degli atomi H XVII sec. Newton dimostra che la luce visibile solare (bianca) poteva essere suddivisa attraverso un prisma nelle sue diverse componenti colorate Cosa si ottiene dagli spettri di emissione di elementi gassosi? Ogni elemento ha uno spettro caratteristico ! Fotoni con ben definite comportano definite energie !

MODELLO ATOMICO di BOHR (1913) Gli elettroni possono muoversi solo su ORBITE PERMESSE Tali orbite circolari sono definite da livelli quantizzati di energia All’interno di tali orbite l’elettrone non emette energia perché si trova in una condizione STABILE Ogni orbita ha energia definita: quella più vicina al nucleo ha energia più bassa Un elettrone può spostarsi da un livello ad energia minore (stato fondamentale) ad uno ad energia maggiore (stato eccitato) solo se assorbirà energia maggiore o uguale alla differenza di energia tra i due livelli Modello atomico di Bohr

Il comportamento degli elettroni viene spiegato con le leggi della MECCANICA_QUANTISTICA: 1924 De Broglie: natura ondulatoria e corpuscolare della materia e degli elettroni: = h / mv h = costante di Plank = 6,63 x (J sec) m = massa dell’elettrone = 9,11 x kg v =velocità dell’elettrone (m/s) 1927 Principio di Indeterminazione di Heisenberg, Schrödinger, Dirac: non è possibile conoscere contemporaneamente velocità e posizione dell’elettrone) Difficoltà nel determinare l’orbita dell’elettrone In oggetti macroscopici, il comportamento ondulatorio non è riscontrabile poiché il valore della risulta piccolissima, essendo molto grande di valore di m e molto piccolo il valore di h Tramite la risoluzione di equazioni matematiche molto complesse, equazione di Schroedinger, si può descrivere lo stato energetico degli atomi e definire con una certa probabilità lo spazio in cui si trova l’elettrone, lo spazio è definito come ORBITALE ed è definito attraverso l’utilizzo di 4 parametri detti NUMERI QUANTICI

ORBITALI ATOMICI numeri quantici n l m l m s n numero quantico principale n ≥ 1 (1,2,3....7) determina l'energia dell'orbitale l numero quantico di momento angolare 0≤ l ≤ (n-1) (0,1,..., n -1) determina la forma dell'orbitale m l numero quantico magnetico -l ≤ m l ≤ l (-l,-l +1,...,l -1,l) determina la direzione di sviluppo dell'orbitale m s numero quantico di spin +1/2 ; -1/2 determina la rotazione oraria o antioraria dell'elettrone

1s 2s 2p l =0  s l =1  p l =2  d l =3  f 3s 3p 3d Distribuzioni radiali di probabilità (probabilità di trovare l’elettrone ad una certa distanza dal nucleo) Numero quantico l Tutti i livelli energetici, tranne il primo, è suddiviso da SOTTOLIVELLI con diversa energia, identifica le forme dei diversi orbitali (assume valori compresi tra 0 e n-1)

Confronto tra gli orbitali 1s 2s 3s con la presenza di 0, 1 e 2 nodi radiali

Numero quantico m l Identifica l’orientamento dell’orbitale nello spazio e assume valori compresi tra – l, 0 e +l identifica per ogni numero quantico l, quanti orbitali ci sono in una strato con uguale energia

Livelli energetici principali (n) Numero di sottolivelliTipo di sottolivelli 11s 22s,p 33s, p, d 44s, p, d, f

Numero quantico m s

CONFIGURAZIONI ELETTRONICHE Principio di esclusione di Pauli: Due elettroni non possono essere definiti dagli stessi numeri quantici L'ordine di riempimento degli orbitali per lo stato fondamentale di un elemento segue il principio di aufbau: si inizia a riempire gli orbitali a più bassa energia osservando il principio di esclusione di Pauli. Regola di Hund o della massima molteplicità dello spin In presenza di orbitali degeneri (stessa energia) gli elettroni preferiscono avere lo stesso spin ed occupare orbitali diversi piuttosto che accoppiarsi sullo stesso orbitale con spin opposto

1 Bo Si As TeSb Ge CNOF P Se SCl Br I At Sc YZr Ti Hf V Nb Ta Cr Mo W Mn Tc Re Fe Ru Os Co Rh Ir Ni Pd Pt Cu Ag Au Zn Cd HgRn Xe Kr Ar Ne He Al Ga In TlPbBiPo Sn LaCePrNdPmSmGdEuTbDyHoErTmYbLu AcThPaUNpPuAmCmBkCfEsFmMdNoLr H Li Na K Rb Cs Fr Be Mg Ca Sr Ba Ra Periodi Gruppi Gas Nobili Non Metalli Semimetalli Lantanidi e Attinidi Metalli dei gruppi Rappresentativi Metalli di Transizione Metalli Alcalino Terrosi Legenda CNOF P Se SCl Br I At VIAIVA IA IIAIIIAVAVIIA VIIIA IIIBIVBVBVIIBVIIIBIBIIB TAVOLA degli ELEMENTI H Idrogeno 1,0079 Simbolo Chimico Nome Elemento Peso Atomico Configurazione elettronica 1s 1 L'unità di riferimento per la misura della massa degli atomi è l'unità di massa atomica (uma o Dalton) definita come 1/12 della massa del nuclide neutro 12 C Il numero d ’ atomi presenti in 1 g di 1 H (6.022x10 23 ) è chiamato Numero di Avogadro. La Mole è un ’ unità di quantità di sostanza che contiene un Numero di Avogadro d ’ entità elementari quali atomi, molecole, elettroni etc

Caselline contigue rappresentano orbitali degeneri. L’elettrone viene rappresentato da una freccia la cui direzione indica lo stato di spin Quando gli orbitali di tipo p sono completamente riempiti dagli elettroni a più alta energia si ottiene una configurazione particolarmente stabile tipica dello stato fondamentale dei gas nobili. CONFIGURAZIONI ELETTRONICHE

PROPRIETA ’ PERIODICHE DEGLI ELEMENTI RAGGIO ATOMICO X  X + + e - ENERGIA DI IONIZZAZIONE (IE) X + e -  X - AFFINITA ’ ELETTRONICA (EA)  1/2(EI+AE) ELETTRONEGATIVITA ’

Configurazioni elettroniche inattese: Cr [Ar]3d 4 4s 2  [Ar]3d 5 4s 1 Cu [Ar]3d 9 4s 2  [Ar]3d 10 4s 1

La configurazione elettronica di un elemento può essere anche riportata scrivendo tra parentesi quadrate il simbolo del gas nobile che lo precede come numero atomico più la configurazione dei restanti elettroni Ad esempio: La configurazione dello stato fondamentale dello zolfo può essere descritta come: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 Oppure [Ne]3s 2 3p 4 Elettroni interni Elettroni di valenza Gli elettroni di valenza sono quelli che determinano le proprietà chimiche degli elementi in quanto sono questi che partecipano alla formazione dei legami chimici

Proprietà INTESIVE ed ESTENSIVE Non dipendono dalla quantità di materia Temperatura e densità Dipendono dalla quantità di materiale Massa e volume PROPRIETA ’ DELLA MATERIA mol cd K A s m kg Simbolo MoleQuantità di sostanza CandelaIntensità luminosa KelvinTemperatura AmpereCorrente elettrica SecondoTempo MetroLunghezza chilogrammoMassa Nome dell ’ unitàGrandezza fisica Unità SI fondamentali Più usato 1/1000 kg = grammo (gr) Volume grandezza derivata m 3, 1 dm 3 = 1 litro Grandezza derivata da entrambe La densità = massa / volume = gr/cm 3 Si basa sulle proprietà dei gas, e lo zero di tale scala = -273,15 °C. K = °C + 273,15

TEORIA ATOMICA DI DALTON La Materia è costituita da particelle elementari dette ATOMI Gli ATOMI sono indivisibili ed inalterabili Gli ATOMI di uno stesso elemento sono identici tra loro Gli ATOMI di elementi differenti sono diversi Gli ATOMI di elementi diversi si combinano tra loro formando particelle composte o COMPOSTI in cui il rapporto numerico con cui sono combinati gli atomi è definito e costante Problema: Legge dei volumi di combinazione di Gay-Lussac (1808) cloro (g) + idrogeno (g) → acido cloridrico (g) 1 vol. 1 vol. 2 vol. ossigeno (g) + idrogeno (g) → acqua (g) 1 vol2 vol. 2 vol Legge di Avogadro : volumi uguali di gas diversi, nelle stesse condizioni di T e P contengono lo stesso numero di MOLECOLE MOLECOLA : la più piccola parte di un elemento o di un composto (costituita da 2 o più atomi) che presenta tutte le proprietà fisiche e chimiche di quell ’ elemento o composto

ATOMO INDIVISIBILE?? Nella seconda metà 1800 si comincia a dubitare della veridicità di tale assunto: 1)Alcune sostanze sciolte in acqua formano soluzioni in grado di trasportare corrente elettrica 2)Scoperta dei raggi catodici (1880) utilizzando i tubi di Crookes * I raggi catodici partono dal catodo (polo negativo) * Sono costituiti da piccolissime particelle che viaggiano in linea retta * Possiedono una certa massa * Hanno carica elettrica negativa * Non dipendono né dal metallo che costituisce il catodo, né dal gas inserito nel tubo * 1897 Thomson riesce a calcolare il rapporto carica/massa delle particelle r=c/m =1,76 x 10 8 coulomb/gr * 1906 Millikan determina la carica di tale particella 1,60 x coulomb e la massa di 9.11 x gr ELETTRONE

Tubo di Goldstein - Tubo di Thomson: i Raggi “ Positivi ” *e/m varia con la natura del gas presente nel tubo e la massa delle particelle assumeva un valore minimo se il gas era idrogeno *Al passaggio della corrente elettrica è possibile evidentziare dei raggi luminosi colorati con origine dall ’ anodo e diretti verso il catodo *ioni positivi del gas contenuto (privato degli elettroni) PROTONE

La radioattività Naturale Marie e Pierre Curie raggi  : e/m =metà di quello dello ione idrogeno  atomi di He ionizzati cioè privi di due elettroni raggi  : sono elettroni raggi  : radiazioni elettromagnetiche ad alta energia non posseggono né carica né massa = fotone

Esperimento di Rutherford

Gli atomi sono costituiti da un nucleo piccolo e massivo dove è concentrata la carica positiva, circondato da cariche negative sparse in un grande volume. Non vengono rispettate le leggi dell ’ elettromagnetismo di Maxwell Gli elettroni con movimento circolare intorno al nucleo e quindi con moto acelarato dovrebbero emettere radiazione Emettere radiazione significa perdere energia Collasso degli elettroni nel nucleo NUOVA TEORIA ATOMICA

LO SPETTRO ELETTROMAGNETICO Tre caratteristiche: Ampiezza Lunghezza d’onda ( )= metri = c (2.998 x 10 8 m) Frequenza ( ) = cicli/sec

He Ne MODELLO ATOMICO di BOHR Gli elettroni possono muoversi solo su ORBITE PERMESSE Tali orbite circolari sono definite da livelli quantizzati di energia potenziale All’interno di tali orbite l’elettrone non emette energia perché si trova in una condizione STABILE Ogni orbita ha energia definita: quella più vicina al nucleo ha energia più bassa Un elettrone può spostarsi da un livello ad energia minore (stato fondamentale) ad uno ad energia maggiore (stato eccitato) solo se assorbirà energia maggiore o uguale alla differenza di energia tra i due livelli Spettri di emissione degli atomi H Difficoltà nel determinare l’orbita dell’elettrone Difficoltà di applicare agli atomi e agli elettroni le leggi della meccanica classica che richiedono di determinare posizioni velocità e accelerazioni (1927 Principio di Indeterminazione di Heisenberg, Schrödinger, Dirac: non è possibile conoscere contemporaneamente velocità e posizione dell’elettrone) Il comportamento degli elettroni viene spiegato con le leggi della MECCANICA_QUANTISTICA: (1900 Plank: la luce o qualsiasi tipo di en. Radiante viene scambiata dai corpi materiali attraverso quantità definite dette quanti la cui energia è inversamente proporzionale alla frequenza Energia = h dove h e' la Costante di Plank il cui valore e' = 6, ×10-34 J) (1924 De Broglie: natura ondulatoria e corpuscolare degli elettroni: = h / mv Non si può più parlare di orbita, ma viene introdotto il concetto di ORBITALE, definito matematicamente da un ’ equazione d ’ onda (  ), il cui valore definisce una regione intorno al nucleo dove è massima la probabilità (  2 ) di trovare l ’ e - MODELLO ATOMICO QUANTO-MECCANICO