Dalla struttura atomica alla nomenclatura

Capitolo 1 La struttura dell’atomo Unità 1 Atomo e quanti di energia 1.1 La natura elettrica dell’atomo 1.2 La radiazione elettromagnetica 1.3 I quanti di energia Unità 2 Il modello atomico di Bohr 1.4 L’atomo di Bohr 1.5 Le energie di ionizzazione Unità 3 Il dualismo onda-particella 1.6 L’elettrone-onda 1.7 Il concetto di orbitale

Capitolo 1 La struttura dell’atomo Unità 4 Il modello quantomeccanico: orbitali e numeri quantici 1.8 I numeri quantici 1.9 Gli orbitali s, p, d, f Unità 5 Il dualismo onda-particella 1.10 L’energia degli orbitali 1.11 L’ordine di riempimento degli orbitali e la configurazione elettronica totale

1.1 La natura elettrica dell’atomo Nel 1897 Joseph John Thomson identificò gli elettroni, particelle con carica elettrica negativa e massa 2000 volte più piccola di quella dell’atomo di idrogeno.

1.1 La natura elettrica dell’atomo Nel 1904 Thomson propose il primo modello atomico in cui si facesse riferimento a particelle subatomiche. Egli ipotizzò che l’atomo fosse una sfera carica positivamente al cui interno si trovavano gli elettroni negativi in numero tale da neutralizzare la carica positiva.

1.1 La natura elettrica dell’atomo Nel 1911 Ernest Rutherford elaborò un modello atomico nucleare secondo cui: l’atomo è costituito prevalentemente da spazio vuoto, al cui interno si muovono rapidamente gli elettroni, e da un piccolo nucleo denso e positivo, dove si trovano i protoni e i neutroni.

1.1 La natura elettrica dell’atomo La sua ipotesi derivava dalle osservazioni fatte durante un esperimento in cui una sottile lamina d’oro veniva colpita con particelle α emesse da una sostanza radioattiva. Alcune particelle α sono deviate o riflesse

1.1 La natura elettrica dell’atomo Le osservazioni indicavano la presenza di una massa positiva concentrata al centro di un’estesa nuvola elettronica negativa. In contrasto con quanto prevedibile per il modello di Thomson

1.1 La natura elettrica dell’atomo Rutherford ipotizzò per l’atomo una struttura planetaria, in cui il nucleo rappresentava il Sole e gli elettroni si comportavano come i pianeti. Gli elettroni ruotavano attorno al nucleo a grande velocità lungo traiettorie circolari. La velocità dell’elettrone doveva essere tale che la forza centrifuga generata dalla rotazione bilanciasse in ogni istante la forza di attrazione elettrostatica del nucleo positivo.

1.1 La natura elettrica dell’atomo Pur partendo da evidenze sperimentali, il modello non spiegava il comportamento degli elettroni. Secondo le leggi dell’elettromagnetismo l’elettrone avrebbe dovuto perdere energia nel tempo, finendo per collassare sul nucleo.

1.2 La radiazione elettromagnetica I problemi legati al modello planetario di Rutherford furono superati studiando le radiazioni luminose emesse dalle sostanze. La luce può essere considerata come una particolare forma di onda elettromagnetica che si genera dall’oscillazione su piani perpendicolari di un campo elettrico e di un campo magnetico.

1.2 La radiazione elettromagnetica L’onda è caratterizzata da: lunghezza d’onda (λ) distanza tra due massimi dell’onda. Si misura in nanometri (1 nm = 10–9 m)

1.2 La radiazione elettromagnetica L’onda è caratterizzata da: ampiezza (A) massima altezza della cresta dell’onda rispetto alla base.

1.2 La radiazione elettromagnetica L’onda è caratterizzata da: frequenza (ν) numero di oscillazioni compiute dall’onda nell’unità di tempo. Si misura in hertz (1 Hz = s–1) periodo (T) intervallo di tempo in cui l’onda compie un’oscillazione completa. Corrisponde al reciproco della frequenza: T = ν–1 velocità di propagazione rapporto tra lunghezza d’onda e periodo. Nel vuoto ha un valore costante: c = 3·108 m/s

1.2 La radiazione elettromagnetica Per la luce si ha quindi: c = λ T ν = 1 T c = ν · λ ν = c λ Tutte le onde elettromagnetiche si propagano in un mezzo con la stessa velocità, ma si differenziano per la frequenza di oscillazione.

1.2 La radiazione elettromagnetica L’insieme di tutte le frequenze che le onde elettromagnetiche possono assumere costituiscono lo spettro elettromagnetico. Con il termine luce si intende generalmente la parte visibile dello spettro, che si estende tra l’ultravioletto e i raggi infrarossi.

La teoria quantistica formulata da Max Plank nel 1900 afferma che: 1.3 I quanti di energia La teoria quantistica formulata da Max Plank nel 1900 afferma che: nei processi fisici l’energia non può essere trasferita in modo continuo, cioè in quantità piccole a piacere, ma in quantità ben definite, dette quanti.

L’energia dei quanti è proporzionale alla frequenza della radiazione: 1.3 I quanti di energia L’energia dei quanti è proporzionale alla frequenza della radiazione: E = h · ν dove E = energia di un quanto h = 6,63 · 10–34 J · s (costante di Planck) ν = frequenza della radiazione

1.3 I quanti di energia Nel 1905 Albert Einstein utilizzò la teoria quantistica per interpretare l’effetto fotoelettrico. Alcuni metalli quando vengono colpiti da particolari radiazioni emettono elettroni.

1.3 I quanti di energia L’emissione di elettroni avviene solo se la frequenza della radiazione è superiore ad un certo valore. L’energia cinetica degli elettroni dipende dalla frequenza della radiazione.

1.3 I quanti di energia L’elettrone viene emesso soltanto se il metallo è colpito da una radiazione con sufficiente energia che, secondo l’equazione di Planck, dipende esclusivamente dalla frequenza della radiazione. Il comportamento delle radiazioni può essere interpretato ammettendone una doppia natura chiamata dualismo onda-particella. Quando la luce si propaga nello spazio può essere considerata come un’onda, mentre quando interagisce con la materia mostra caratteristiche corpuscolari.

originano uno spettro a righe 1.4 L’atomo di Bohr Un gas rarefatto incandescente emette solo alcune lunghezze d’onda caratteristiche che, scomposte da un prisma di vetro, originano uno spettro a righe

origina uno spettro continuo. 1.4 L’atomo di Bohr Un gas compresso incandescente, così come un solido o un liquido, emette luce bianca che, scomposta da un prisma di vetro, origina uno spettro continuo.

1.4 L’atomo di Bohr Le radiazioni che un gas interposto a una sorgente luminosa assorbe, sono le stesse che emette quando viene riscaldato.

delle righe di emissione dell’atomo di idrogeno. 1.4 L’atomo di Bohr Nel 1913 Niels Bohr ipotizzò che gli spettri di emissione e di assorbimento di un atomo fossero in relazione con i suoi elettroni. Applicando la teoria quantistica all’ipotesi della struttura planetaria dell’atomo di Rutherford, elaborò un modello capace di spiegare la frequenza delle righe di emissione dell’atomo di idrogeno.

1.4 L’atomo di Bohr Gli elettroni si distribuiscono solo a particolari distanze dal nucleo, descrivendo orbite di raggio r = 53n2 pm e possedendo valori quantizzati di energia. n è un numero intero positivo (n = 1, 2, 3, … ∞) detto numero quantico principale.

1.4 L’atomo di Bohr L’unico elettrone dell’idrogeno, che si trova sull’orbita con raggio minore (n = 1) è caratterizzato dal minimo valore di energia (stato fondamentale). Alle altre orbite permesse corrispondono valori superiori di energia (stati eccitati).

Un elettrone si muove su orbite con raggi e energie definite. 1.4 L’atomo di Bohr Un elettrone si muove su orbite con raggi e energie definite. L’energia di un elettrone aumenta all’aumentare del raggio dell’orbita.

1.4 L’atomo di Bohr Per passare ad un livello energetico superiore un elettrone assorbe energia, mentre per tornare a un’orbita con energia inferiore emette un fotone di opportuna frequenza.

1.4 L’atomo di Bohr L’energia del fotone emesso corrisponde alla differenza di energia delle due orbite tra cui avviene la transizione.

1.4 L’atomo di Bohr Ogni transizione dell’elettrone da uno stato eccitato ad un livello con numero quantico principale inferiore comporta l’emissione di una radiazione. Nell’atomo di idrogeno le transizioni elettroniche tra uno stato eccitato e il livello con n = 2 originano le righe spettrali della serie di Balmer, con frequenza corrispondente alla porzione visibile dello spettro.

1.4 L’atomo di Bohr Ogni transizione dell’elettrone da uno stato eccitato ad un livello con numero quantico principale inferiore comporta l’emissione di una radiazione. Il modello di Bohr interpreta in modo soddisfacente le righe di emissione dell’atomo di idrogeno, mentre non fornisce risultati adeguati quando viene applicato ad atomi polielettronici.

1.4 L’atomo di Bohr La teoria di Bohr fu completata e generalizzata da Arnold Sommerfeld che introdusse due nuovi numeri quantici, uno per descrivere la forma delle orbite, l’altro per rappresentare la distribuzione dell’orbita nello spazio. Il modello Bohr-Sommerfeld costituì il passo decisivo per la formalizzazione del modello degli orbitali basato sulla teoria quantistica.

1.5 Le energie di ionizzazione La distribuzione degli elettroni in diversi livelli è confermata dall’analisi delle energie di ionizzazione. L’energia di ionizzazione (E.I.) è l’energia necessaria per allontanare un elettrone da un atomo isolato. Be(g) Be+(g) Be2+(g) Be3+(g) e– e– e– + + + + E1 E2 E3 E4 → → → → Be2+(g) Be3+(g) Be4+(g) dove E1 è l’energia di prima ionizzazione, mentre E2, E3 e E4 sono rispettivamente le energie di seconda, terza e quarta ionizzazione.

1.5 Le energie di ionizzazione In un grafico, i valori delle energie di ionizzazione di un elemento non aumentano gradualmente ma sono disposti in gruppi. Nel caso del fosforo

1.5 Le energie di ionizzazione Si può quindi ipotizzare che gli elettroni non si dispongano alla stessa distanza dal nucleo, ma in livelli caratterizzati da energia diversa. Nel caso del fosforo

1.5 Le energie di ionizzazione Le stesse osservazioni sono valide per tutti gli elementi.

1.6 L’elettrone-onda Secondo Louis-Victor de Broglie l’elettrone poteva essere descritto come corpuscolo e come un’onda elettromagnetica con lunghezza d’onda λ: λ = h m · v Ad ogni corpo in moto è associabile un’onda, la cui lunghezza dipende dalla sua massa m e dalla sua velocità v.

1.6 L’elettrone-onda Nel 1927 Werner Karl Heisemberg enunciò il principio di indeterminazione: è impossibile conoscere contemporaneamente la velocità e la posizione di un elettrone. È impossibile sapere la posizione e la traiettoria dell’elettrone-onda, si possono fare solo valutazioni probabilistiche.

1.6 L’elettrone-onda L’equazione di Schrödinger permette di determinare i diversi stati energetici in cui può trovarsi l’elettrone. Le soluzioni dell’equazione di Schrödinger, sono funzioni matematiche chiamate funzioni d’onda (ψ). Il quadrato di una funzione d’onda (ψ2) è proporzionale alla probabilità di trovare l’elettrone in una data zona dello spazio.

1.7 Il concetto di orbitale Un orbitale può essere considerato come la regione di spazio in cui vi è il 90% di probabilità di trovare l’elettrone.

1.7 Il concetto di orbitale Secondo il modello degli orbitali: un elettrone è contemporaneamente una particella e un onda; gli elettroni non si muovono lungo orbite prefissate; il movimento e lo stato energetico dell’elettrone forniscono le caratteristiche dell’orbitale; l’orbitale può essere considerato come la regione di spazio dove c’è il 90% di probabilità di trovare l’elettrone; l’orbitale è la regione dello spazio intorno al nucleo in cui l’elettrone passa il 90% del suo tempo.

1.8 I numeri quantici Le caratteristiche degli orbitali sono espresse tramite i numeri quantici. Nome Simbolo Valori Significato Principale n 1 → ∞ Raggio ed energia dell’orbitale Angolare l 0 → (n–1) Forma dell’orbitale Magnetico m –l → +l Orientazione dell’orbitale Spin ms –½ e +½ Senso di rotazione dell’orbitale

1.8 I numeri quantici

Nel 1925 Wolfgang Pauli enunciò il principio di esclusione di Pauli: 1.8 I numeri quantici Nel 1925 Wolfgang Pauli enunciò il principio di esclusione di Pauli: in un atomo non possono mai trovarsi due elettroni con tutti i numeri quantici uguali. Di conseguenza un orbitale può contenere al massimo due elettroni con spin opposto.

Gli orbitali dello stesso tipo (l uguale) hanno la stessa forma. 1.9 Gli orbitali s, p, d, f Gli orbitali con lo stesso valore di numero quantico angolare l vengono indicati con una lettera. Valori di l 1 2 3 Tipo s p d f Gli orbitali dello stesso tipo (l uguale) hanno la stessa forma. Gli orbitali con lo stesso numero quantico principale n hanno lo stesso volume. Il volume di un orbitale aumenta all’aumentare del numero quantico principale

Gli orbitali s hanno forma sferica. 1.9 Gli orbitali s, p, d, f Gli orbitali s hanno forma sferica. Il numero davanti al simbolo s indica il numero quantico principale.

Gli orbitali p hanno forma bilobata. 1.9 Gli orbitali s, p, d, f Gli orbitali p hanno forma bilobata.

Gli orbitali d hanno forma tetralobata. 1.9 Gli orbitali s, p, d, f Gli orbitali d hanno forma tetralobata.

1.9 Gli orbitali s, p, d, f

1.10 L’energia degli orbitali La disposizione degli elettroni negli orbitali segue il principio di Aufbau: gli elettroni si dispongono negli orbitali a partire da quelli a minor energia. L’energia degli orbitali aumenta all’aumentare dei valori di n e l. A parità di n cresce secondo l’ordine s, p, d, f. A parità di n e l gli orbitali hanno la stessa energia, sono isoenergetici.

1.10 L’energia degli orbitali L’ordine degli orbitali secondo valori di energia crescenti è:

Gli elettroni riempiono gli orbitali seguendo le regole: 1.11 L’ordine di riempimento degli orbitali e la configurazione elettronica totale Gli elettroni riempiono gli orbitali seguendo le regole: in ogni orbitale non vi possono essere più di due elettroni; i due elettroni che occupano lo stesso orbitale hanno spin opposto; ogni elettrone va a occupare l’orbitale a minore energia, tra quelli non completi già con due elettroni; nel completamento di orbitali isoenergetici, gli elettroni occupano, con spin parallelo, il maggior numero di orbitali vuoti (regola di Hund).

1.11 L’ordine di riempimento degli orbitali e la configurazione elettronica totale

1.11 L’ordine di riempimento degli orbitali e la configurazione elettronica totale Gli orbitali in cui sono presenti gli elettroni di un atomo sono indicati tramite la configurazione elettronica totale dell’elemento. 13 14 15 16 17 18 19 20 Al Si P S Cl Ar K Ca 1s2, 2s22p6, 3s23p1 1s2, 2s22p6, 3s23p2 1s2, 2s22p6, 3s23p3 1s2, 2s22p6, 3s23p4 1s2, 2s22p6, 3s23p5 1s2, 2s22p6, 3s23p6 1s2, 2s22p6, 3s23p6, 4s1 1s2, 2s22p6, 3s23p6, 4s2