LAVOISIER Conservazione della massa nelle reazioni chimiche PROUST (proporzioni definite) Un determinato composto contiene gli elementi in rapporti di peso indipendenti dal modo in cui è stato preparato esempio: H2O = 1 g idrogeno : 8 g Ossigeno

DALTON (Proporzioni Multiple) Quando due elementi si combinano per dare diversi composti, le quantità di un elemento che si combinano con una quantità fissa dell’altro stanno fra di loro in rapporti esprimibili mediante numeri interi piccoli Esempio: O e N 14 g di N (azoto) + Ossigeno 16 g 32 g NO NO2

AVOGADRO Volumi uguali di gas chimicamente differenti contengono lo stesso numero di particelle purchè a pari condizioni di Temperatura e Pressione Esempio: H2 + Cl2 = 2 HCl 1 L di H2 + 1 L di Cl2 = 2 L di HCl

Teoria atomica di Dalton (1808) La materia è formata da particelle piccolissime ed indivisibili: gli atomi. Tutti gli atomi di un elemento (H, C, O…) sono uguali tra loro e hanno la stessa massa; Dagli atomi di un elemento non è possibile ottenere atomi di un altro elemento; Gli atomi di un elemento si possono combinare solo con numeri interi di atomi di un altro elemento; In una reazione chimica gli atomi di un elemento non possono essere nè creati nè distrutti e si trasferiscono interi formando nuovi composti.

Atomo e particelle atomiche

Modello di Thompson

Esperimento di Rutherford

Elettrone Carica/massa = 1,76 X 108g/C Carica = 1,60 X 10-19 C Massa =9,10 X 10-28 g

Modello dell’atomo secondo Rutherford Secondo la teoria elettromagnetica una carica che subisce accelerazione emette una radiazione elettromagnetica. Questa perdita di energia avrebbe dovuto portare ad un collasso degli elettroni sul nucleo

La radiazione elettromagnetica può essere descritta in termini di onde Le onde di luce sono caratterizzate da: Ampiezza (A): lunghezza d’onda (l): distanza tra due punti identici di due onde adiacenti (per esempio due creste) Frequenza (n): numero di creste che passano in un determinato punto nell’unità di tempo (espresso in cicli al secondo o 1/s o s-1) a velocità costante: l, n sono legate tra di loro dalla relazione n = v Nel vuoto v = c = 3.00 *108 m/s

Lo spettro elettromagnetico

Spettro di luce visibile Isaac Newton Spettro continuo

Equanto = h × nradiazione Equazione di Planck La luce può essere descritta anche in termini di particelle, o fotoni. Ogni fotone di luce possiede una particolare quantità di energia (quanto) L’equazione di Planck correla l’energia di un fotone alla frequenza della luce Equanto = h × nradiazione h = costante di Planck = 6.626 10-34 J.s In termini di lunghezza d’onda sapendo che l n = c Equanto = hc/l Perciò onde di maggiore lunghezza d’onda hanno minore energia.

Effetto fotoelettrico Quando un metallo puro (elettrodo negativo), posto in una camera sottovuoto, viene colpito da una radiazione sufficientemente forte, la sua superficie emette elettroni. Questi elettroni (cariche negative) sono attratti dall’elettrodo positivo. Questo flusso di elettroni permette il passaggio di corrente elettrica. OSSERVAZIONI: Gli elettroni sono emessi solo se i fotoni hanno energia sufficientemente alta, indipendentemente dall’intensità luminosa del fascio o dal tempo di irraggiamento il numero di elettroni emessi aumenta proporzionalmente all’intensità del fascio luminoso

Louis Victor Duc de Broglie Dualismo onda-materia De Broglie ipotizzò che in maniera simile alla luce anche gli elettroni avessero una duplice natura: ondulatoria e particellare Ad ogni particella, di massa m che si muove con velocità v, è associata un onda di lunghezza : h = costante di Planck Louis Victor Duc de Broglie Nobel per la Fisica 1929 elettroni

Natura Ondulatoria degli elettroni La sua ipotesi fu confermata dagli esperimenti fatti da Davisson e Germer sulla diffrazione di elettroni. Essi inviarono un fascio di elettroni su un cristallo di nichel e misurarono la distribuzione degli elettroni retrodiffusi. Le figure di diffrazione ottenute sono simili a quelle ottenute dai raggi X attraverso i cristalli.

Gli spettri a righe di alcuni elementi Spettro a righe dell’idrogeno A. Un campione di H2 gassoso è dissociato negli atomi componenti ed eccitato da una scarica elettrica. La luce emessa attraversa una fenditura e un prisma, che disperde la luce nelle lunghezze d’onda componenti. È mostrato lo spettro a righe (spettro discontinuo) dell’idrogeno atomico (in alto). B. Lo spettro continuo della luce bianca è confrontato con gli spettri a righe del mercurio e dello stronzio. È importante il fatto che ogni spettro a righe sia diverso dagli altri. Gli spettri a righe di alcuni elementi

Modello atomico di Bohr Un elettrone  può descrivere intorno al nucleo solo determinate orbite, (quantizzazione delle orbite); Quando un elettrone percorre una data orbita in contrasto con le leggi dell’elettromagnetismo non irradia energia. Solo a seguito ad uno spostamento da un orbita ad un’altra si ha una variazione del contenuto energetico dell’atomo (quantizzazione dell’energia); Ad ogni orbita corrisponde un valore di energia ben definito

La “scalinata quantica” In questa analogia per i livelli energetici dell’atomo di idrogeno, un elettrone può assorbire un fotone e salire su un “gradino” (stato stazionario) più alto o emettere un fotone e scendere su un “gradino” (stato stazionario) più basso. Ma l’elettrone non può situarsi in una posizione intermedia tra i due gradini.

L’analogia del piano di un tavolo per l’energia dell’atomo di idrogeno Il passaggio di un elettrone da un’orbita ad energia maggiore ad una ad energia inferiore è accompagnato dal rilascio di una quantità discreta, ben definita di energia (quanti di energia) Equazione di Planck: E = h u = c / l E = h (c/l) h = 6,626 . 10-34 J s c = 3,00 . 108 m s-1 Se si assegna, per definizione, energia potenziale zero al sistema quando il libro è appoggiato sul tavolo, il sistema ha energia negativa quando il libro giace sul pavimento. Analogamente, l’atomo di idrogeno, per definizione, ha energia zero quando l’elettrone è completamente separato dal nucleo, e quindi la sua energia è negativa quando l’elettrone è attratto dal nucleo.

Modello atomico di Bohr- spettro a righe

Meccanica quantistica

px x 4π Principio di indeterminazione di Heisenberg Werner Heisenberg Nobel per la Fisica 1932 x px Non si può misurare con precisione la posizione e la quantità di moto di una particella piccolissima: 4π

Equazione di Schrödinger Nel 1926 Erwin Schrödinger descrisse il moto ondulatorio dell'elettrone in funzione della sua energia, considerandolo come un'onda stazionaria e raffigurò l'elettrone in termini statistici. Schrödinger formulò un’equazione differenziale del secondo ordine la cui soluzione è una funzione d’onda . Lo spazio in cui ha maggiore probabilità di trovare l'elettrone, calcolabile attraverso l'equazione di Schrödinger, prende il nome di orbitale.

Erwin Rudolf Josef Alexander Schrödinger Equazione di Schrödinger Erwin Rudolf Josef Alexander Schrödinger Nobel per la Fisica 1933 Per una particella che si muove lungo la dimensione x, con energia E e con potenziale V(x): è la funzione d’onda che descrive la particella.

P(x) è la probabilita di trovare la particella alla coordinata x è una funzione d’onda che descrive la particella, ma in se non ha un significato fisico, è solo un artificio matematico. Tuttavia: P(x) è la probabilita di trovare la particella alla coordinata x

 (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, … indica l’energia dell’orbitale  (momento angolare) = 0,1,… (n-1) indica la forma dell’orbitale m (momento magnetico) = -, …, 0, …, + indica l’orientamento dell’obitale nello spazio

n  m 1 2 -1 +1 3 -2 +2 ... n = 1, 2, 3, …  = 0, 1, … (n-1) m = -, …, 0, …, +  = 0 orbitale tipo s  = 1 orbitale tipo p = 2 orbitale tipo d = 3 orbitale tipo f ..

n = 1 = 0 orbitale tipo s 1s n = 2 = 0, 1 orbitali di tipo s e p Per l = 0; m= 0 Per l = 1; m=-1, 0, +1 z x y px z x y pz z x y py 2s

Orbitali atomici s Orbitali atomici p

Orbitali atomici d

Orbitali atomici d

Orbitali atomici f