Dalla Struttura degli atomi e delle molecole alla chimica della vita

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1 Dalla Struttura degli atomi e delle molecole alla chimica della vita
Mario Rippa – La Chimica di Rippa Dalla Struttura degli atomi e delle molecole alla chimica della vita Secondo biennio

2 Capitolo 9 La struttura dell’atomo
9.1 L’atomo come sistema planetario 9.2 La radiazione elettromagnetica 9.3 I quanti di energia 9.4 L’atomo di Bohr 9.5 Le energie di ionizzazione 9.6 L’elettrone onda 9.7 Dalle orbite agli orbitali 9.8 I numeri quantici 9.9 Gli orbitali s, p, d, f 9.10 L’energia degli orbitali 9.11 L’ordine di riempimento degli orbitali e la configurazione elettronica totale

3 9.1 L’atomo come sistema planetario
Nel 1911 Ernest Rutherford elaborò il modello atomico nucleare che afferma che: 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.

4 9.1 L’atomo come sistema planetario
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.

5 9.1 L’atomo come sistema planetario
Il modello non spiegava il comportamento degli elettroni. Secondo il modello l’elettrone avrebbe dovuto perdere energia collassando sul nucleo.

6 9.2 La radiazione elettromagnetica
I problemi legati al modello planetario di Rutherford sono stati 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.

7 9.2 La radiazione elettromagnetica
L’onda è caratterizzata da: Tempo Intensità Lunghezza d’onda lunghezza d’onda (l) Ampiezza frequenza (n) ampiezza (A) periodo (T) velocità (c) Tutte le onde elettromagnetiche si propagano in un mezzo con la stessa velocità, ma si differenziano per la frequenza di oscillazione. c = l T n = 1 T c = n · l n = c l

8 9.2 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.

9 La teoria quantistica formulata da Max Plank nel 1900 afferma che:
9.3 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.

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

11 9.3 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.

12 9.3 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.

13 9.3 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.

14 I gas compressi, i solidi e i liquidi generano
9.4 L’atomo di Bohr Un gas rarefatto incandescente emette solo certe frequenze generando uno spettro a righe. I gas compressi, i solidi e i liquidi generano uno spettro continuo.

15 9.4 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.

16 9.4 L’atomo di Bohr Gli elettroni si distribuiscono solo a particolari distanze dal nucleo, descrivono orbite di raggio r = 53n2 pm e possiedono valori quantizzati di energia.

17 Un elettrone si muove su orbite con raggi e energie definite.
9.4 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. Per passare ad un livello energetico superiore un elettrone assorbe energia, mentre per tornare ad a un’orbita con energia inferiore emette un fotone di opportuna frequenza. L’energia del fotone emesso corrisponde alla differenza di energia delle due orbite tra cui avviene la transizione.

18 Un elettrone si muove su orbite con raggi e energie definite.
9.4 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.

19 9.4 L’atomo di Bohr Per passare ad un livello energetico superiore un elettrone assorbe energia, mentre per tornare ad a un’orbita con energia inferiore emette un fotone di opportuna frequenza.

20 9.4 L’atomo di Bohr L’energia del fotone emesso corrisponde alla differenza di energia delle due orbite tra cui avviene la transizione.

21 9.4 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.

22 9.4 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 le righe di emissione dell’atomo di idrogeno, non fornisce invece risultati adeguati quando viene applicato ad atomi polielettronici.

23 9.5 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.

24 9.5 Le energie di ionizzazione
Gli elettroni di un atomo non si trovano tutti alla stessa distanza al nucleo, ma si dispongono in livelli diversi. L’andamento delle energie di ionizzazione dell’alluminio può essere spiegato ammettendo una distribuzione degli elettroni a gruppi. Si può quindi ipotizzare che gli elettroni non si dispongano alla stessa distanza dal nucleo, ma in livelli caratterizzati da energia diversa. L’alluminio dispone due elettroni in un primo livello più vicino al nucleo, otto elettroni in un secondo livello intermedio e tre elettroni in un terzo livello più esterno.

25 9.6 L’elettrone-onda Secondo Louis-Victor de Broglie l’elettrone poteva essere descritto come corpuscolo e come un’onda elettromagnetica con lunghezza d’onda l: l = 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.

26 9.6 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 valutazioni probabilistiche.

27 9.6 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.

28 9.7 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.

29 9.7 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.

30 9.8 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

31 9.8 I numeri quantici

32 Nel 1925 Wolfgang Pauli enunciò il principio di esclusione di Pauli:
9.8 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.

33 Gli orbitali dello stesso tipo (l uguale) hanno la stessa forma.
9.9 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

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

35 Gli orbitali p hanno forma bilobata.
9.9 Gli orbitali s, p, d, f Gli orbitali p hanno forma bilobata.

36 Gli orbitali d hanno forma tetralobata.
9.9 Gli orbitali s, p, d, f Gli orbitali d hanno forma tetralobata.

37 9.9 Gli orbitali s, p, d, f

38 9.10 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.

39 9.10 L’energia degli orbitali
L’ordine degli orbitali secondo valori di energia crescenti è:

40 9.10 L’energia degli orbitali
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 con due elettroni; nel completamento di orbitali isoenergetici, gli elettroni occupano, con spin parallelo, il maggior numero di orbitali vuoti (regola di Hund).

41 9.10 L’energia degli orbitali

42 9.10 L’energia degli orbitali
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, 2s2p6, 3s2p1 1s2, 2s2p6, 3s2p2 1s2, 2s2p6, 3s2p3 1s2, 2s2p6, 3s2p4 1s2, 2s2p6, 3s2p5 1s2, 2s2p6, 3s2p6 1s2, 2s2p6, 3s2p6, 4s1 1s2, 2s2p6, 3s2p6, 4s2