Apertura L'ATOMO di Alessandro Bruni IV G.

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1 Apertura L'ATOMO di Alessandro Bruni IV G

2 Introduzione Questo fu dimostrato tramite
I primi a parlare di “atomi” furono i greci ed in particolar modo Democrito. Egli affermava che l’atomo fosse una particella indivisibile; la parola atomo, Infatti, introdotta da Leucippo deriva dal greco “átomos” e significa indivisibile. Successivamente i fisici hanno scoperto che l’atomo è costituito in realtà da Oltre cento particelle subatomiche: di conseguenza l’atomo non è indivisibile E non è la particella più piccola della materia. Questo fu dimostrato tramite I raggi catodici La radioattività

3 PROPRIETA' RAGGI CATODICI
Si propagano in linea retta Sono costituiti da qualcosa Dotato di massa Sono costituiti da qualcosa Dotato di carica negativa Se si mette una croce di Malta Sulla traiettoria dei raggi, sul Vetro del tubo si staglia L’ombra netta della croce. Se si mette sulla traiettoria Dei raggi un mulinello a pale Questo incomincia a girare Colpito dai raggi. Se si pongono due piastre Cariche elettricamente di Segno opposto, il fascio di Raggi devia da suo percorso. Ombra netta si forma solo Con raggi che si propagano In linea retta. I raggi sono quindi costituiti Da “entità” dotate di massa. Dal momento che vengono Attratti dalla piastra positiva E respinti da quella negativa, I raggi sono costituiti da Particelle cariche negativamente.

4 Radioattività RADIOATTIVITA' γ α β - +
In natura esistono elementi capaci di emettere spontaneamente radiazioni. Gli esperimenti effettuati su tali elementi (ad esempio il radio) mostrarono che Le radiazioni emesse dalle sostanze radioattive sono di 3 tipi. Per distinguerle è Sufficiente far passare un fascio di radiazioni attraverso un forte campo magnetico. α γ β - + Raggi α (alfa): costituiti da particelle con carica positiva Raggi β (beta): costituiti da particelle con carica negativa Raggi γ (gamma): costituiti da particelle con carica neutra

5 Considerazioni Queste scoperte cambiarono radicalmente l’immagine dell’atomo, perché: ESISTONO PARTICELLE PIU’ PICCOLE DELL’ATOMO ALCUNI ATOMI POSSONO EMETTERE PARTICELLE LE PARTICELLE EMESSE SONO DOTATE DI CARICA ELETTRICA Inoltre, dato che l’atomo è normalmente neutro, è evidente che, All’interno dell’atomo, cariche positive e negative devono bilanciarsi. Perciò l’atomo non è il più piccolo costituente della materia Ciò dimostra che gli atomi contengono particelle più piccole al loro interno, quindi hanno una struttura complessa Ciò dimostra che l’elettricità è una caratteristica della materia

6 Modelli Atomici MODELLI ATOMICI 1899 1911 1913 1925
Stabilito che l’atomo è costituito da particelle Più piccole si poneva il problema di come Fossero organizzate queste particelle. Per questo motivo Nascono i primi MODELLI ATOMICI 1899 1911 MODELLO DI THOMSON MODELLO DI RUTHERFORD 1913 1925 MODELLO DI BOHR MODELLO DI SCHRODINGER

7 EVOLUZIONE DEI MODELLI ATOMICI
Sintesi Modelli EVOLUZIONE DEI MODELLI ATOMICI Clicca sul pulsante per la sintesi dei 4 modelli Il modello atomico oggi riconosciuto valido è il frutto di una lunga serie di teorie che si sono succedute a partire dal Il primo modello proposto, quello di Thomson , prevedeva che gli elettroni fossero distribuiti uniformemente in una sfera positivamente carica. Rutherford comprese invece che la carica positiva doveva essere concentrata al centro dell’atomo (nel nucleo), e gli elettroni orbitare nello spazio circostante. Bhor andò oltre, introducendo il concetto di quantizzazione delle orbite elettroniche; Schrodinger, infine, rivoluzionò l’idea di orbita elettronica intendendola non più come la traiettoria fisicamente percorsa dall’elettrone, ma come regione dello spazio che possiede la più alta probabilità di essere occupata dall’elettrone. Questa tabella riassume il processo evolutivo avvenuto nello studio dei modelli Atomici. Ora prenderemo in esame ciascuno di questi.

8 MODELLO ATOMICO DI THOMSON
Modello di Thomson MODELLO ATOMICO DI THOMSON Thomsom, basandosi su una vecchia idea di Lord Kevin, ipotizzò che l’atomo avesse una struttura omogenea, con la massa e la carica positiva distribuite omogeneamente in tutto lo spazio dell’atomo, e gli elettroni inserite all’interno come particelle individuali distribuite in modo uniforme. Questo modello non fu però ritenuto valido dalle prove sperimentali condotte Da Rutherford, Geiger e Marsden.

9 MODELLO ATOMICO DI RUTHERFORD
Modello di Rutherford MODELLO ATOMICO DI RUTHERFORD Ernest Rutherford compì esperimenti di diffusione di particelle α su atomi di oro E concluse che in un atomo la carica positiva e quella negativa non possono Essere distribuite in modo uniforme, come previsto dal modello di Thomson. Egli Propose quindi che la carica positiva, come la maggior parte della massa, si trovi Concentrata in uno spazio ridotto al centro dell’atomo (il nucleo) e che gli elettroni Vi ruotino intorno come i pianeti intorno al sole. Clicca qui per le immagini dell’esperimento

10 Esperimento di Rutherford
Nel 1911 il fisico britannico Ernest Rutherford, con i suoi collaboratori Hans Geiger ed Ernest Marsden, bombardò con particelle alfa (con carica positiva) una lamina sottilissima d'oro e poté osservare che, sebbene la maggior parte delle particelle la attraversava senza esserne deviate, alcune di esse subivano deviazioni sensibili. Per spiegare il risultato, Rutherford elaborò un modello di atomo secondo il quale la carica positiva e la maggior parte della massa erano concentrate in una minuscola regione centrale, il nucleo, attorno al quale orbitavano gli elettroni, con carica negativa.

11 Particelle Subatomiche
Giunti alla conclusione che l’atomo è costituito da un nucleo, nel quale sono Concentrate la masse e la carica positiva, e dagli elettroni che si trovano intorno Al nucleo e occupano la quasi totalità del volume dell’atomo, possiamo soffermarci Sul cuore dell’atomo, cioè il nucleo e i suoi componenti. PARTICELLE CARICA In unità di e MASSA In u.m.a. Protoni + 1 1 Neutroni Elettroni - 1 1/1823 Clicca qui per visualizzare video con commento audio sulle particelle subatomiche

12 Numero Atomico e di Massa
NUMERO ATOMICO: Il numero dei protoni, uguale a quello degli elettroni, è Chiamato numero atomico ( Z ). Questo numero è caratteristico di ogni elemento E viene scritto in basso a sinistra del simbolo chimico. 7N Z = Numero atomico NUMERO DI MASSA: Il numero di massa ( A ) è uguale alla somma dei protoni E dei neutroni contenuti nel nucleo. Viene scritto in alto a sinistra del simbolo Chimico. 12C A = Numero di massa A = protoni + neutroni

13 Isotopi GLI ISOTOPI Esistono però atomi di uno stesso elemento aventi ugual numero di protoni e diverso numero di neutroni: questi sono detti isotopi. La forma isotopica più abbondante dell'idrogeno (prozio) è costituita da un solo protone intorno al quale orbita un unico elettrone. Ne esistono però altre due: il deuterio, che ha un neutrone nel nucleo, e il trizio, che ne ha due.

14 Quark Non tutte le particelle che compongono l'atomo sono particelle elementari, ciò vuol dire che alcune particelle sono a loro volta composte da altre particelle più piccole. In particolare il protone e il neutrone sono composti da tre particelle dette quark (il termine quark fu tratto dal romanzo Finnegans Wake dello scrittore irlandese James Joyce, e sarebbe la contrazione di question mark, Ovvero punto interrogativo) I quark sono in tutto sei, essi si distinguono per massa e carica elettrica. Quark Up, detto anche quark-u Quark Down, detto anche quark-d Quark Strange, detto anche quark-s Quark Charm, detto anche quark-c Quark Top, detto anche quark-t Quark Bottom, detto anche quark- b Il protone è costituito da 3 quark, 2 di tipo up e 1 di tipo down. Il neutrone da 1 di tipo up e 2 di tipo down.

15 Disaccordo con fisica classica
Da quanto visto fin ora, ci si può rendere conto di come il comportamento delle Particelle del mondo microscopico non risultava in accordo con le leggi della Fisica classica. Secondo queste leggi l’atomo, così come lo aveva ipotizzato Rutherford, non sarebbe potuto esistere. Infatti nucleo ed elettroni hanno carica Di segno opposto, e particelle con carica di segno opposto si attirano. In altre Parole, secondo le leggi della fisica classica, gli elettroni dovrebbero andare Tutti a cadere sul nucleo emettendo energia per tutta la durata del suo moto. Questo però non avviene: gli atomi esistono, con i loro elettroni ben distanti dal nucleo - Energia + Era perciò necessario, per descrivere il comportamento degli elettroni, creare un Nuovo modello, una nuova fisica.

16 Spettri Atomici Un altro fenomeno che non poteva essere spiegato sulle basi della fisica classica Era quello degli spettri. Gli atomi, infatti, in particolari condizioni, possono emettere Energia sotto forma di radiazione elettromagnetica. Atomi di elementi diversi emettono radiazioni diverse (aventi diversi valori di Lunghezza d’onda, frequenza ed energia). L’insieme delle radiazioni emesse dagli atomi di un elemento è detto spettro di Emissione (o spettro atomico). La luce bianca è un esempio di spettro continuo. Essa infatti è Costituita da sette colori (rosso, arancio, giallo, verde, azzurro, Indaco, violetto) che presentano un passaggio graduale dall’uno All’altro, senza interruzioni. Gli spettri atomici hanno una caratteristica particolare: Essi non sono continui, ma Discreti, cioè non presentano un passaggio graduale da attraverso i vari valori di Energia (o di frequenza), ma delle righe nette, corrispondenti a ben definiti valori di Energia. Ciò significa che un atomo può emettere soltanto radiazioni con valori di Energia specifici e suoi caratteristici.

17 MODELLO ATOMICO DI BOHR
Modello di Bohr MODELLO ATOMICO DI BOHR Un nuovo modello che per certi aspetti andava oltre i confini della fisica classica, Fu proposto da Niels Bohr nel Il modello di Bohr comprende 3 ipotesi fondamentali: nell’atomo gli elettroni ruotano intorno al nucleo in determinate orbite circolari, chiamate orbite stazionarie. il momento angolare degli elettroni è quantizzato. Esso può assumere cioè soltanto valori dati dalla relazione finchè un elettrone rimane nella sua orbita, non emette e non assorbe energia. Raggio su cui si muove l’elettrone h 2π Costante di Planck (6,624 x J s-1) me v r = n Massa dell’ettrone Numero quantico (numeri naturali 1,2,3…) Momento angolare dell’elettrone Velocità dell’elettrone

18 Grandezze Quantizzate
Dopo avere introdotto queste ipotesi, Bohr studia la situazione dell’elettrone utilizzando Le leggi della fisica classica. Scopre che altre 2 grandezze sono quantizzate: RAGGIO DELLE ORBITE QUANTIZZATO r = a0 n2 Z Il fatto che in questa espressione compaia Il numero quantico n significa che anche i Raggi delle orbite possono assumere soltanto Certi valori. L’orbita più vicina al nucleo è quella Corrispondente al valore minimo di n, cioè 1. Più alto è il valore di n, più l’orbita è distante Dal nucleo. L’elettrone non può avvicinarsi al nucleo oltre La distanza corrispondente a n=1 e, quindi, Non può andare a cadere sul nucleo. ENERGIA QUANTIZZATA Anche l’energia è quantizzata cioè può assumere solo Determinati valori. Questi valori permessi sono chiamati Livelli energetici. Essi dipendono dal numero quantico n Tramite la relazione Il valore più basso è quello dell’orbita più vicina al nucleo N = 1 e man mano che il valore di n aumenta, e quindi Aumenta il raggio dell’orbita, aumenta anche il corrispondente Valore di energia. Carica dell’elettrone E = Z2 e2 2n2 a0 Energia totale dell’elettrone Raggio di Bohr (5,29 x 10-11m)

19 Spiegazione spettri discreti
Il modello di Bohr forniva anche una spiegazione del perché gli spettri atomici sono Discreti. Per passare da un’orbita con energia Minore a una con energia maggiore L’elettrone deve ricevere dall’esterno Una quantità di energia corrispondente Alla differenza di energia fra le 2 Orbite. Per passare da un’orbita con energia Maggiore a una con energia minore L’elettrone emette una quantità di energia pari alla differenza di energia fra le 2 Orbite. L’energia viene emessa o assorbita sotto forma di radiazione elettromagnetica (hv). L’energia dela radiazione emessa o assorbita dall’elettrone è pertanto uguale alla Differenza di energia delle 2 orbite interessate, cioè h v = Ex – Ey L’ipotesi di Bohr spiega quindi perché gli spettri di emissione sono discreti: ogni riga Corrisponde a un ben preciso valore di energia, che a sua volta corrisponde alla differenza Di energia fra le 2 orbite.

20 Heisenberg e De Broglie
Alcuni anni dopo che Bohr aveva proposto il suo modello, vennero fatte 2 scoperte Destinate a cambiare la nostra visione dell’atomo. IL PRINCIPIO DI INDETERMINAZIONE DI HEISENBERG Consiste nell’impossibilità teorica di determinare contemporaneamente e con precisione arbitraria due parametri fisici importanti di una particella (l’elettrone) quali sono la posizione spaziale e la quantità di moto. Δ x · Δp ≥ h 4π La quantità di moto è una grandezza legata all’energia Cinetica, quindi un’incertezza nella determinazione Della quantità di moto implica un’incertezza anche Nella determinazione dell’energia della particella. LA DOPPIA NATURA DELL’ELETTRONE Lunghezza d’onda, Proprietà tipica di Un’onda Quantità di moto, Tipica delle particelle La teoria, introdotta da De Broglie, muoveva dalla considerazione che, così come la radiazione elettromagnetica manifestava, nell’ambito di alcuni fenomeni fisici, caratteristiche tipicamente corpuscolari, anche le particelle – e in particolare gli elettroni - potessero presentare caratteristiche ondulatorie. λ = h mv A ciascun corpo in movimento è associata Una lunghezza d’onda

21 Equazione di Schrodinger
Il principio di indeterminazione di Heisenberg e la scoperta della doppia natura Dell’elettrone indicavano chiaramente che non era più possibile trattare quest’ultimo Come una particella classica (come aveva fatto Bohr). Ciò portò all’elaborazione di Una nuova fisica, la meccanica quantistica. EQUAZIONE DI SCHRöDINGER Il fulcro della meccanica quantistica è l’equazione di Schrödinger che applicata al sistema di elettroni all'interno dell'atomo, consente una precisa valutazione delle orbite e il calcolo dei livelli energetici. Funzione d’onda Operatore dell’energia o hamiltoniano È costituito dai vari contributi all’energia Del sistema considerato H Ψ = E Ψ Valore di energia del sistema considerato Risolvendo l’equazione di Schrödinger è possibile individuare le regioni dello spazio In cui la probabilità di trovare l’elettrone è massima. Tali regioni sono dette orbitali. Secondo questo modello gli elettroni non occupano più delle posizioni fisse e determinate come Nel caso delle orbite di Bohr; gli elettroni possono trovarsi anche in regioni diverse dagli orbitali, Ma la probabilità che questo si verifichi è minima.

22 Numeri Quantici I NUMERI QUANTICI
Dalla risoluzione dell’equazione d’onda di Schrödinger si ottengono una serie di Valori denominati numeri quantici. I numeri quantici sono quattro. I primi tre indicano Servono ad indicare e a distinguere i diversi orbitali. Il quarto numero descrive una Proprietà tipica dell’elettrone, dentro e fuori dall’atomo. NUMERO QUANTICO PRINCIPALE NUMERO QUANTICO SECONDARIO NUMERO QUANTICO MAGNETICO NUMERO QUANTICO DI SPIN

23 NUMERO QUANTICO PRINCIPALE
Numero Quantico N NUMERO QUANTICO PRINCIPALE "N" Gli orbitali sono caratterizzati dal numero quantico principale n, il quale può assumere Soltanto valori interi 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7. Il numero quantico principale definisce il Contenuto energetico dell’elettrone, che dipende dalla sua distanza dal nucleo. Quando n cresce gli orbitali diventano più grandi, la loro energia cresce e gli elettroni Si allontanano dal nucleo. Per n = 1 si ha lo stato a più bassa energia. Tutti gli orbitali che sono caratterizzati da una valore di n uguale appartengono allo Stesso livello (o guscio o strato) energetico.

24 NUMERO QUANTICO SECONDARIO
Numero Quantico L NUMERO QUANTICO SECONDARIO "L" Gli orbitali con lo stesso valore di n possono avere forme diverse. Il numero quantico Secondario l definisce quanti orbitali di forma diversa possono esistere nello stesso Livello energetico. Fissato un valore di n, l può assumere solo valori pari a n – 1. Ciascun tipo di orbitale è sempre Preceduto dal numero quantico principale, Che ci indica il livello di energia a cui Appartiene l’orbitale. (es: orbitale 1s Appartiene al livello 1, 2s al livello 2, ecc.) Per l = orbitale = s p d f Le forme e i volumi dei diversi tipi di orbitali sono molto differenti fra loro. Orbitale s Orbitale p Orbitale d

25 Numero Quantico M NUMERO QUANTICO MAGNETICO "M" s 1 2 p 3 6 d 5 10 f 7
Dato che l’orbitale s è di forma sferica, esso ha un’unica orientazione nello spazio. Gli Orbitali p, d, f, invece, possono avere diverse orientazioni, ciascuna delle quali è Stabilita dal valore del terzo numero quantico, chiamato numero magnetico m, Che stabilisce anche il numero degli orbitali. Per ogni valore di l, m assume i valori interi che vanno da – l a + l (es: l = 1, m = -1, 0, +1). Tipo di orbitale Massimo numero di orbitali in un livello Numero massimo di elettroni che possono occupare gli orbitali s 1 2 p 3 6 d 5 10 f 7 14

26 Numero Quantico di Spin
Il numero quantico di spin è il quarto numero quantico. Viene indicato con la lettera ms e possiede soltanto due valori ms = + 1/2 ms = - 1/2 Ciascun valore corrisponde a una rotazione in senso orario o antiorario dell’elettrone. Se l’elettrone ruota in senso orario, avrà la freccia verso l’alto; Se ruota in senso Antiorario, la freccia sarà rivolta verso il basso.

27 Configurazione elettronica
L’importanza dello spin dell’elettrone nella determinazione della configurazione Elettronica dell’atomo fu chiarita dal fisico Wolfgang Pauli, che enunciò il principio di esclusione: Come stabilisce il principio di Pauli, ogni orbitale può contenere al massimo due Elettroni e si possono quindi verificare 3 differenti casi: l’orbitale è vuoto e si rappresenta con un quadratino l’orbitale è semipieno e si disegna nel quadratino una freccia l’orbitale è pieno e il quadratino contiene 2 frecce, orientate in direzione opposta Due elettroni che occupano lo stesso orbitale hanno spin opposti

28 Regole Configurazione
Per descrivere la configurazione elettronica degli elementi secondo il diagramma Aufbau ciascun orbitale viene rappresentato con un quadratino. Per mostrare gli elettroni, useremo le frecce. ogni orbitale può contenere massimo due elettroni, purchè di spin opposti Si occupano prima gli orbitali a più bassa energia e poi quelli a energia più elevata. Se ci sono orbitali della stessa energia prima si colloca un elettrone su ciascun orbitale vuoto e poi si completano gli orbitali semipieni (regola di Hund) Per applicare queste 3 regole E scrivere la struttura elettronica Bisogna conoscere il numero atomico Z dell’elemento e l’ordine di riempimento Degli orbitali Esempio: Silicio (Si, Z = 14) 1s 2s 3s 3p 2p ENERGIA

29 Numeri Quantici nei primi 3 livelli
NUMERI QUANTICI NEI PRIMI 3 LIVELLI ENERGETICI n = 1 n = 2 n = 3 l = 0 l = 1 l = 2 m = 0 m = 1 m = -1 m = 2 m = -2 3d 3p 3s 2p 2s 1s

30 Tavola periodica con sottolivelli
TAVOLA PERIODICA CON RELATIVI SOTTOLIVELLI Sottolivelli s Sottolivelli d Sottolivelli p Sottolivelli f

31 Chiusura FINE