di Alessandro Bruni IV G

Apertura

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 daOltre cento particelle subatomiche: di conseguenza l’atomo non è indivisibileE non è la particella più piccola della materia.

Questo fu dimostrato tramite

I raggi catodici La radioattività

Introduzione

Si propagano in linea retta Sono costituiti da qualcosaDotato di massa

Sono costituiti da qualcosaDotato di carica negativa

Se si mette una croce di MaltaSulla traiettoria dei raggi, sulVetro del tubo si stagliaL’ombra netta della croce.

Ombra netta si forma soloCon raggi che si propaganoIn linea retta.

Se si mette sulla traiettoriaDei raggi un mulinello a paleQuesto incomincia a girare Colpito dai raggi.

I raggi sono quindi costituitiDa “entità” dotate di massa.

Se si pongono due piastreCariche elettricamente diSegno opposto, il fascio diRaggi devia da suo percorso.

Dal momento che vengonoAttratti dalla piastra positivaE respinti da quella negativa,I raggi sono costituiti da Particelle cariche negativamente.

Raggi Catodici

αγβ

-+

In natura esistono elementi capaci di emettere spontaneamente radiazioni.Gli esperimenti effettuati su tali elementi (ad esempio il radio) mostrarono cheLe radiazioni emesse dalle sostanze radioattive sono di 3 tipi. Per distinguerle èSufficiente far passare un fascio di radiazioni attraverso un forte campo magnetico.

• 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

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 l’elettricità è una caratteristica della materia

Ciò dimostra che gli atomi contengono particelle più piccole al loro interno, quindi hanno una struttura complessa

Stabilito che l’atomo è costituito da particellePiù piccole si poneva il problema di come Fossero organizzate queste particelle. Per questo motivo

Nascono i primi

MODELLO DI THOMSON MODELLO DI RUTHERFORD

MODELLO DI BOHR MODELLO DI SCHRODINGER

18991899 19111911

19131913 19251925

Questa tabella riassume il processo evolutivo avvenuto nello studio dei modelliAtomici. Ora prenderemo in esame ciascuno di questi.

Il modello atomico oggi riconosciuto valido è il frutto di una lunga serie di teorie che si sono succedute a partire dal 1899. 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.

Clicca sul pulsante per la sintesi dei 4 modelli

Thomsom, basandosi su una vecchia idea di Lord Kevin, ipotizzò che l’atomo avesse una struttura omogenea, con la massa e la carica positiva distribuiteomogeneamente in tutto lo spazio dell’atomo, e gli elettroni inserite all’internocome particelle individuali distribuite in modo uniforme.

Questo modello non fu però ritenuto valido dalle prove sperimentali condotteDa Rutherford, Geiger e Marsden.

Ernest Rutherford compì esperimenti di diffusione di particelle α su atomi di oroE concluse che in un atomo la carica positiva e quella negativa non possonoEssere distribuite in modo uniforme, come previsto dal modello di Thomson. EgliPropose quindi che la carica positiva, come la maggior parte della massa, si troviConcentrata in uno spazio ridotto al centro dell’atomo (il nucleo) e che gli elettroniVi ruotino intorno come i pianeti intorno al sole.

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Giunti alla conclusione che l’atomo è costituito da un nucleo, nel quale sonoConcentrate la masse e la carica positiva, e dagli elettroni che si trovano intornoAl nucleo e occupano la quasi totalità del volume dell’atomo, possiamo soffermarciSul cuore dell’atomo, cioè il nucleo e i suoi componenti.

PARTICELLE CARICAIn unità di e

MASSAIn u.m.a.

Protoni + 1 1

Neutroni 0 1

Elettroni - 1 1/1823

Clicca qui per visualizzare video con commento audiosulle particelle subatomiche

NUMERO ATOMICO: Il numero dei protoni, uguale a quello degli elettroni, èChiamato numero atomico ( Z ). Questo numero è caratteristico di ogni elementoE 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 protoniE dei neutroni contenuti nel nucleo. Viene scritto in alto a sinistra del simboloChimico.

12C A = Numero di massa

A = protoni + neutroni

Esistono però atomi di uno stesso elemento aventi ugual numero di protoni ediverso 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.

Non tutte le particelle che compongono l'atomo sono particelle elementari, ciòvuol dire che alcune particelle sono a loro volta composte da altre particelle piùpiccole. In particolare il protone e il neutrone sono composti da tre particelledette 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.

Da quanto visto fin ora, ci si può rendere conto di come il comportamento delleParticelle del mondo microscopico non risultava in accordo con le leggi dellaFisica classica. Secondo queste leggi l’atomo, così come lo aveva ipotizzatoRutherford, non sarebbe potuto esistere. Infatti nucleo ed elettroni hanno caricaDi segno opposto, e particelle con carica di segno opposto si attirano. In altreParole, 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 dalnucleo

+

-

Energ

ia

Era perciò necessario, per descrivere il comportamento degli elettroni, creare unNuovo modello, una nuova fisica.

Un altro fenomeno che non poteva essere spiegato sulle basi della fisica classicaEra quello degli spettri. Gli atomi, infatti, in particolari condizioni, possono emettereEnergia 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 diEmissione (o spettro atomico).

Gli spettri atomici hanno una caratteristica particolare: Essi non sono continui, maDiscreti, 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 diEnergia. Ciò significa che un atomo può emettere soltanto radiazioni con valori di Energia specifici e suoi caratteristici.

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’unoAll’altro, senza interruzioni.

Un nuovo modello che per certi aspetti andava oltre i confini della fisica classica,Fu proposto da Niels Bohr nel 1913. 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.

me v r = n h2π

Massa dell’ettrone

Velocità dell’elettrone

Raggio su cui si muove l’elettrone

Momento angolare dell’elettroneNumero quantico (numeri naturali 1,2,3…)

Costante di Planck (6,624 x 10-34 J s-1)

Dopo avere introdotto queste ipotesi, Bohr studia la situazione dell’elettrone utilizzandoLe leggi della fisica classica. Scopre che altre 2 grandezze sono quantizzate:

RAGGIO DELLE ORBITE QUANTIZZATO

r = a0n2

Z

Il fatto che in questa espressione compaiaIl numero quantico n significa che anche iRaggi delle orbite possono assumere soltantoCerti valori.L’orbita più vicina al nucleo è quellaCorrispondente al valore minimo di n, cioè 1.Più alto è il valore di n, più l’orbita è distanteDal nucleo.

L’elettrone non può avvicinarsi al nucleo oltreLa distanza corrispondente a n=1 e, quindi,Non può andare a cadere sul nucleo.

ENERGIA QUANTIZZATA

Anche l’energia è quantizzata cioè può assumere soloDeterminati valori. Questi valori permessi sono chiamatiLivelli energetici. Essi dipendono dal numero quantico n Tramite la relazione

Il valore più basso è quello dell’orbita più vicina al nucleoN = 1 e man mano che il valore di n aumenta, e quindiAumenta il raggio dell’orbita, aumenta anche il corrispondenteValore di energia.

E = Z2 e2

2n2 a0

Raggio di Bohr (5,29 x 10-11m)

Carica dell’elettrone

Energia totale dell’elettrone

Il modello di Bohr forniva anche una spiegazione del perché gli spettri atomici sonoDiscreti.

Per passare da un’orbita con energiaMinore a una con energia maggioreL’elettrone deve ricevere dall’esternoUna quantità di energia corrispondenteAlla differenza di energia fra le 2Orbite.

Per passare da un’orbita con energiaMaggiore a una con energia minoreL’elettrone emette una quantità di energiapari alla differenza di energia fra le 2Orbite.

L’energia viene emessa o assorbita sotto forma di radiazione elettromagnetica (hv).L’energia dela radiazione emessa o assorbita dall’elettrone è pertanto uguale allaDifferenza 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 rigaCorrisponde a un ben preciso valore di energia, che a sua volta corrisponde alla differenzaDi energia fra le 2 orbite.

Alcuni anni dopo che Bohr aveva proposto il suo modello, vennero fatte 2 scoperteDestinate a cambiare la nostra visione dell’atomo.

IL PRINCIPIO DI INDETERMINAZIONE DI HEISENBERG

LA DOPPIA NATURA DELL’ELETTRONE

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 ≥ h4π

La quantità di moto è una grandezza legata all’energiaCinetica, quindi un’incertezza nella determinazioneDella quantità di moto implica un’incertezza ancheNella determinazione dell’energia della particella.

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 = hmv

Lunghezza d’onda,Proprietà tipica diUn’onda Quantità di moto,

Tipica delle particelle

A ciascun corpo in movimento è associataUna lunghezza d’onda

Il principio di indeterminazione di Heisenberg e la scoperta della doppia natura Dell’elettrone indicavano chiaramente che non era più possibile trattare quest’ultimoCome una particella classica (come aveva fatto Bohr). Ciò portò all’elaborazione diUna nuova fisica, la meccanica quantistica.

Il fulcro della meccanica quantistica è l’equazione di Schrödinger che applicata alsistema di elettroni all'interno dell'atomo, consente una precisa valutazione delle orbitee il calcolo dei livelli energetici.

H Ψ = E Ψ

Operatore dell’energia o hamiltonianoÈ costituito dai vari contributi all’energiaDel sistema considerato

Funzione d’onda

Valore di energia del sistema considerato

Risolvendo l’equazione di Schrödinger è possibile individuare le regioni dello spazioIn 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 comeNel caso delle orbite di Bohr; gli elettroni possono trovarsi anche in regioni diverse dagli orbitali,Ma la probabilità che questo si verifichi è minima.

Dalla risoluzione dell’equazione d’onda di Schrödinger si ottengono una serie diValori denominati numeri quantici. I numeri quantici sono quattro. I primi tre indicanoServono ad indicare e a distinguere i diversi orbitali. Il quarto numero descrive unaProprietà tipica dell’elettrone, dentro e fuori dall’atomo.

• NUMERO QUANTICO PRINCIPALE

• NUMERO QUANTICO SECONDARIO

• NUMERO QUANTICO MAGNETICO

• NUMERO QUANTICO DI SPIN

Gli orbitali sono caratterizzati dal numero quantico principale n, il quale può assumereSoltanto valori interi 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7. Il numero quantico principale definisce ilContenuto energetico dell’elettrone, che dipende dalla sua distanza dal nucleo.

Quando n cresce gli orbitali diventano più grandi, la loro energia cresce e gli elettroniSi 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 alloStesso livello (o guscio o strato) energetico.

Gli orbitali con lo stesso valore di n possono avere forme diverse. Il numero quanticoSecondario l definisce quanti orbitali di forma diversa possono esistere nello stessoLivello energetico. Fissato un valore di n, l può assumere solo valori pari a n – 1.

Per l = 0 1 2 3

orbitale = s p d f

Ciascun tipo di orbitale è semprePreceduto dal numero quantico principale,Che ci indica il livello di energia a cuiAppartiene l’orbitale. (es: orbitale 1sAppartiene al livello 1, 2s al livello 2, ecc.)

Le forme e i volumi dei diversi tipi di orbitali sono molto differenti fra loro.Orbitale s Orbitale p Orbitale d

Dato che l’orbitale s è di forma sferica, esso ha un’unica orientazione nello spazio. GliOrbitali 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

Il numero quantico di spin è il quarto numero quantico. Viene indicato con la letterams e possiede soltanto due valori

ms = + 1/2ms = - 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.

L’importanza dello spin dell’elettrone nella determinazione della configurazioneElettronica dell’atomo fu chiarita dal fisico Wolfgang Pauli, che enunciò il principiodi 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

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 regoleE scrivere la struttura elettronicaBisogna conoscere il numero atomicoZ dell’elemento e l’ordine di riempimentoDegli orbitali

1s

2s

3s

3p

2p

EN

ER

GIA

Esempio: Silicio (Si, Z = 14)

n = 1

n = 2

n = 3

l = 0

l = 0

l = 1

l = 0

l = 1

l = 2

m = 0

m = 0

m = 0 m = 1m = -1

m = 0

m = 0 m = 1m = -1

m = 0 m = 1 m = 2m = -1m = -2

1s

2s

2p

3s

3p

3d

Sottolivelli s

Sottolivelli d

Sottolivelli

p

Sottolivelli f

FINE