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MODELLI ATOMICI

Particelle subatomiche Laboratorio chimico phet

L’attività si trova al seguente link

https://phet.colorado.edu/en/simulation/legacy/build-an-atom

Lezione video edpuzzle

L’atomo è costituito da due

zone:

il NUCLEO,

formato al suo interno da due

tipi di particelle

subatomiche, ovvero

particelle ancora più piccole

dell’atomo (i protoni e i

neutroni), l’insieme delle

quali sono dette nucleoni.

lo SPAZIO

VUOTO costituito dagli

elettroni.

L’atomo è formato in gran

parte da spazio vuoto

Queste particelle si

distinguono per due

proprietà intrinseche (cioè

che rimangono invariate):

- la CARICA ELETTRICA

Le cariche di segno opposto

si attraggono, le cariche di

segno uguale si respingono

esattamente come fanno due

poli magnetici

La forza tra le due cariche è repulsiva, se le avvicino la forza aumenta, se le

allontano aumenta, come per i magneti con poli uguali.

Se le due cariche hanno minore intentità la forza repulsiva è minore. Anche

in questo caso aumenta se le avvicino e diminuisce se le allontano.

In questo caso le forze sono attrattive, ma l’intenstà della forza è uguale a

quella della prima figura, con cariche minori l’intesità è minore.

+

*

*

+

+ +

- +

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dello stesso tipo. Le particelle prive di carica (come i neutroni), invece, non risentono di questa forza. La

forza elettrostatica è direttamente proporzionale al prodotto delle 2 cariche e inversamente proporzionale al

quadrato della distanza.

F= K ∙

- LA MASSA : anch’essa è responsabile di

una forza, quella gravitazionale, che è

proporzionale al prodotto delle due masse e

inversamente proporzionale al quadrato

della distanza.

-

F= G ∙

M1 M2

r

In questo caso M1 è minore, la forza sarà minore.

A parità di distanza la forza elettrica è più intensa di quella gravitazionale, pertanto nel nucleo prevalgono le

forze repulsive elettriche. Le particelle sono dunque tenute insieme da un’altra forza, la forza nucleare forte,

che però è attiva solo per distanze molto piccole. Questo è il motivo per cui nuclei con numerosi nucleoni,

quindi con tante particelle, come l’uranio 238, sono instabili e decadono emettendo particelle α, formate da 2

protoni e 2 neutroni.

L’atomo di Democrito Atomo significa indivisibile, la teoria atomica di Democrito afferma che la materia è costituita da atomi,

intesi come la più piccola parte di materia. Questa concezione permane fino all’inizio del 20° secolo, quando

in fisica si studia l’elettricità. Si scoprono le particelle subatomiche e vengono proposti alcuni modelli.

Il modello a panettone (Thomson 1902) Lo scienziato inglese Thomson scopre

l’esistenza dell’elettrone e propone il cosiddetto

modello a panettone. Egli immagina che gli

elettroni (negativi) siano dispersi, come l’uvetta

in un panettone, in una massa elettricamente

positiva (perché l’atomo, nel complesso è

elettricamente neutro) e possono essere tolti da

questa massa senza che essa perda la propria

materia (o massa).

Esperimento (tubo a raggi catodici): all’interno di un tubo di vetro, collegato ad una pompa a vuoto, sono

saldate due placche di metallo (anodo [+], catodo []) collegate ai due poli di un generatore di corrente

continua .Tra queste si stabilisce una forte differenza di carica elettrica (si chiama differenza di potenziale

elettrico) che provoca un flusso di elettroni con traiettoria rettilinea dal catodo verso l’anodo e luminescenza

all’interno del tubo. Pesando il catodo prima e dopo l’esperimenti Thomson non osserva variazioni di massa,

ne deduce che gli elettroni siano privi di materia. Thomson pertanto scopre che l’elettricità non è accoppiata

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al filo di rame, ma si può propagare anche nel vuoto, ha carica negativa (poiché parte dal catodo) e ha massa

trascurabile. Thomson chiama questa luminescenza raggi catodici, ai quali attribuisce carica -1 e massa zero.

I raggi catodici sono quindi gli elettroni. Non scopre il nucleo, quindi il resto dell’atomo sarà costituito da

tutta la massa (diffusa come la pasta del panettone) e la carica positiva, anch’ essa diffusa (poiché l’atomo è

elettricamente neutro.

Il modello planetario (Rutherford 1911)

Lezione video Il fisico neozelandese Rutheford, studia in modo approfondito la radioattività e in particolare gli effetti

dell’impatto di particelle + (sono le più grosse della radioattività, con carica +2 e massa 4, come i nuclei

di elio) su una sottile lamina d’oro. Se l’atomo, come afferma Thomson, è formato da spazio pieno queste

particelle non dovrebbero essere deviate passando attraverso la lamina; al contrario Rutherford osserva che

in qualche caso esse vengono deviate o addirittura respinte. La struttura della lamina d’oro e dell’atomo

sembra più quella di una rete a maglie larghe con una zona in cui la carica positiva è talmente concentrata da

poter respingere le particelle

In base a questi risultati Rutheford deduce che:

• poiché le particelle non incontrano alcun ostacolo sul loro cammino, l’atomo è formato

prevalentemente da spazio vuoto (le maglie larghe della rete);

• Le particelle che vengono deviate subiscono una forza repulsiva, dovuta secondo Rutherford alla

carica positiva (ricordiamo che anche i raggi alfa sono carichi positivamente) concentrata in una zona molto

piccola, ossia il nucleo.

• Gli elettroni (con carica negativa) dovevano muoversi lungo orbite circolari poste a enormi

distanze dal nucleo, rendendo con ciò improbabile l’impatto con le particelle .

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Il modello atomico che scaturisce da queste

conclusioni è detto modello planetario, poiché

ricorda il nostro sistema planetario in miniatura:

come i pianeti orbitano attorno al Sole, così gli

elettroni orbitano attorno al nucleo.

Laboratorio phet

La quantizzazione dell’energia (Bohr 1913) Bohr si accorge che ci sono differenze

tra il comportamento di un pianeta e

l’elettrone, la prima tra tutte è legata al

movimento di spin, ovvero la

rotazione dell’elettrone intorno al

proprio asse, che può avvenire in

senso orario o antiorario. Lo spin ha

come conseguenza la perdita

dell’energia dell’elettrone, che rallenta

e perde forza centrifuga. L’elettrone è

dunque destinato a cadere a spirale sul

nucleo

Questo non avviene se l’elettrone è

posto a distanze determinate. Bohr

introduce in questo modo il primo

numero quantico e i livelli

quantizzati di energia, facendo

proprie le scoperte relative

all’esperimento di Planck

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Planck infatti aveva scoperto che

l’atomo poteva emettere solo pacchetti

di energia discreta (o quanto di

energia). La lunghezza dell’orbita

dell’elettrone deve infatti

corrispondere ad un multiplo intero

della sua lunghezza d’onda

La chimica moderna: il principio di indeterminazione di Heisenberg

(1927) Lezione video Esistono coppie di grandezze che non possono venire misurate contemporaneamente con la stessa precisione;

anzi, la precisione di misura dell’una è inversamente proporzionale alla precisione di misura dell’altra.

Applicato all’atomo, questo principio esprime l’impossibilità di misurare contemporaneamente posizione

e velocità istantanea dell’elettrone.

Quindi gli si può soltanto attribuire la probabilità di trovarsi in un determinato momento in una zona intorno

al nucleo detta orbitale: la regione dello spazio intorno al nucleo in cui è massima la probabilità di trovare

l’elettrone. Ogni orbitale è definito da 3 numeri quantici

Gli orbitali e i loro numeri quantici

Lezione video A definire dimensioni, forma e orientamento di un dato orbitale, servono i tre numeri quantici* (numeri

che procedono per salti, come ad esempio i numeri interi) n, l e m, ma per definire completamente un

elettrone è necessario considerare in fine un altro numero quantico di spin ms.

• Il numero quantico

principale n corrisponde al livello

energetico che un elettrone può

occupare, cioè definisce la distanza

dell’orbitale dal nucleo.

Il numero n può assumere tutti i valori

positivi interi compresi fra 1 e 7 (n=1,

n=2, n=3, n=4, n=5, n=6, n=7).

La dimensione dell’orbitale dipende

strettamente da n. Gli elettroni si

trovano su un livello energetico alla

volta che va da K a Q (n=1[K], n=2[L],

n=3[M], n=4[N], n=5 [O], n=6[P],

n=7[Q]).

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• Il numero

quantico secondario, detto

numero quantico

angolare, l, può assumere

tutti i valori interi positivi

compresi tra 0 e (n - 1), ma

il valore massimo è

comunque pari a 3. Tale

numero quantico definisce

la forma dell’orbitale. Ad:

- l = 0 corrisponde 1

orbitale sferico chiamato s;

- l = 1 corrisponde 3

orbitali bilobati p;

- l = 2 corrisponde 5

orbitali d in genere

tetralobati;

- l = 3 corrisponde 7

orbitali f dalla forma più

complessa.

• Il numero quantico magnetico, m, indica l’orientamento di un dato orbitale nello spazio.

Il numero quantico m dipende da l può assumere tutti i valori interi da -l a +l (compreso lo zero). Per

esempio se l= 1, m= -1, 0, 1, cioè tre diversi orientamenti nello spazio, nel senso che esisteranno tre orbitali

distinti (descritti da px, py, pz) variamente orientati.

• Il numero quantico di spin, ms, indica il verso del moto rotatorio dell’elettrone intorno al

proprio asse, moto che può essere orario o antiorario. ms assume solo i valori +1/2 e -1/2, che si indicano

simbolicamente con due freccette aventi verso opposto:.

Il principio di esclusione di Pauli (1925): Lezione video

su ogni orbitale possono esserci al massimo due elettroni i quali, a parità di n, l, m, abbiano però spin

opposto (antiparallelo), quindi 2 elettroni non possono avere la stessa quaterna di numeri quantici.

Valori assunti dai quattro numeri quantici n, l, m, ms nei primi 4 livelli energetici

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Natura dualistica dell’elettrone L’elettrone si comporta sia come un’onda, sia come una particella e ciò fa dell’elettrone una particella del

tutto particolare, dotata di energia che dipende dalla lunghezza d’onda e dalla frequenza. Anche il fotone (la

particella della luce) ha lo stesso comportamento, la sua caratteristica di particella si scopre osservando la

coda delle comete, che nasce proprio dalla pressione esercitata dalle particelle fotoniche sui gas evaporati.

Essa è infatti sempre opposta al vento solare. Le caratteristiche ondulatorie si scoprono invece dai fenomeni

di diffrazione, riflessione e rifrazione.

I fotoni sono onde elettromagnetiche, ovvero non

necessitano di un mezzo di trasporto come le onde

meccaniche e si propagano anche nel vuoto.

L’energia è proporzionale alla frequenza e

inversamente proporzionale alla lunghezza d’onda,

secondo la legge

E=hc/λ=hμ (dove λ= lunghezza d’onda

e μ= frequenza, c= velocità della luce, h= costante di

Planck)

L’energia dell’elettrone dipende dal livello

energetico ed è un’energia di tipo POTENZIALE

ELETTRICO.

L’energia potenziale elettrica, come quella

gravitazionale dipende dalla quota (nell’elettrone dal

livello energetico).

Gli elettroni degli atomi non

dispongono di tutte le energie

possibili, ma solo di quelle associate ai

livelli energetici, pertanto non tutte le

energie possono essere liberate o

assorbite e si hanno spettri di

emissione e assorbimento per i quali

sono disponibili solo i valori di

energia corrispondenti alle differenze

tra livelli.

Ognuno dei salti libera un pacchetto di

energia o quanto

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Spettro di Emissione e Spettro di Assorbimento Prendendo in considerazione un atomo di idrogeno possiamo osservare che esistono 2 possibili stati

energetici

• Quando l’elettrone è sul primo livello energetico si dice che occupa lo stato fondamentale

• Quando invece l’elettrone salta ad un livello successivo si dice che è allo stato eccitato

L’elettrone per passare dallo stato

fondamentale a quello eccitato deve

assorbire energia pari a EL-EK (differenza

tra il contenuto energetico dei due livelli).

La differenza di energia tra i due livelli è

discreta e corrisponde ad un Quanto di

enrgia.

Nell’atomo ogni elettrone possiede un potenziale

elettrico discreto, che dipende dal livello

energetico

Se l’elettrone cade da “Q” a “N” libera energia pari

a EQ-EN. Con l’assorbimento l’elettrone assorbe

dallo spettro di energie disponibili lo stesso quanto

di energia che libera quando è allo stato eccitato.

Quando l’H si eccita (assorbimento) assume un colore caratteristico che si ripresenta quando da eccitato

torna allo stato fondamentale (emissione) .

Al contrario in uno spettro continuo si rendono

disponibili fotoni con qualunque energia e le varie

energie si fondono nel continuo

Lo spettro

elettromagnetico è

l’insieme delle

radiazioni suddivise

in base all’energia

trasportata

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La tavola periodica degli elementi Gli elementi sono ordinati secondo:

• il numero atomico (Z) il numero di protoni, e quindi di elettroni presenti in un atomo qualsiasi;

• Il numero di massa (A) il numero totale di protoni (Z) e di neutroni (N) presenti nel nucleo di un

atomo (A = Z+N), ma non figura, c’è la massa atomica media.

La tavola periodica si divide in periodi e gruppi.

I periodi sono le righe orizzontali in cui gli elementi si susseguono per numero atomico crescente secondo il

quale aumenta anche il numero degli elettroni.

I gruppi sono contrassegnati dalla lettera A, elementi con assetto elettrico normale, oppure con la lettera B,

elementi con assetto elettrico anomalo: elementi di transizione.

La tavola è suddivisa in:

• 4 blocchi orbitali (s, p, d, f, colorati rispettivamente in blu, giallo, verde e rosso);

• 7 periodi orizzontali (K, L, M, N, O, P, Q), che corrispondono alle righe;

• 8 gruppi verticali A (nei blocchi blu e giallo, orbitali s e p)e 8 gruppi verticali B (elementi di

transizione colorati in verde= orbitali d).

In ognuno degli orbitali s ci sono al max 2 e-; in ognuno degli orbitali p al max ci sono 6 e

-; in ognuno degli

orbitali d ci sono al max 10 e- e in ognuno degli orbitali f ci sono al max 14 e

-. per questo motivo il blocco

blu è formato da 2 colonne, quello giallo da 6, quello verde da 10 e quello rosso da 14.

L’energia degli orbitali e degli elettroni dipende

1. dal livello energetico (hanno minor energia gli orbitali vicini al nucleo, posti quindi nel primo livello

K, poi quelli del livello M e via di seguito fino al livello Q.

2. dalla forma degli orbitali (hanno minor energia gli orbitali s,successivamente i p, poi i d, che si

riempiono solo dopo che sono stati riempiti gli orbitali s del livello successivo. Questo fenomeno è

noto come transizione e gli elementi posti sugli orbitali d si chiamano elementi di transizione e

formano i gruppi B.

Nel disegno sotto si mostra l’energia degli orbitali: si parte dal basso, ovvero l’orbitale s posto nel 1^ livello

(1s), poi il 2s, poi i 3 orbitali 2p, 3s, i 3 orbitali 3p, 4s, i 3 orbitali 4p, 5s, i 5 orbitali 4d, , i 3 orbitali 5p, 6s, i 7

orbitali 4f, i 5 orbitali 5,d i 3 orbitali 5p, 7s e d infine i 7 orbitali 6d.

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Ordine di riempimento degli orbitali.

Gli elettroni sono pigri, quindi riempiono gli orbitali con minor energia: L’ordine di riempimento dipenderà

quindi dall’energia degli orbitali. Per capire l’ordine di riempimento è quindi necessario seguire le frecce.

Quiz:

www.lauracondorelli.it->flashquiz->chimica->teoria->modelliatomici

Credits: Giulia Barberio classe 1E anno 2014-2015