Atomo e particelle atomiche
La natura elettrica della materia
• lo strofinio di qualsiasi materiale provoca la
comparsa su di esso di una carica elettrica
capace di attrarre piccoli oggetti;
• la carica elettrica può essere di due tipi: per
convenzione si distingue in positiva (+) e
negativa (‒);
‒
• le cariche dello stesso segno si respingono
mentre cariche di segno opposto si attraggono;
• un corpo è elettricamente neutro quando
possiede lo stesso numero di cariche elettriche
positive e negative;l
• lo strofinio provoca la migrazione da un corpo
all’altro di cariche elettriche negative,
chiamate elettroni;
• un oggetto elettricamente carico è capace di
caricare per «induzione» un oggetto neutro.
SCOPERTA DELL’ELETTRONE
(Thompson 1897)
• Il gas veniva racchiuso in un tubo trasparente, alle cui
estremità erano fissate due placche metalliche,
chiamate elettrodi. Una placca era collegata al polo
negativo di un potente generatore elettrico e l’altra al polo
‒ e la
positivo. La placca negativa fu chiamata catodo (‒)
placca positiva anodo (+). Già prima del 1850 era noto il
fatto che il flusso di elettricità in un gas abbastanza
rarefatto (avente pressione di qualche centesimo di
atmosfera) provoca emissione di luce.
• Ulteriori osservazioni furono rese possibili grazie
all’invenzione di una pompa capace di produrre un vuoto
spinto e alla creazione di tubi di vetro di opportuna forma,
chiamati tubi di Crookes dal nome del fisico inglese William
Crookes (1832-1919).
Le particelle più piccole dell’atomo
Gli elettroni.
4. Le particelle più piccole dell’atomo
Le particelle subatomiche.
L’esperimento di Rutherford (1911)
• Thomson suggerì l’idea che l’atomo fosse
costituito da una sfera di carica positiva, in
cui gli elettroni erano disseminati «come
l’uvetta nel panettone».
• Lo scienziato neozelandese Ernest
Rutherford utilizzarono radiazioni α (atomi
di elio privi di due elettroni), per
bombardare gli atomi d’oro di una
sottilissima lamina, dello spessore di 0,01
mm
• Dopo l’urto con gli atomi di oro, le particelle
α, circa 10 000 volte più pesanti di un
elettrone venivano raccolte da un apposito
schermo capace di evidenziare la loro
presenza.
ESPERIMENTO RUTHERFORD
L’esperimento di Rutherford.
L’esperimento di Rutherford
osservazioni
• gran parte delle particelle α attraversava la
lamina senza subire alcuna deviazione;
• alcune particelle venivano deviate di angoli
più o meno grandi rispetto alla direzione
iniziale (angoli di diffusione);
• pochissime rimbalzavano indietro, erano cioè
riflesse dalla lamina; quelle che rimbalzavano
indietro lo facevano con grande violenza.
L’esperimento di Rutherford
conclusioni
• L’atomo è composto da un nucleo centrale in cui sono
concentrate la carica positiva e la massa dell’atomo;
• il diametro del nucleo (10−15 m) è circa 100 000 volte
più piccolo del diametro dell’atomo (10−10 m);
• i leggerissimi elettroni occupano lo spazio vuoto
intorno al nucleo;
• gli elettroni, carichi negativamente, ruotano intorno al
nucleo come pianeti intorno al Sole;
• il numero degli elettroni è tale da bilanciare la carica
positiva del nucleo.
5. La struttura degli atomi
Modello atomico di Rutherford.
5. La struttura degli atomi
Il numero di protoni.
L’atomo di Bohr (1913)
Quale relazione esiste tra
radiazione luminosa e struttura
atomica?
L’atomo di Bohr (1913)
• L’emissione di luce da parte dei gas rarefatti
avviene a seguito dell’energia che la scarica
elettrica trasferisce agli atomi costituenti i gas.
Gli atomi, così eccitati, restituiscono quasi
interamente questo surplus di energia sotto
forma di luce avente spettro discontinuo.
• gli atomi possono assorbire o emettere
soltanto certi fotoni, associati a precise
frequenze
L’atomo di Bohr
(1913)
• Un fotone che viene assorbito da
un atomo cede tutta la sua
energia a uno degli elettroni che
passa così a uno stato energetico
più elevato.
Gli elettroni si muovono lungo orbite
privilegiate (stazionarie) caratterizzate
ognuna da una ben definita quantità di
energia
Si verificano emissioni di energia sotto
forma di onde elettromagnetiche, solo
quando un elettrone “salta” da un’orbita
ad energia maggiore ad un’altra ad energia
minore
L’energia è “quantizzata”, cioè l’elettrone
può esistere solo su di un determinato livello
energetico e non tra un livello e l’altro
• L’elettrone percorre soltanto determinate orbite circolari, chiamate orbite
stazionarie. Quando un elettrone ruota su un’orbita stazionaria, non
assorbe e non emette energia. L’atomo è pertanto stabile e l’elettrone
(negativo) non cadrà mai sul nucleo (positivo).
• All’elettrone sono permesse solo certe orbite, a cui corrispondono
determinati valori di energia. Quest’ultima è tanto più grande quanto più
ampia è l’orbita, poiché l’energia potenziale dell’elettrone aumenta
all’aumentare della sua distanza dal nucleo. L’elettrone di un atomo non
può assumere tutti i valori di energia, ma solo quelli corrispondenti alle
orbite permesse; per questo si dice che la sua energia è quantizzata.
• Per passare da un’orbita a un’altra di livello energetico più elevato,
l’elettrone assorbe energia. L’energia può essere fornita, per esempio, dal
calore, da una scarica elettrica o dall’assorbimento di fotoni di opportuna
frequenza.
• Per passare da un’orbita a un’altra di livello energetico più basso,
l’elettrone emette un fotone di opportuna frequenza. Se la frequenza
appartiene alla parte visibile dello spettro elettromagnetico, ci appare
come riga colorata nello spettro a righe
• L’energia del fotone emesso o assorbito corrisponde alla differenza di
energia tra le due orbite
I saggi alla fiamma
In accordo col modello atomico di Bohr (più in generale con tutti i modelli atomici
che prevedono elettroni disposti su livelli energetici “quantizzati”), gli atomi di un
metallo esposto alla fiamma spostano alcuni loro elettroni, eccitati, su orbite di livello
energetico maggiore; ritornando allo stato fondamentale, emettono l’eccesso di
energia sotto forma di fotoni di lunghezza d’onda caratteristica e differente per ogni
metallo, generando così colorazioni della fiamma diverse che consentono di
riconoscere il metallo saggiato.
Teoria quantomeccanica
• De Broglie, Heisemberg e Schrodinger , negli
anni ‘30, contribuirono a superare i limiti della
teoria di Bohr e diedero un notevole contributo
alla nascita della teoria quanto-meccanica
dell’atomo.
– agli elettroni si può attribuire una duplice natura
ondulatoria e corpuscolare.
– non è possibile conoscere contemporaneamente
velocità e posizione dell'elettrone
– Una equazione permette di rappresentare
l'elettrone come una nube di carica negativa
– Viene denominato orbitale atomico la regione di
spazio intorno al nucleo dove è massima la
probabilità di trovare l'elettrone
Gli orbitali
• Gli orbitali hanno forme diverse:
• TIPO s : CIRCOLARE
• TIPO p : forma ellittica (due gocce tangenti,
nelle tre direzioni dello spazio, x,y,z)
• TIPO d e f : la forma è simile ma gli
orientamenti nello spazio sono
rispettivamente 5 e 7.
L’energia di ogni orbitale è
sempre diversa da un altro
Tra il livello 3 ed il livello 4 vi è
una sovrapposizione dei livelli
energetici
Gli elettroni si sistemeranno
sempre al livello energetico più
basso se non è occupato
Nel riempimento elettronico si
dovrà procedere cominciando
dal livello più basso e
procedere verso il successivo
Configurazione elettronica
• Con il termine configurazione elettronica di un elemento si
intende la descrizione della disposizione degli elettroni nei
suoi orbitali.
• Per descrivere la configurazione elettronica, ogni orbitale
viene rappresentato convenzionalmente con un quadratino
all'interno del quale vanno inseriti gli elettroni rappresentati
con frecce verticali rivolte verso l'alto o verso il basso.
• A ciascun orbitale viene associata una sigla composta da un
numero e da una lettera. Il numero indica il livello di energia
al quale l'orbitale appartiene e può assumere qualsiasi valore
intero compreso tra 1 e 7. La lettera (s, p, d, f) indica il tipo di
orbitale.
Wolfgang Pauli
PRINCIPIO DI
ESCLUSIONE DEL PAULI
Gli elettroni vengono indicati
da frecce orientate in modo
opposto
(SPIN OPPOSTO O
ANTIPARALLELO)
Orbitali e tavola periodica
Quando devono essere riempiti degli orbitali isoenergetici ad esempio i tre
orbitali p di un certo livello, gli elettroni si dispongono prima con spin parallelo
uno per orbitale (spaiati) e solo se il loro numero lo consente vanno
successivamente a saturare gli orbitali. Costruiamo ad esempio la configurazione
elettronica dell'elemento avente Z = 8, corrispondente all'ossigeno. Dobbiamo sistemare
8 elettroni. I primi due verranno sistemati nell'orbitale 1s, altri 2 nell'orbitale 2s e i
rimanenti quattro nei tre orbitali 2p, ottenendo
La configurazione elettronica dell'ossigeno si scrive:
1s2 2s2 2p4
