Come si può definire la chimica?
Quella scienza che studia la composizione, la
struttura e le trasformazioni della materia.
z
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Cosa si intende per materia??
Uno dei primi interrogativi che gli scienziati di tutti i
tempi si posero per spiegare la natura della materia
fu il seguente: la materia è continua o
discontinua??
Al di là delle dissertazioni filosofiche sull’argomento
(Democrito 460-430 a.C, Lucrezio 98-55 a.C.),
destituite di qualunque fondamento scientifico o
sperimentale che sostenevano la natura discontinua
della materia, si arrivò a dimostrare l’esistenza di
una forma elementare della materia (atomo) solo
nel 1803
z
Solo nel 1803 lo studioso John Dalton sulla base di
dati sperimentali quali la Legge delle proporzioni
definite di Proust (1801) e la Legge della
conservazione della massa (Lavoisier 1774)
dedusse ed enunciò la legge delle proporzioni
multiple conosciuta come legge di Dalton.
Legge della conservazione di massa
(Lavoisier 1774)
“In una reazione chimica nulla si crea e nulla si distrugge,
ovvero la somma delle masse dei reagenti è uguale alla somma
delle masse dei prodotti ottenuti“
Se pesiamo una lampadina da flash
prima e dopo che sia avvenuto il
lampo possiamo verificare che la sua
massa rimane costante.Il magnesio del
filamento, applicando un contatto
elettrico, si combina con l'ossigeno
dell'aria racchiusa nella lampadina,
bruciando con un lampo e
trasformandosi in ossido di magnesio.
Magnesio ed ossigeno, in questo caso,
sono i reagenti, l'ossido di magnesio è
il prodotto: il peso (massa) resta
costante.
Legge delle proporzioni definite di Proust
(Proust 1801)
“ Un composto è caratterizzato dall’ avere rapporti ponderali ben
definiti e costanti tra gli elementi che lo compongono”
Esempio: per ottenere 18 grammi di acqua devono reagire 16 grammi
di ossigeno e 2 grammi di idrogeno, quindi il minimo rapporto
ossigeno/idrogeno = 8/1
18 grammi di acqua
+
Unità di peso
dell’ ossigeno
Unità di peso
dell’ idrogeno
9 grammi di acqua
Legge delle proporzioni multiple di Dalton
(Dalton 1803)
“ Se due elementi A e B si combinano fra loro per formare composti
diversi, le quantità dell’elemento B che si combinano con una
quantità costante dell’elemento A sono multiple secondo un
multiplo intero di una quantità costante”
Unità di peso
dell’ ossigeno
Unità di peso
dell’ idrogeno
18 grammi di acqua
17 grammi di acqua
ossigenata
Implicazioni : ogni sostanza è definita in maniera univoca , e le specie chimiche non
sono frazionabili
Teoria atomica di Dalton
Si basa sui seguenti postulati:
1.
La materia è formata da particelle piccolissime ed indivisibili chiamate
atomi.
2.
Gli atomi di uno stesso elemento sono tutti uguali tra loro per
dimensione, forma, massa e proprietà.
3.
Gli atomi di elementi diversi hanno masse diverse.
4.
Le reazioni chimiche consistono nella separazione e ricombinazione di
atomi.
5.
Nessun atomo di un elemento si trasforma nell’atomo di un altro
elemento.
Punto 5 della teoria di Dalton non prevedeva le reazione nucleari
Sviluppo del modello atomico
(fine del XIX secolo)
Sviluppo del modello atomico
(fine del XIX secolo)
Scoperta dell’ ELETTRONE ovvero particelle cariche negativamente
più piccole di qualsiasi atomo (1869)
zMassa = 9.109 10-28 g
zCarica = 1.6109 10-19 Coulomb
MODELLO ATOMICO DI THOMSON (1904)
Sviluppo del modello atomico
(fine del XIX secolo)
Scoperta del PROTONE ovvero particelle cariche positivamente più
piccole di qualsiasi atomo (1886)
zMassa = 1.6 10-24 g
zCarica = 1.6109 10-19 Coulomb
Scoperta del NEUTRONE ovvero particella elettricamente neutra di
massa pari a quella del protone
zMassa = 1.6 10-24 g
MODELLO ATOMICO DI RUTHERFORD (1910 - 1911)
Sviluppo del modello atomico
(fine del XIX secolo)
Riepilogo dei caratteri distintivi dei principali componenti
dell’atomo:
Raggio atomico (per l’atomo di idrogeno)
10-8 cm
NUMERO ATOMICO E NUMERO DI MASSA
NUMERO ATOMICO
Si definisce numero atomico il numero di protoni presenti nel nucleo e si indica con
la lettera Z.
In un atomo elettricamente neutro il numero di protoni corrisponde al numero di
elettroni in esso contenuti.
Il numero atomico definisce univocamente un dato elemento e da esso dipende il
comportamento chimico.
NUMERO DI MASSA
Si definisce numero di massa il numero di protoni + il numero di neutroni contenuti
nel nucleo e si indica con la lettera A.
ISOTOPI
Si definiscono ISOTOPI atomi di uno stesso elemento aventi lo stesso
numero atomico ma diverso numero di massa
1
1
H
idrogeno
2
1
D
deuterio
3
1
T
tritio
MODELLO ATOMICO DI BOHR-SOMMERFIELD
(1913-1916)
I punti fondamentali della teoria, valida in particolare per l'atomo di idrogeno, sono i
seguenti:
1)Gli elettroni si muovono su orbite fisse ellittiche intorno al nucleo
2)Gli elettroni con maggiore energia si trovano su orbite più distanti dal nucleo
3)Non si passa gradualmente da un'orbita all'altra, ma solo per salti
4)Passando da un orbita all'altra l‘ elettrone assorbe o emette energia uguale alla
differenza di energia tra i due livelli.
TEORIA ATOMICA MODERNA
Alla teoria atomica moderna, oltre i suddetti fisici, dettero il loro fondamentale
contributo
De
Broglie,
Heisemberg,
Schrödinger
ed
altri.
Il francese Luis Victor De Broglie (Nobel 1929), nel 1923, estese il concetto
della duplice natura: onda-particella attribuita da Planck alla luce, a
qualsiasi corpo in movimento, grande o piccolo che fosse. Anche gli elettroni,
quindi hanno proprietà ondulatorie, possono venir diffratti e dar luogo a
fenomeni di interferenza.
Relazione di De Broglie:
h
λ =
mv
λ = lunghezza d’onda
m = massa
v = velocità
h = costante di Plank 6,62 10-34 J s
TEORIA ATOMICA MODERNA
Effetto fotoelettrico
TEORIA ATOMICA MODERNA
Il tedesco Werner Karl Heisemberg (Nobel 1932) dimostrò che non è
possibile determinare simultaneamente la posizione e la velocità
dell’elettrone, il quale, se venisse "illuminato" per osservarlo, schizzerebbe
via in seguito all'assorbimento dell'energia dei fotoni. In conseguenza di ciò
non è possibile definire la traiettoria dell'elettrone, a differenza di
quanto previsto da Bohr (traiettorie fisse).
PRINCIPIO DI INDETERMINAZIONE DI HEISEMBERG
h
∆( mv ) ⋅ ∆x =
2π
∆(m v) = incertezza nella determinazione della quantità di
moto cioè della velocità dell’elettrone
∆x = incertezza nella determinazione della posizione
dell’elettrone
h = costante di Plank
m = massa dell’elettrone 9.109 10-28 g
TEORIA ATOMICA MODERNA
Esempio: Un elettrone si muove alla velocità di 1 m/s ed ha una quantità di
moto pari a 9.109 10-28 g m s-1 . Se l’incertezza ovvero l’errore nella misura
della quantità di moto 10-30 g m s-1 l’incertezza sulla posizione sarà:
6.6210−34
23
∆x =
= 7.3 ⋅10 (m)
−28
−30
9.109 ⋅10 ⋅10
Esempio: Una palla di 1000 g si muove alla velocità di 1 m/s ed ha una
quantità di moto pari a 1000 g m s-1 . Se l’incertezza ovvero l’errore nella
misura della quantità di moto 10-5 g m s-1 l’incertezza sulla posizione sarà:
6.6210 −34
− 32
∆x =
= 6 ,6210
−5
1000 ⋅ 10
(m)
TEORIA ATOMICA MODERNA
L'austriaco Erwin Schrödinger (Nobel 1933),
considerando la natura
ondulatoria dell'elettrone (De Broglie), sviluppò un'equazione matematica per
calcolare l'energia di una particella che si muove in una direzione nello spazio
e dimostrò che per particelle vincolate intorno al nucleo, come gli elettroni,
l'equazione può essere risolta solo se l'energia assume valori ben precisi,
riconfermando il concetto di quantizzazione dell'energia degli elettroni
prevista da Bohr
La Teoria Atomica Moderna, che non ci consente di creare una semplice
immagine mentale dell'atomo, come le precedenti teorie, si basa dunque
sui seguenti principi:
1)Gli elettroni non sono solo particelle, ma presentano anche carattere
ondulatorio
2)Non seguono orbite ben definite, è infatti impossibile determinare la
traiettoria di un elettrone
3)Un elettrone può assumere solo ben determinati valori di energia, in
altre parole i livelli energetici degli elettroni sono quantizzati.
TEORIA ATOMICA MODERNA
Schrödinger descrisse il comportamento dell’elettrone orbitante
attorno al nucleo come quello di un’onda stazionaria.
ϑ2ψ
ϑ2 x
ϑ2ψ
+
ϑ2y
ϑ2ψ
+
ϑ2z
8π2m
+
h2
(Ε−V) ψ
=0
Tra i valori di ψ che sono possibili soluzioni dell’equazione di
Schrödinger sono accettabili solo quelle che soddisfano
determinate condizioni e si definiscono AUTOFUNZIONI.
I valori di energia associati alle AUTOFUNZIONI si definiscono
AUTOVALORI
TEORIA ATOMICA MODERNA
Sono soluzioni dell’equazione di Schrödinger i valori di ψ che
rispettano le seguenti condizioni:
1) La funzione d’onda ψ deve essere continua e finita, ad un
solo valore in ogni punto dello spazio ed all’infinito deve
tendere a zero
2) La probabilità di trovare l’elettrone attorno al nucleo deve
essere unitaria
ψ
2
dV = 1
TEORIA ATOMICA MODERNA
Il movimento degli elettroni avviene in tre dimensioni per cui le soluzioni
accettabili dell’equazione d’onda derivano dalla combinazione di tre costanti
dette NUMERI QUANTICI ed indicati con le lettere n,l, m.
Il numero quantico n , o numero quantico principale può assumere tutti i
valori interi da 1 ad
Il numero quantico l, detto numero secondario o azimutale, può assumere
tutti i valori interi compresi fra 0 ed (n-1)
Il numero quantico m, o numero quantico magnetico, può assumere tutti i
valori interi compresi fra –l e +l compreso lo zero.
TEORIA ATOMICA MODERNA
1.
Il numero quantico n, determina il livello dell’energia di un elettrone.
Al crescere di n aumenta l’energia degli stati elettronici corrispondenti.
2.
Il numero quantico l, determina la forma degli orbitali.
3.
Il numero quantico m, determina l’orientazione degli orbitali in presenza
di un campo magnetico esterno.
4.
Ogni funzione d’onda caratterizzata da tre numeri quantici, ψn,l,m , viene
chiamata ORBITALE e corrisponde alla zona di massima probabilità in
cui è possibile trovare l’elettrone
TEORIA ATOMICA MODERNA
Oltre alla terna dei numeri quantici principali n,l,m,
l’elettrone è descritto anche dal numero quantico di “spin” ms,
che può assumere solo due valori ±½
Nome degli
orbitali
Numeri quantici
Numero
degli
orbitali
Energia
degli
orbitali
n
l
m
1
0
0
1s
1
E1s
2
0
1
0
-1, 0, +1
2s
2p
1
3
E2s
E3p
3
0
1
2
0
-1, 0, +1
-2, -1, 0,+1,+2
3s
3p
3d
1
3
5
E3s
E3p
E3d
4
0
1
2
3
0
-1, 0, +1
-2, -1, 0,+1,+2
-3, -2, -1, 0, +1,+2+3
4s
4p
4d
4f
1
3
5
7
E4s
E4p
E4d
E4f
ENERGIA CRESCENTE
TEORIA ATOMICA MODERNA
TEORIA ATOMICA MODERNA
ORBITALI s
TEORIA ATOMICA MODERNA
ORBITALI
p
A parità di numero quantico n i 3 orbitali hanno la stessa
energia e si dicono DEGENERI
TEORIA ATOMICA MODERNA
ORBITALI d
A parità di numero quantico n i 5 orbitali hanno la stessa
energia e si dicono DEGENERI
STRUTTURA ELETTRONICA DEGLI ATOMI
9
Nello stato fondamentale ogni atomo ha la configurazione
elettronica a cui compete il minimo valore di energia
9
PRINCIPIO DI ESCLUSIONE DI PAULI “ In un atomo non possono
coesistere elettroni aventi tutti e quattro numeri quantici eguali”
9
PRINCIPIO DELLA MASSIMA MOLTEPLICITA’ DI HUND : “La
configurazione di minima energia di un atomo è quella che
presenta il maggior numero di elettroni a spin paralleli”
STRUTTURA ELETTRONICA DEGLI ATOMI
Numeri quantici
n
l
m
ms
1
0
0
±½
1s
2
2
0
1
0
-1, 0, +1
±½
±½
2s
2p
2
6
3
0
1
2
0
-1, 0, +1
-2, -1, 0,+1,+2
±½
±½
±½
3s
3p
3d
2
6
10
4
0
1
2
3
0
-1, 0, +1
-2, -1, 0,+1,+2
-3, -2, -1, 0, +1,+2+3
±½
±½
±½
±½
4s
4p
4d
4f
2
6
10
14
ENERGIA CRESCENTE
Numero
Nome degli di
orbitali
elettroni
TEORIA ATOMICA MODERNA
