II Modello Atomico

Atomo
Fu introdotto e ideato da Democrito, filosofo dell’antica Grecia. “Atomos” indivisibile.
vuoto
Atomo
Forza
nucleare forte
Elettrone
I Modello Atomico
Successivamente nel 19° secolo Dalton introdusse un nuovo concetto dell’atomo.
Infatti riesce a giustificare tre leggi fondamentali della chimica:
1. Legge di Lauasir - La materia non si crea e non si distrugge!
2. Legge di Proust - Quando 2 elementi si combinano tra di loro, essi si combinano
mediante un rapporto di massa definito e costante
3. legge di Dalton - Quando 2 elementi si combinano tra di loro per dare più prodotti
di una quantità fissa di uno dei due si combina con quantità
diverse dell’altro, le quali stanno fra loro in rapporto esprimibile
con numeri interi e piccoli.
Un giorno si sveglio, si alzò dal letto e disse: ”Non posso dimostrare l’esistenza delle
molecole!”
Quindi l’atomo del nostro caro Dalton non poteva esistere e il suo modello atomico cadde.
Intanto studiosi come Guy Lussac stavano studiando i gas e i volumi. Egli ricavò due
leggi fondamentali:
- Due gas reagiscono fra di loro mediante volumi interi.
- I volumi reagiscono tra di loro mediante numeri piccoli e interi
Avogadro invece disse: “Volumi uguali di gas diversi nelle stesse condizioni di temperatura
e pressione contengono lo stesso numero di particelle”
II Modello Atomico
In seguito Thompson scoprì l’esistenza di cariche positive e cariche negative chiamate
protoni ed elettroni. Così si risolse il problema delle molecole. Credeva che l’atomo era un
ammasso di protoni ed elettroni.
Studiosi come Faraday incominciarono a studiare la corrente elettrica.
Tornando a Thompson, egli fece il famosissimo esperimento del tubo catodico, ovvero un
tubo nel quale viene immesso del gas e si sollecitano gli elettroni a farli andare da una
parte all’altra.
Catodico quando le particelle – vanno verso il polo +
Anodico quando le particelle + vanno verdo il polo –
III Modello Atomico
Il modello atomico di Rutheford invece era di tipo planetario, con un nucleo centrale
composto da neutroni e protoni, mentre intorno girano gli elettroni a grande distanza
elettroni
Maggior parte della
massa
Protoni
e
Neutroni
Egli dettò anche la legge di ionizzazione: “L’energia che io debbo fornire ad un atomo
neutro affinché esso perda un elettrone”
L’energia di ionizzazione aumenta da destra verso sinistra e dal basso vero l’alto sulla
tavola periodica.
IV Modello Atomico e Quantizzazione
Con il nuovo modello atomico di Bohr l’atomo diventa più complesso e gli elettroni
seguono delle orbite prestabilite e lo studio che ci fa scoprire gli orbitali nel nuovo atomo è
la quantizzazione e lo studio dei quanti.
La legge della quantizzazione dice che: ”L’energia di un onda non assume un valore
qualsiasi ma assume un valore che è un multiplo intero di un valore minimo”.
L’elettrone quindi si comporta come la luce e si sposta a scatti da un livello ad un altro
quando si eccita e aumenta la sua energia, cioè è quantizzato.
L’equazione di De Brogliè dice che Lambda=h/mv quindi dimostrò che meno massa c’è,
meno è lunga l’onda.
Noi sappiamo che l’elettrone gira intorno al nucleo ma l’elettrone rispetta una traiettoria
precisa con una sua velocità.
Il principio di indeterminazione di Heisenberg dice che non è possibile determinare
contemporaneamente la posizione e la velocità di un elettrone attorno al nucleo, quindi ne
consegue che non possiamo determinare la traiettoria dell’elettrone.
Ora non si parlerà più di traiettoria dell’elettrone ma di orbitale.
L’orbitale è quella regione di spazio nella quale c’è una maggiore probabilità di trovare un
elettrone.
Per determinare l’orbitale di un elettrone noi abbiamo bisogno di 4 numeri quantici:
n
l
m
s
Numero quantico
principale
Numero quantico
secondario
Numero quantico
magnetico
Numero quantico di spin
Livello
n>1
Forma
0<l<n-1
Orientamento
-l<m<+l
Rotazione dell’elettrone
intorno al proprio asse
Su e giù
Il principio di Aufbauf sul riempimento degli orbitali dice che: Quando si riempiono gli
orbitali, si riempiono per primi quelli con minore energia.
Mentre la legge di Hungt dice che: Gli elettroni quando si dispongono intorno al nucleo
tendono ad occupare il maggior numero di orbitali possibili disponendosi a spin parallelo.
Teoria di Lewis e elettronegatività
Tutti gli atomi tendono ad avere il livello di valenza dei gas nobili ad essi più vicini.
L’elettronegatività è una misura della tendenza di un atomo ad acquistare elettroni.
L’elettronegatività aumenta sulla tavola periodica degli elementi da destra verso sinistra e
dal basso verso l’alto.
L’affinità elettronica è il contrario dell’elettronegatività.
I legami
Il legame chimico è la forza attrattiva tra atomi.
L’energia di legame serve a spezzare il legame chimico.
Legame di tipo Covalente puro: l’elettronegatività và da 0 a 0.2
Legame di tipo Covalente polare: l’elettronegatività và da 0.3 a 1.6
Legame di tipo Ionico: l’elettronegatività và da 1.7 fino all’infinito.
Legame Dativo: avviene quando un atomo di un legame ci rimette la coppia tutta lui.
Legame Metallico: Un metallo non si spezza perché gli elettroni che lo compongono si
liberano dai singoli atomi e si muovono liberamente nell’intero metallo.
- Legame a idrogeno: E’ il legame che avviene nella molecola d’acqua per far legare le
molecole di ossigeno e di idrogeno.
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