Presentazione di PowerPoint

Chimica e laboratorio
L’atomo:
configurazione
elettronica
Classi Terze – Lic. Sc. Tecnologico
Docente: Luciano Canu
Anno Scolastico 2007/2008
Prerequisiti
 Conoscere l’evoluzione delle conoscenze sulla
costituzione dell’atomo, da Democrito a
Rutherford
 Conoscere e saper interpretare, guidati, i fatti
sperimentali e i fenomeni quotidiani che
indicano la natura elettrica della materia
2
Obiettivi
 Acquisire il concetto di energia di ionizzazione
e di affinità elettronica
 Capire che attorno al nucleo sono disposti gli
elettroni in livelli di energia crescente
 Conoscere e capire il significato di
quantizzazione dell’energia nell’atomo
 Riconoscere nelle prove sperimentali la
conferma del modello di Bohr e dell’esistenza
dei livelli elettronici
3
Le onde
 In fisica con il termine onda si indica una
perturbazione che nasce da una sorgente e si
propaga nel tempo e nello spazio,
trasportando energia (o quantità di moto
senza comportare un associato spostamento
della materia)
4
Parametri descrittivi
 Ampiezza (A)
•
Variazione massima della grandezza caratteristica
del tipo d’onda rispetto al valore di base

E

B
• Altezza (onde nei liquidi)
• Pressione (onde sonore)
• Intensità di E o di B (radiazioni elettromagnetiche)
 Frequenza ( ni)
•
Numero di onde che passa in un certo punto in un
secondo (Hz)(s-1)
 Lunghezza d’onda ( lambda)
•
Distanza tra due picchi (massimi) successivi
5

Relazioni
c

 È dimostrata la relazione tra frequenza e
lunghezza d’onda
•
Nel vuoto sono in relazione inversa a meno
della costante c (=velocità della luce)
 Relazione di Planck
•
•
Tale relazione permette di ottenere l’energia
trasportata dall’onda elettromagnetica
E=h
• dove h è la costante di Planck che vale 6,626 x 10-34
J.s
c = 299 792,458 km/s
E  h 
6
Spettro elettromagnetico
 Insieme ordinato (per lunghezza
d’onda/frequenza) delle radiazioni
elettromagnetiche
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Spettri di assorbimento
 Spettro continuo derivato dalla luce bianca del sole
oppure da una lampadina (candela)
 Se si fa attraversare un campione opportunamente
preparato dalla luce bianca può capitare che la
sostanza interferisca con la radiazione e ne assorba
una parte
•
Si ottiene uno spettro “continuo” che presenta righe, bande
o fasce scure, si parla di spettro di assorbimento
8
Spettri di emissione
S
C
R
 Quando si fa attraversare un campione
opportunamente preparato dalla luce bianca è possibile
con opportuni strumenti registrare la radiazione
precedentemente assorbita come radiazione emessa
•
Si ottiene uno spettro nero che presenta righe, bande o fasce
colorate, si parla di spettro di emissione
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L’atomo da Democrito a Rutherford
Democrito
nel IV
secolo
a. C.
Dalton
nel
1803
Thomson
nel
1900
nel
1911
Rutherford
Bohr
nel
1913
10
Da Rutherford a Bohr
 Il modello di Rutherford fallisce
•
Gli elettroni sono particelle cariche molto
veloci che emetterebbero in brevissimo
tempo tutta l’energia posseduta
collassando sul nucleo
 Le orbite “planetarie” non sono adatte a
descrivere lo stato degli elettroni in un
atomo
 Il concetto rivoluzionario venne da Bohr
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L’atomo di Bohr
 Si scopre il neutrone che viene collocato nel
nucleo dell’atomo
 Ma la rivoluzione più importante è stata
quella di attribuire valori energetici stabili e
quantizzati (ben precisi) a tutte le orbite
elettroniche
 L’idea era stata presa dal Fisico Max Plank
che ipotizzò che l’energia fosse quantizzata
 Bohr applicò questo concetto alle orbite
elettroniche
 Il modello di Bohr funzionava molto bene per
spiegare il comportamento dell’atomo di
idrogeno ma aveva problemi con atomi più
complessi
12
Uno scaffale per gli elettroni
 Un elettrone che si trova in una certa orbita
possiede l’energia associata a quel livello
 I livelli più vicini al nucleo hanno meno
energia, quelli più lontani ne hanno di più
 Le orbite e quindi le energie permesse sono
poche e ben precise
 Come in uno scaffale: i libri possono trovare
posto solo ad altezze ben precise, in
corrispondenza di un ripiano
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La quantizzazione dell’energia





Gli elettroni possono
occupare solo i livelli a
atomo
distanze ed energie ben
precise
I livelli intermedi sono
da considerarsi
ee“proibiti”
Tra due livelli c’è una
differenza di energia
ecorrispondente ad un
“pacchetto” di precise
edimensioni
eeSe si fornisce una
e
confezione di energia
eadatta…
E5 E4
E3 E2 E1
…è possibile
nucleo
promuovere un
elettrone dal livello
 Pacchetti d’energia diversi non sono assorbiti
fondamentale a quello
dall’atomo e gli elettroni non si spostano verso
eccitato
livelli che risultano proibiti
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Gli stati dell’atomo
 Definizione: lo stato dell’atomo quanto
in condizioni di stabilità ed
energia minima si definisce
fondamentale
 Definizione: l’atomo che ha
assorbito un pacchetto di energia
opportuno raggiunge lo stato
eccitato
e Definizione: quando l’atomo
eassorbe un pacchetto d’energia e
l’elettrone utilizza questa energia
eper raggiungere un livello più
nucleo
L1
alto, l’elettrone si definisce
promosso
atomo
e-
luce
L
L
2
3
15
Approfondisci:
energia associata ai livelli
 Un libro posizionato in un ripiano acquista
energia in relazione all’altezza del ripiano
 L’energia acquisita dal libro caratterizza il
ripiano o meglio la sua altezza
 Il libro è sempre lo stesso ma se si trova
vicino a terra quando cade non provoca
danni
 Se lo stesso libro ci cade in testa da un
ripiano molto alto può farci molto male
poiché possiede molta energia
16
Approfondisci: livelli
permessi
 I libri dello scaffale possono
essere posizionati ad altezze
ben precise
 Poche altezze sono consentite
(5 piani solo 5 altezze)
 Moltissime altezze sono proibite
(i libri cadrebbero a terra)
 Per gli elettroni si parla di
distanze dal nucleo e di energia
permessa
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La ionizzazione:
cationi
 Quando si fornisce il pacchetto
d’energia giusto l’atomo può
E
perdere un elettrone
 Si deve fornire energia all’atomo
per allontanare l’elettrone
 Il primo elettrone perso è
sempre il più lontano dal nucleo
 Quando un atomo neutro perde
un elettrone si carica
positivamente
 Si è formato uno ione, un catione
+
N
e-
18
La ionizzazione:
anioni
 Alcuni elementi hanno la capacità
di acquistare elettroni
 Quando uno di tali atomi
acquista un elettrone emette un
pacchetto di energia
 Il primo elettrone acquistato
occupa il livello più lontano dal
nucleo
 Quando un atomo neutro
acquisisce un elettrone si carica
negativamente
 Si è formato uno ione, un anione
ClE
e-
19
Gli ioni: definizioni
AE +
- +3
-
-
EI
- +
+3
-
+
+3
-
+ -
-
 Uno ione è un atomo o un gruppo atomico
che ha acquisito o perso uno o più elettroni
(anioni, cationi)
 L’energia di ionizzazione è l’energia
necessaria a estrarre un elettrone da un
atomo neutro
 L’affinità elettronica è l’energia emessa da un
atomo neutro per addizione di un elettrone
20
Il diagramma delle EI
21
Domanda 1
 Obiettivo dell’esperienza
•
Verificare l’esistenza dei livelli elettronici e
le caratteristiche
• Quantizzazione dell’energia
•
Dimostrare la peculiarità delle
configurazioni elettroniche
• Riconoscimento qualitativo
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Spettri di assorbimento e
emissione
 Si ottiene uno spettro di assorbimento
•
•
Misurando il pacchetto assorbito dall’atomo
Otteniamo uno spettro continuo costellato
di righe nere
 Si ottiene uno spettro di emissione
•
•
Misurando il pacchetto emesso dall’atomo
Otteniamo uno spettro nero costellato di
righe di emissione
23
Promuovere l’elettrone
 Fornire l’energia necessaria per farlo
“saltare” al livello elettronico superiore
•
Il salto può essere sul livello contiguo o sui
successivi
24
Spettro visibile
 È costituito da onde elettromagnetiche
che il nostro occhio può percepire
•
•
Il rosso è la radiazione visibile a minore
frequenza, quindi è la meno energetica
Il violetto è la radiazione a maggiore
frequenza, quindi trasporta i pacchetti
energetici più elevati
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Livelli permessi e non
 Perché l’energia dei livelli elettronici è
quantizzata
 Tutti i livelli caratterizzati da valori
energetici
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La prima tavola periodica
 Il primo scienziato che ordinò gli elementi in
una tavola (tabella) fu Mendeleev
•
•
gli elementi conosciuti allora (1869) vennero
disposti in base al peso atomico
Attualmente si utilizza il numero atomico (Z)
 Mendeleev ebbe una grande intuizione:
•
•
Incolonnò gli elementi che, secondo lui,
presentavano comportamento chimico simile
Il ripresentarsi periodico delle proprietà ha dato il
nome alla tavola e ha permesso di individuare e
caratterizzare le famiglie chimiche
27
Tavola periodica
 Le righe della tavola periodica corrispondono
ai livelli elettronici
•
•
Infatti in ciascuna riga troviamo un numero di
caselle (elementi) corrispondente al numero
massimo di elettroni ospitabili
Le righe sono chiamate periodi
 Le colonne della tavola sono denominate
gruppi
•
Altro nome è “famiglie” chimiche
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Le famiglie chimiche
 Tutti gli elementi ordinati lungo un gruppo
(colonna) presentano
•
•
Una certa somiglianza chimica (reattività)
Possiedono il guscio più esterno con una
disposizione elettronica simile
• Gli elettroni più esterni si chiamano di valenza
•
La somiglianza chimica è più spiccata per i gruppi
che si trovano agli estremi della tavola periodica
•
•
•
•
Gruppo
Gruppo
Gruppo
Gruppo
I – Metalli alcalini
II – Metalli alcalino-terrosi
VII – Alogeni
VIII – Gas nobili o inerti
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P
Z=15
Elettroni di valenza = 5
Elettroni di Valenza
 Perché certi elementi hanno un
comportamento chimico simile?
 Mendeleev non dava nessuna spiegazione
della sua tavola
 Gli elementi che si comportano in modo simile
lo fanno perché mostrano una configurazione
elettronica esterna simile
•
•
•
Situazione elettronica nello strato più esterno
Gli elettroni più esterni sono detti “di valenza”
Lo strato più esterno è detto “di valenza”
30
Periodicità delle proprietà
 Lungo un periodo (riga) le proprietà
chimiche variano in modo costante
 Lungo un gruppo (colonna) si riscontra
una somiglianza chimica
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Energia di prima
ionizzazione
 Energia necessaria per estrarre un
elettrone da un atomo gassoso e
portarlo alla distanza infinita
 Ci sono elementi che perdono
facilmente l’elettrone e altri che
richiedono molta energia
•
A + EI  A+ + 1e32