La struttura dell`atomo (Presentazione PowerPoint)

STRUTTURA DELL’ATOMO
Prof.GPaterna
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LA TEORIA ATOMICA DI DALTON
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Lo studioso inglese J.Dalton all'inizio del XIX secolo, attraverso
l'ingegnosa interpretazione delle leggi fondamentali della chimica
a quel tempo note (la legge della conservazione della massa e la
legge delle proporzioni definite), alle quali aggiunse quella da lui
stesso formulata (la legge delle proporzioni multiple) arrivó alla
conclusione che la materia é discontinua cioè formata da
particelle. Sulla base di queste tre leggi Dalton nel 1803 formuló la
prima teoria atomica della materia. Tale teoria puó essere cosí
schematizzata:
La materia non é continua, ma é composta da particelle che
non possono essere ulteriormente divisibili né trasformabili, gli
atomi;
Gli atomi di un particolare elemento sono tutti uguali tra loro e
hanno la stessa massa;
Gli atomi di elementi diversi hanno massa e proprietà
differenti;
Le reazioni chimiche avvengono tra atomi interi e non tra
frazioni di essi;
In una reazione chimica tra due o piú elementi gli atomi, pur
conservando la propria identità , si combinano secondo rapporti
definiti dando luogo a composti.
La carica elettrica
• Nel VII secolo a.C. venne per la prima volta osservata, o
almeno ne vennero trascritte le osservazioni a riguardo, la
proprietà dell’ambra, dell’ebanite e di altri materiali che,
strofinati con un panno di lana, acquistano il potere di
attirare corpuscoli leggeri come pagliuzze, pezzetti di carta,
ecc.
• Dalle osservazioni svolte sui materiali elettrizzati per strofinio
possiamo dedurre quanto segue:
• 1) In natura esistono due tipi di materiali, quelli che si
elettrizzano per strofinio e gli altri; chiameremo i primi
isolanti ed i secondi conduttori.
• 2)L’insieme dei materiali isolanti si divide a sua volta in due
specie: quelli che si comportano come il vetro e quelli che si
comportano come la bachelite.
• 3)Tra due elementi elettrizzati della stessa specie, come il
vetro o la bachelite, si manifesta sempre una forza che tende
a farli allontanare tra loro (forza repulsiva)
•
bachelite
• 4)Tra due elementi di due specie diverse, ad esempio uno
di vetro e l’altro di bachelite, si manifesta sempre una
forza che tende a farli avvicinare (forza attrattiva).
vetro
bachelite
• Come possiamo spiegare tutto questo?
Possiamo spiegare questi effetti supponendo che la forza
elettrica si eserciti tra alcuni oggetti, che chiamiamo
particelle. Non tutte le particelle risentono però della forza
elettrica: quelle che ne risentono le chiameremo
elettricamente cariche, le altre elettricamente neutre.
Dai fatti sperimentali si deduce che esistono due tipi di
cariche elettriche, una legata all’ebanite e l’altra al vetro.
Chiameremo positiva la carica che compare sulla superficie
delle sostanze tipo vetro quando vengono elettrizzate, e
negativa l’altra. Risulta quindi che particelle con carica
dello stesso segno si respingono, mentre particelle con
cariche di segno diverso si attraggono.
•
Come si spiega allora, che solo strofinando alcuni oggetti si elettrizzano?
Questo avviene poiché nella materia, prima dell’azione di strofinamento,
ci sono tante particelle cariche negativamente, quante cariche
positivamente e quindi la materia appare come neutra. Strofinando il
vetro, ad esempio, alcune cariche elettriche negative gli vengono
strappate e rimangono sul panno di lana. Per questo il vetro si carica
positivamente e si attrae con il panno.
Nel caso della bachelite, invece, la lana rilascia alcuni elettroni
caricandola quindi negativamente
elettrone
e protone hanno carica elettrica uguale, ma di segno opposto, per
questo sono necessari un ugual numero dell’uno e dell’altro per avere l’atomo
elettricamente neutro.
La
forza elettrica tra due cariche può essere espressa dalla legge di Coulomb:
questa
forza è tanto più intensa quanto più le cariche sono vicine.
dove c è una costante, q1 e q2 sono le cariche, r è la distanza tra le cariche ed r^ è la direzione della forza.
JJ. THOMSON
anodo
catodo
Fisico inglese che
nel 1830 scopre
l’elettrone.
Joseph John Thomson osservò che in un tubo con neon con
all’estremità due elettrodi collegati ad un generatore si produce una
scarica elettrica proveniente dal catodo. Questi raggi catodici
dovevano essere costituiti da particelle di carica negativa ovvero gli
elettroni.
Il tubo di vetro sotto vuoto (pressione interna pari a 10-3
atm) conteneva due placche metalliche. Una placca era
collegata al polo positivo di un generatore elettrico (anodo)
mentre l’altra era collegata al polo negativo (Catodo)
La radiazione proveniente dal catodo (raggi catodici)
producevano una fluorescenza verdastra dietro l’anodo.
Con altri esperimenti è stato possibile dimostrare che:
I raggi catodici sono formati da particelle cariche
negativamente chiamate elettroni
Cambiando il metallo del catodo si ottengono sempre fasci
di elettroni
QUINDI
GLI ATOMI DI TUTTI GLI ELEMENTI CONTENGONO LE
STESSE PARTICELLE NEGATIVE CHIAMATE ELETTRONI
GOLDSTEIN
anodo
catodo
1886
Dopo la scoperta degli elettroni usando
apparecchiature simili furono individuate
particelle che venivano attratte dal catodo.
Da queste osservazioni Goldstein scoprì i
raggi anodici o canale, chiamati poi da
Rutherford “protoni”.
Anche gli esperimenti sulle cariche positive furono condotti in tubi
contenenti gas a bassissima pressione. Alla fine Goldestein scoprì
che:
Le masse delle particelle positive erano diverse a secondo del gas
contenuto nel tubo
La massa della particella positiva più piccola veniva rilevata
quando il tubo conteneva idrogeno
Le masse delle altre particelle positive erano multiple della massa
dell’idrogeno
I raggi anodici erano particelle positive che si muovevano verso il
polo negativo e provenivano dal gas rarefatto contenuto dal tubo e
non dalla placca metallica. I gas contenuti nel tubo e bombardati
dagli elettroni, perdevano elettroni e si trasformavano in frammenti
positivi dell’atomo
Modello Atomico di Thomson
Thomson (1897) propose un primo modello di
atomo, per così dire “pieno”
+
+
+
In questo modello la carica
positiva è concentrata in una
sfera centrale mentre gli
elettroni sono poggiati sopra
un po’ come “l’uvetta sul
panettone”(PUDDING)
+
+
+
+
RUTHERFORD
(He++)
Nel 1911 Lord Rutherford ipotizzò che l’atomo(mondo
microscopico) potesse avere una struttura simile al sistema
solare(mondo macroscopico).Egli verificò la sua ipotesi con
questo famoso esperimento.
I grandi angoli di deflessione delle paricelle alfa si potevano spiegare solo ideando
un nuovo modello atomico. Lo fece nel 1911 Ernest Rutherford, il quale assunse
che gli atomi fossero dotati di un nucleo centrale in cui risiede quasi tutta la sua
materia.
Nonostante avesse introdotto il concetto rivoluzionario e corretto di nucleo, il
modello di Rutherford risultò insoddisfacente sotto diversi punti di vista. Non
giustificava per esempio la stabilità degli atomi.infatti dalla fisica classica
(elettromagnetismo)una carica elettrica che si muove di moto circolare tende ad
perdere energia e attirato dalla carica elettrica positiva, a cadere sul nucleo
emettendo radiazioni continue(di tutte le lunghezze d’onda.L’atomo invece nella
realtà è stabile ed emette solo determinate lunghezze d’onda.
Critiche dal mondo scientifico

Applicando, come già si è detto, le leggi
dell'elettromagnetismo al modello planetario di Rutherford,
l'elettrone, muovendosi di moto non rettilineo ed uniforme,
avrebbe dovuto irradiare energia e, seguendo un percorso a
spirale, cadere sul nucleo. L'atomo quindi, in teoria, non
solo avrebbe dovuto essere instabile, ma anche emettere
radiazioni di tutte le lunghezze d'onda (quindi formare uno
spettro continuo), corrispondenti alle infinite posizioni
occupate dall'elettrone nella sua traiettoria a spirale verso il
nucleo.

L'atomo invece, nella realtà, è stabile ed emette solo
alcune radiazioni di determinate lunghezze d'onda, come si
può osservare dallo spettro di emissione a righe. Il modello
di Rutherford era quindi in contrasto sia con le leggi della
fisica note a quel tempo (quelle che in seguito verranno
chiamate "classiche"), sia con i dati sperimentali.

Nel 1913 il fisico danese Niels Bohr si prefisse l'obiettivo di
modificare il modello atomico di Rutherford per eliminarne
l'aspetto contraddittorio. Egli inizialmente accettò per
buona l'idea del nucleo centrale con gli elettroni esterni,
proposto da Rutherford, anche perché quel modello era il
risultato di un fatto sperimentale inconfutabile. Poi però vi
apportò delle modifiche sostanziali avvalendosi della teoria
dei quanti di Planck.

Bohr affrontò il problema nella sua forma più elementare:
la costruzione del modello dell'atomo dell'idrogeno. Scelse
l'idrogeno sia perché si trattava dell'atomo più semplice di
tutti (un nucleo centrale con carica positiva con un unico
elettrone che gli gira intorno), sia perché lo spettro di
quell'elemento si presentava anch'esso in forma molto
semplice, con pochissime righe ben distanziate fra loro.
Studiando l’atomo di idrogeno, concepì un modello
capace di conciliare il concetto di nucleo con
stabilità degli atomi. Secondo il modello di Bohr,
non tutte le orbite circolari sono permesse. Gli
elettroni possono muoversi solo su quelle che
hanno una distanza dal nucleo ben definita.
Questo meccanismo proposto da Bohr era in
grado di spiegare le caratteristiche principali
delle righe spettrali dell’atomo di idrogeno e
questo fatto contribuì al successo del modello.
L’ELETTRONE E’ SIMILE AD UN
FOTONE

LA LUCE E’ COSTITUITA DA UN INSIEME
DI PARTICELLE CHIAMATE FOTONI CHE
TRASPORTANO ENERGIA E SONO
RESPONSABILI DELL’EMISSIONE DEGLI
ELETTRONI DALLE SUPERFICIE
METALLICHE COLPITE E=hν
Spettro continuo
LA LUCE
SE PROIETTIAMO SU UNO SCHERMO UN FASCIO DI LUCE SOLARE
DIFFRATTA DA UN PRISMA, VEDIAMO SULLO SCHERMO CHE I
RAGGI DIFFRATTI EVIDENZIANO TUTTI I COLORI DELL’IRIDE, SI
PUO’ DIRE CHE LA LUCE SOLARE DA UNO SPETTRO CONTINUO.
QUESTO FENOMENO SI PUO’ VEDERE ANCHE PER TUTTI I CORPI
SOLIDI PORTATI ALL’INCANDESCENZA. PER I GAS RAREFATTI
INVECE SI OSSERVANO SPETTRI A RIGHE DISCONTINUI.
Spettro atomo d’idrogeno
Gas ad alta temperatura
emettono spettri a righe
(discontinui).
 Ogni elemento chimico emette
uno spettro a righe diverso.
 Quello mostrato e’ lo spettro del
gas rarefatto Idrogeno le righe
che si vedono sono quelle che
cadono nella zona del visibile
(400-700 nm)

MODELLO ATOMICO DI BOHR
N. BOHR
PENSO’ CHE L’EMISSIONE DI LUCE DA
PARTE DEGLI ATOMI DIPENDEVA DAGLI
ELETTRONI CHE RUOTAVANO ATTORNO AL
NUCLEO.

L’ELETTRONE PERCORRE SOLO
DETERMINATE ORBITE CIRCOLARI.

LA SUA ENERGIA PUO’ AUMENTARE O
DIMINUIRE SOLO PER QUANTITA’ BEN
PRECISE, SE ACQUISTA ENERGIA SALTA
VERSO UN’ORBITA PIU’ ESTERNA, SE CEDE
ENERGIA SALTA VERSO UN’ORBITA PIU’
INTERNA..

Il modello di Bohr
• Un elettrone su orbita quantizzata
non emette energia.
• Un elettrone può cambiare orbita
emettendo o assorbendo un quanto
con energia pari alla differenza fra le
energie dei livelli. Quando l’elettrone
cade su un livello di energia inferiore
l’atomo
emette
una
luce
caratteristica e la luce emessa
compare nello spettro.
e-
+
e-
e-
RIEPILOGO DEI MODELLI ATOMICI
MODELLI
ATOMICO DI
THOMSON
DETTO “A
PUDDING”
1911
Gli
elettroni ruotavano
in qualunque orbita.
1913
1897
Gli elettroni,ruotavano in delle
orbite ben definite(quantizzate)
MODELLO ATOMICO DI BOHR
ELETTRONI
1
4
PERCORRONO SOLO
DETERMINATE
ORBITE CIRCOLARI DETTE
STAZIONARIE
L’ELETTRONE TORNERA’ AD UN
LIVELLO ENERGETICO PIU’ BASSO
(STATO STAZIONARIO) E L’ATOMO EMETTERA UNA RADIAZIONE
CARATTERISTICA: UNA RIGA NELLO
SPETTRO .
2
SONO PERMESSE SOLO
ALCUNE ORBITE CHE
POSSIEDONO DETERMINATE
ENERGIE SI DICE CHE SONO
QUANTIZZATE
3
SE FORNIAMO ENERGIA AGLI ATOMI
GLI ELETTRONI SALTERANNO SU
UN’ORBITA CHE AVRA’ UN
LIVELLO ENERGETICO PIU’ ALTO
(STATO ECCITATO)
-
-
- - -
-
nucleo
-
-
-
- - -
-
Gli elettroni sono
distribuiti intorno al
nucleo in strati
sferici concentrici e
situati a varie
distanze da esso.
Questi strati sono
detti anche orbite o
livelli energetici e
rappresentano
l’energia degli
elettroni. Più gli
elettroni sono distanti,
maggiore è la loro
energia.
I livelli energetici sono definiti da un numero
quantico principale “n”espresso da numeri
interi progressivi (1, 2, 3, …) o con delle lettere
(k, l, m, …), iniziando dal livello a energia più
bassa cioè quello più vicino al nucleo.
Per gli elementi noti sono stati individuati fino
a 7 livelli energetici, ma teoricamente il loro
numero è infinito.
Niels Bohr scoprì anche che ogni orbita poteva
contenere un numero massimo di elettroni
secondo la relazione:
Numero massimo elettroni in un’orbita = 2n2
dove n rappresenta il
livello energetico
Livello
energetico
Numero massimo di
elettroni
1
K
2 * 12 = 2
2
L
2 * 22 = 8
3
M
2 * 32 = 18
4
N
2 * 42 = 32
5
O
2 * 52 = 50
6
P
2 * 62 = 72
7
Q
2 * 72 = 98
In realtà questa
relazione è
valida solo per i
primi 4 livelli
energetici
Per atomi con più elettroni che si influenzano
reciprocamente Il modello atomico di Bohr risultò
valido solo per spiegare il comportamento dell’idrogeno
che ha un unico elettrone; risultò insufficiente.
Nel 1915 Sommerfeld ampliò il modello atomico di
Bohr aggiungendo alle orbite circolari altre orbite
quantizzate ellittiche nelle quali il nucleo occupa uno
dei due fuochi
Le orbite ellittiche di Sommerfeld resero necessaria
l’introduzione di un altro numero quantico: il numero
quantico secondario l che determina la forma
dell’orbita descritta dall’elettrone
Studi successivi portarono all’introduzione del numero
quantico magnetico m e del numero quantico di spin s.
•Nel 1932 fu scoperto il neutrone per cui si
pervenne presto ad un modello dell'atomo
completo, in cui al centro vi è il nucleo
composto di protoni positivi e neutroni ed
attorno vi ruotano gli elettroni.
Ma anche l'idea di come gli elettroni
ruotano attorno al nucleo venne
profondamente modificata alla luce delle
scoperte della meccanica quantistica.
Fu abbandonato il concetto di orbita e fu
introdotto il concetto di orbitale.
MASSA
(Kg)
MASSA
CARICA
(U.M.A.)
ELETTRICA
(convenzionale)
PROTONE
1,67265 X 10-27
1,0072
+1
NEUTRONE
1,67495 X 10-27
1,0086
0
ELETTRONE
9.1094 X 10-31
0,000
-1
U.M.A. = UNITA’ DI MASSA ATOMICA = 1,66 X 10-27Kg
1/12 della massa assoluta(1.99x10-26Kg) del carbonio 12
Quark presenti nei protoni e nei
neutroni
2 up e un down.Il collante tra i protoni
all’interno del nucleo è dovuto alla forza
nucleare forte(i gluoni svolgono questa
azione tra i quark ).La forza fu ipotizzata
da Enrico Fermi.
 Anche nei neutroni sono presenti tre
quark;ma 2 down e un up.

Per un elettrone , con massa molto piccola, l’alto
valore di velocità gioca un ruolo molto importante
per spiegarne il comportamento.
Date, quindi, le velocità prossima a quelle della
luce, degli elettroni , non è possibile determinarne
con esattezza, contemporaneamente posizione e
velocità(principio di indeterminazione di
Heisemberg),è possibile invece determinare la
probabilità di trovare l’elettrone in una certa
regione dello spazio(orbitale).
RIEPILOGO DEI MODELLI ATOMICI
1911
MODELLI
ATOMICO DI
THOMSON
DETTO “A
PUDDING”
1897
1913
1926
I numeri quantici
Tutte le caratteristiche degli orbitali sono definite
da quattro numeri quantici:
Numero quantico principale (n), specifica il
livello energetico di un elettrone nell’atomo;
Numero quantico secondario (l) o angolare o
azimutale, indica la forma dell’orbitale in cui
si trova un elettrone (s, p, d, f);
Numero quantico magnetico (m), specifica
l’orientamento dell’orbitale;numero orbitali
per tipo.
Numero quantico magnetico di spin (ms),
indica il verso di rotazione dell’elettrone in
un orbitale.
Valori assunti dai numeri quantici
n

(1  7)
l

(0  n-1)
m

(-l  +l)
ms

(-1/2; +1/2)
n numero quantico principale
n = (1 7)
-
Al crescere
dell’orbitale.
di
n,
crescono
le
dimensioni
-
All'aumentare di n, aumenta E degli orbitali,
finché per n= , E=0; l'elettrone non è più legato
al nucleo.
Orbitale s
• ha una forma sferica;
• la nuvola elettronica diviene meno
densa man mano che la distanza dal
nucleo aumenta;
• maggiore è l’energia dell’orbitale s,
maggiore è il diametro della sfera.
Orbitale p
• sono presenti tre orbitali p per ogni livello energetico, orientati lungo 3 assi
perpendicolari;
• la forma è data da due lobi posti ai lati opposti del nucleo;
• i due lobi sono separati da un piano, detto nodale;
• gli elettroni non si trovano mai sul piano nodale.
Orbitale d
• la forma è più complicata degli orbitali s
e p;
• sono presenti cinque orbitali d per ogni
livello energetico;
• quattro di essi hanno 4 lobi, il quinto è
differente;
• gli elettroni non si trovano mai sui 2
piani nodali.
Orbitale f
• la forma è più complicata degli orbitali
s, p e d;
• sono presenti sette orbitali f per ogni
livello energetico;
• quattro di essi hanno 8 lobi, gli altri
tre hanno 2 lobi e 1 anello;
• gli elettroni non si trovano mai sui 3
piani nodali.
ms
numero quantico magnetico di spin
ms = (-1/2;+1/2)
ms può assumere solo due valori:

+ ½ se ruota in senso
antiorario;

-
½ se ruota in senso
orario.
Configurazione elettronica
Electronic structure
Ogni
atomo
e,
quindi,
ogni
elemento
è
caratterizzato da una specifica disposizione degli
elettroni
nei
suoi
livelli
e
sottolivelli
energetici(ORBITALI). Tale distribuzione prende il
nome di configurazione elettronica dell’atomo.
Il procedimento ideale di riempimento degli orbitali
avviene seguendo tre principi o criteri operativi:
1) l’”aufbau prinzip” (il principio della costruzione a
strati o principio di minima energia): ogni elettrone
occupa l'orbitale disponibile a energia più bassa.
2) Il Principio di esclusione di Pauli:
Non è possibile che più di due elettroni
occupino il medesimo orbitale. Quando lo
fanno, i loro spin devono appaiarsi (cioè
devono essere antiparalleli).
Un altro modo per esprimerlo è:
Nessun atomo può contenere due elettroni
che abbiano tutti e quattro i numeri
quantici uguali (almeno ms deve essere
diverso).
3) La Regola di Hund:
Quando vi sono uno o più orbitali disponibili
appartenenti allo stesso sottolivello (cioè che hanno
la stessa l ma m differente), gli elettroni si
dispongono in modo da occuparli, per quanto
possibile, singolarmente.
Orbitale vuoto / empty orbital
Orbitale semipieno / half full (empty) orbital
Orbitale pieno / full orbital
1 orbitale s (l = 0; m = 0)  2 e3 orbitali p (l = 1; m = -1; 0; +1)  6 e5 orbitali d (l = 2; m = -2; -1; 0; +1; +2)  10 e-
7 orbitali f (l = 3; m = -3; -2; -1; 0; +1; +2; +3)  14 e-
N° max
e-
(2n2)
n=1
n=2
n=3
2
8
18
orbitali
N° e-
N° tot. e-
1s
2
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
3d
10
8
18
Es.
E
N
E
R
G
I
A
Ca
Z = 20
Ca 1s22s22p63s23p64s2 , [Ar]4s2
n=4
2 e-
n=3
8 e-
n=2
8 e-
n=1
2 e-
s
p
d
ORBITALI
f