Diapositiva 1 - Liceo Galileo Galilei

di Alessandro Bruni IV G
I primi a parlare di “atomi” furono i greci ed in particolar modo Democrito.
Egli affermava che l’atomo fosse una particella indivisibile; la parola atomo,
Infatti, introdotta da Leucippo deriva dal greco “átomos” e significa indivisibile.
Successivamente i fisici hanno scoperto che l’atomo è costituito in realtà da
Oltre cento particelle subatomiche: di conseguenza l’atomo non è indivisibile
E non è la particella più piccola della materia.
Questo fu dimostrato tramite
I raggi catodici
La radioattività
Si propagano in linea retta
Sono costituiti da qualcosa Sono costituiti da qualcosa
Dotato di massa
Dotato di carica negativa
Se si mette una croce di Malta
Sulla traiettoria dei raggi, sul
Vetro del tubo si staglia
L’ombra netta della croce.
Se si mette sulla traiettoria
Dei raggi un mulinello a pale
Questo incomincia a girare
Colpito dai raggi.
Se si pongono due piastre
Cariche elettricamente di
Segno opposto, il fascio di
Raggi devia da suo percorso.
Ombra netta si forma solo
Con raggi che si propagano
In linea retta.
I raggi sono quindi costituiti
Da “entità” dotate di massa.
Dal momento che vengono
Attratti dalla piastra positiva
E respinti da quella negativa,
I raggi sono costituiti da
Particelle cariche negativamente.
In natura esistono elementi capaci di emettere spontaneamente radiazioni.
Gli esperimenti effettuati su tali elementi (ad esempio il radio) mostrarono che
Le radiazioni emesse dalle sostanze radioattive sono di 3 tipi. Per distinguerle è
Sufficiente far passare un fascio di radiazioni attraverso un forte campo magnetico.
β
+
γ
α
-
• Raggi α (alfa): costituiti da particelle con carica positiva
• Raggi β (beta): costituiti da particelle con carica negativa
• Raggi γ (gamma): costituiti da particelle con carica neutra
Queste scoperte cambiarono radicalmente l’immagine dell’atomo, perché:
• ESISTONO PARTICELLE PIU’ PICCOLE DELL’ATOMO
Perciò l’atomo non è il più piccolo costituente della materia
• ALCUNI ATOMI POSSONO EMETTERE PARTICELLE
Ciò dimostra che gli atomi contengono particelle più piccole
al loro interno, quindi hanno una struttura complessa
• LE PARTICELLE EMESSE SONO DOTATE DI CARICA ELETTRICA
Ciò dimostra che l’elettricità è una caratteristica della
materia
Inoltre, dato che l’atomo è normalmente neutro, è evidente che,
All’interno dell’atomo, cariche positive e negative devono bilanciarsi.
Stabilito che l’atomo è costituito da particelle
Più piccole si poneva il problema di come
Fossero organizzate queste particelle.
Per questo motivo
Nascono i primi
1899
MODELLO DI THOMSON
1913
MODELLO DI BOHR
1911
MODELLO DI RUTHERFORD
1925
MODELLO DI SCHRODINGER
Clicca sul pulsante per
la sintesi dei 4 modelli
Il modello atomico oggi riconosciuto valido è il frutto di una lunga serie di teorie che si sono succedute a partire
dal 1899. Il primo modello proposto, quello di Thomson , prevedeva che gli elettroni fossero distribuiti
Questa
tabella
il processo
evolutivocomprese
avvenuto
nello
studio
dei modelli
uniformemente
in unariassume
sfera positivamente
carica. Rutherford
invece
che la
carica positiva
doveva
essere concentrata
al centro dell’atomo
(nel nucleo),
e gli elettroni
orbitare nello spazio circostante. Bhor andò
Atomici.
Ora prenderemo
in esame
ciascuno
di questi.
oltre, introducendo il concetto di quantizzazione delle orbite elettroniche; Schrodinger, infine, rivoluzionò l’idea
di orbita elettronica intendendola non più come la traiettoria fisicamente percorsa dall’elettrone, ma come
regione dello spazio che possiede la più alta probabilità di essere occupata dall’elettrone.
Thomsom, basandosi su una vecchia idea di Lord Kevin, ipotizzò che l’atomo
avesse una struttura omogenea, con la massa e la carica positiva distribuite
omogeneamente in tutto lo spazio dell’atomo, e gli elettroni inserite all’interno
come particelle individuali distribuite in modo uniforme.
Questo modello non fu però ritenuto valido dalle prove sperimentali condotte
Da Rutherford, Geiger e Marsden.
Ernest Rutherford compì esperimenti di diffusione di particelle α su atomi di oro
E concluse che in un atomo la carica positiva e quella negativa non possono
Essere distribuite in modo uniforme, come previsto dal modello di Thomson. Egli
Propose quindi che la carica positiva, come la maggior parte della massa, si trovi
Concentrata in uno spazio ridotto al centro dell’atomo (il nucleo) e che gli elettroni
Vi ruotino intorno come i pianeti intorno al sole.
Clicca qui per le immagini dell’esperimento
Giunti alla conclusione che l’atomo è costituito da un nucleo, nel quale sono
Concentrate la masse e la carica positiva, e dagli elettroni che si trovano intorno
Al nucleo e occupano la quasi totalità del volume dell’atomo, possiamo soffermarci
Sul cuore dell’atomo, cioè il nucleo e i suoi componenti.
PARTICELLE
CARICA
MASSA
In unità di e
In u.m.a.
Protoni
+1
1
Neutroni
0
1
Elettroni
-1
1/1823
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sulle particelle subatomiche
NUMERO ATOMICO: Il numero dei protoni, uguale a quello degli elettroni, è
Chiamato numero atomico ( Z ). Questo numero è caratteristico di ogni elemento
E viene scritto in basso a sinistra del simbolo chimico.
7N
Z = Numero atomico
NUMERO DI MASSA: Il numero di massa ( A ) è uguale alla somma dei protoni
E dei neutroni contenuti nel nucleo. Viene scritto in alto a sinistra del simbolo
Chimico.
12C
A = Numero di massa
A = protoni + neutroni
Esistono però atomi di uno stesso elemento aventi ugual numero di protoni e
diverso numero di neutroni: questi sono detti isotopi. La forma isotopica più
abbondante dell'idrogeno (prozio) è costituita da un solo protone intorno al quale
orbita un unico elettrone. Ne esistono però altre due: il deuterio, che ha un
neutrone nel nucleo, e il trizio, che ne ha due.
Non tutte le particelle che compongono l'atomo sono particelle elementari, ciò
vuol dire che alcune particelle sono a loro volta composte da altre particelle più
piccole. In particolare il protone e il neutrone sono composti da tre particelle
dette quark (il termine quark fu tratto dal romanzo Finnegans Wake dello
scrittore irlandese James Joyce, e sarebbe la contrazione di question mark,
Ovvero punto interrogativo)
I quark sono in tutto sei, essi si distinguono per massa e carica elettrica.
•
•
•
•
•
•
Quark Up, detto anche quark-u
Quark Down, detto anche quark-d
Quark Strange, detto anche quark-s
Quark Charm, detto anche quark-c
Quark Top, detto anche quark-t
Quark Bottom, detto anche quark- b
Il protone è costituito da 3 quark, 2 di tipo up e 1 di tipo down.
Il neutrone da 1 di tipo up e 2 di tipo down.
Da quanto visto fin ora, ci si può rendere conto di come il comportamento delle
Particelle del mondo microscopico non risultava in accordo con le leggi della
Fisica classica. Secondo queste leggi l’atomo, così come lo aveva ipotizzato
Rutherford, non sarebbe potuto esistere. Infatti nucleo ed elettroni hanno carica
Di segno opposto, e particelle con carica di segno opposto si attirano. In altre
Parole, secondo le leggi della fisica classica, gli elettroni dovrebbero andare
Tutti a cadere sul nucleo emettendo energia per tutta la durata del suo moto.
Questo però non avviene: gli atomi esistono, con i loro elettroni ben distanti dal
nucleo
-
+
Era perciò necessario, per descrivere il comportamento degli elettroni, creare un
Nuovo modello, una nuova fisica.
Un altro fenomeno che non poteva essere spiegato sulle basi della fisica classica
Era quello degli spettri. Gli atomi, infatti, in particolari condizioni, possono emettere
Energia sotto forma di radiazione elettromagnetica.
Atomi di elementi diversi emettono radiazioni diverse (aventi diversi valori di
Lunghezza d’onda, frequenza ed energia).
L’insieme delle radiazioni emesse dagli atomi di un elemento è detto spettro di
Emissione (o spettro atomico).
La luce bianca è un esempio di spettro continuo. Essa infatti è
Costituita da sette colori (rosso, arancio, giallo, verde, azzurro,
Indaco, violetto) che presentano un passaggio graduale dall’uno
All’altro, senza interruzioni.
Gli spettri atomici hanno una caratteristica particolare: Essi non sono continui, ma
Discreti, cioè non presentano un passaggio graduale da attraverso i vari valori di
Energia (o di frequenza), ma delle righe nette, corrispondenti a ben definiti valori di
Energia. Ciò significa che un atomo può emettere soltanto radiazioni con valori di
Energia specifici e suoi caratteristici.
Un nuovo modello che per certi aspetti andava oltre i confini della fisica classica,
Fu proposto da Niels Bohr nel 1913. Il modello di Bohr comprende 3 ipotesi fondamentali:
• nell’atomo gli elettroni ruotano intorno al nucleo in determinate orbite circolari, chiamate
orbite stazionarie.
• il momento angolare degli elettroni è quantizzato. Esso può assumere cioè soltanto
valori dati dalla relazione
Raggio su cui si muove l’elettrone
Massa dell’ettrone
Momento angolare dell’elettrone
me v r = n h
2π
Costante di Planck (6,624 x 10-34 J s-1)
Numero quantico (numeri naturali 1,2,3…)
Velocità dell’elettrone
• finchè un elettrone rimane nella sua orbita, non emette e non assorbe energia.
Dopo avere introdotto queste ipotesi, Bohr studia la situazione dell’elettrone utilizzando
Le leggi della fisica classica. Scopre che altre 2 grandezze sono quantizzate:
RAGGIO DELLE ORBITE QUANTIZZATO
ENERGIA QUANTIZZATA
Anche l’energia è quantizzata cioè può assumere solo
Determinati valori. Questi valori permessi sono chiamati
Livelli energetici. Essi dipendono dal numero quantico n
Tramite la relazione
Carica dell’elettrone
E=
Energia totale dell’elettrone
r=
n2 a
0
Z
Z2 e2
2n2 a0
Il valore più basso è quello dell’orbita più vicina al nucleo
N = 1 e man mano che il valore di n aumenta, e quindi
Aumenta il raggio dell’orbita, aumenta anche il corrispondente
Valore di energia.
Raggio di Bohr (5,29 x 10-11m)
Il fatto che in questa espressione compaia
Il numero quantico n significa che anche i
Raggi delle orbite possono assumere soltanto
Certi valori.
L’orbita più vicina al nucleo è quella
Corrispondente al valore minimo di n, cioè 1.
Più alto è il valore di n, più l’orbita è distante
Dal nucleo.
L’elettrone non può avvicinarsi al nucleo oltre
La distanza corrispondente a n=1 e, quindi,
Non può andare a cadere sul nucleo.
Il modello di Bohr forniva anche una spiegazione del perché gli spettri atomici sono
Discreti.
Per passare da un’orbita con energia
Minore a una con energia maggiore
L’elettrone deve ricevere dall’esterno
Una quantità di energia corrispondente
Alla differenza di energia fra le 2
Orbite.
Per passare da un’orbita con energia
Maggiore a una con energia minore
L’elettrone emette una quantità di energia
pari alla differenza di energia fra le 2
Orbite.
L’energia viene emessa o assorbita sotto forma di radiazione elettromagnetica (hv).
L’energia dela radiazione emessa o assorbita dall’elettrone è pertanto uguale alla
Differenza di energia delle 2 orbite interessate, cioè
h v = Ex – Ey
L’ipotesi di Bohr spiega quindi perché gli spettri di emissione sono discreti: ogni riga
Corrisponde a un ben preciso valore di energia, che a sua volta corrisponde alla differenza
Di energia fra le 2 orbite.
Alcuni anni dopo che Bohr aveva proposto il suo modello, vennero fatte 2 scoperte
Destinate a cambiare la nostra visione dell’atomo.
IL PRINCIPIO DI INDETERMINAZIONE DI HEISENBERG
Consiste nell’impossibilità teorica di
determinare contemporaneamente e con
precisione arbitraria due parametri fisici
importanti di una particella (l’elettrone)
quali sono la posizione spaziale e la
quantità di moto.
LA DOPPIA NATURA DELL’ELETTRONE
La teoria, introdotta da De Broglie,
muoveva dalla considerazione che, così
come la radiazione elettromagnetica
manifestava, nell’ambito di alcuni fenomeni
fisici, caratteristiche tipicamente
corpuscolari, anche le particelle – e in
particolare gli elettroni - potessero
presentare caratteristiche ondulatorie.
Δ x · Δp ≥ h
4π
La quantità di moto è una grandezza legata all’energia
Cinetica, quindi un’incertezza nella determinazione
Della quantità di moto implica un’incertezza anche
Nella determinazione dell’energia della particella.
Lunghezza d’onda,
Proprietà tipica di
Un’onda
λ=
h
mv
Quantità di moto,
Tipica delle particelle
A ciascun corpo in movimento è associata
Una lunghezza d’onda
Il principio di indeterminazione di Heisenberg e la scoperta della doppia natura
Dell’elettrone indicavano chiaramente che non era più possibile trattare quest’ultimo
Come una particella classica (come aveva fatto Bohr). Ciò portò all’elaborazione di
Una nuova fisica, la meccanica quantistica.
Il fulcro della meccanica quantistica è l’equazione di Schrödinger che applicata al
sistema di elettroni all'interno dell'atomo, consente una precisa valutazione delle orbite
e il calcolo dei livelli energetici.
Operatore dell’energia o hamiltoniano
È costituito dai vari contributi all’energia
Del sistema considerato
Funzione d’onda
HΨ = E Ψ
Valore di energia del
sistema considerato
Risolvendo l’equazione di Schrödinger è possibile individuare le regioni dello spazio
In cui la probabilità di trovare l’elettrone è massima. Tali regioni sono dette orbitali.
Secondo questo modello gli elettroni non occupano più delle posizioni fisse e determinate come
Nel caso delle orbite di Bohr; gli elettroni possono trovarsi anche in regioni diverse dagli orbitali,
Ma la probabilità che questo si verifichi è minima.
Dalla risoluzione dell’equazione d’onda di Schrödinger si ottengono una serie di
Valori denominati numeri quantici. I numeri quantici sono quattro. I primi tre indicano
Servono ad indicare e a distinguere i diversi orbitali. Il quarto numero descrive una
Proprietà tipica dell’elettrone, dentro e fuori dall’atomo.
• NUMERO QUANTICO PRINCIPALE
• NUMERO QUANTICO SECONDARIO
• NUMERO QUANTICO MAGNETICO
• NUMERO QUANTICO DI SPIN
Gli orbitali sono caratterizzati dal numero quantico principale n, il quale può assumere
Soltanto valori interi 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7. Il numero quantico principale definisce il
Contenuto energetico dell’elettrone, che dipende dalla sua distanza dal nucleo.
Quando n cresce gli orbitali diventano più grandi, la loro energia cresce e gli elettroni
Si allontanano dal nucleo.
Per n = 1 si ha lo stato a più bassa energia.
Tutti gli orbitali che sono caratterizzati da una valore di n uguale appartengono allo
Stesso livello (o guscio o strato) energetico.
Gli orbitali con lo stesso valore di n possono avere forme diverse. Il numero quantico
Secondario l definisce quanti orbitali di forma diversa possono esistere nello stesso
Livello energetico. Fissato un valore di n, l può assumere solo valori pari a n – 1.
Per l = 0 1 2 3
orbitale = s p d f
Ciascun tipo di orbitale è sempre
Preceduto dal numero quantico principale,
Che ci indica il livello di energia a cui
Appartiene l’orbitale. (es: orbitale 1s
Appartiene al livello 1, 2s al livello 2, ecc.)
Le forme e i volumi dei diversi tipi di orbitali sono molto differenti fra loro.
Orbitale p
Orbitale d
Orbitale s
Dato che l’orbitale s è di forma sferica, esso ha un’unica orientazione nello spazio. Gli
Orbitali p, d, f, invece, possono avere diverse orientazioni, ciascuna delle quali è
Stabilita dal valore del terzo numero quantico, chiamato numero magnetico m,
Che stabilisce anche il numero degli orbitali.
Per ogni valore di l, m assume i valori interi che vanno da – l a + l (es: l = 1, m = -1, 0, +1).
Tipo di orbitale
Massimo numero di
orbitali in un livello
Numero massimo di
elettroni che possono
occupare gli orbitali
s
p
d
f
1
3
5
7
2
6
10
14
Il numero quantico di spin è il quarto numero quantico. Viene indicato con la lettera
ms e possiede soltanto due valori
ms = + 1/2
ms = - 1/2
Ciascun valore corrisponde a una rotazione in senso orario o antiorario dell’elettrone.
Se l’elettrone ruota in senso orario, avrà la freccia verso l’alto; Se ruota in senso
Antiorario, la freccia sarà rivolta verso il basso.
L’importanza dello spin dell’elettrone nella determinazione della configurazione
Elettronica dell’atomo fu chiarita dal fisico Wolfgang Pauli, che enunciò il principio
di esclusione:
Due elettroni che occupano lo stesso orbitale hanno spin opposti
Come stabilisce il principio di Pauli, ogni orbitale può contenere al massimo due
Elettroni e si possono quindi verificare 3 differenti casi:
• l’orbitale è vuoto e si rappresenta con un quadratino
• l’orbitale è semipieno e si disegna nel quadratino una freccia
• l’orbitale è pieno e il quadratino contiene 2 frecce, orientate in direzione opposta
Per descrivere la configurazione elettronica degli elementi secondo il diagramma
Aufbau ciascun orbitale viene rappresentato con un quadratino. Per mostrare gli
elettroni, useremo le frecce.
• ogni orbitale può contenere massimo
due elettroni, purchè di spin opposti
• Si occupano prima gli orbitali a più
bassa energia e poi quelli a energia
più elevata.
• Se ci sono orbitali della stessa energia
prima si colloca un elettrone su
ciascun orbitale vuoto e poi si
completano gli orbitali semipieni (regola
di Hund)
Per applicare queste 3 regole
E scrivere la struttura elettronica
Bisogna conoscere il numero atomico
Z dell’elemento e l’ordine di riempimento
Degli orbitali
Esempio: Silicio (Si, Z = 14)
3p
ENERGIA
3s
2p
2s
1s
m = -2
m = -1
m=0
m=1
n=3
m = -1
m=0
l=2
3d
l=1
3p
l=0
3s
l=1
2p
l=0
2s
l=0
1s
m=2
m=1
m=0
n=2
m = -1
m=0
m=1
m=0
n=1
m=0
Sottolivelli s
Sottolivelli d
Sottolivelli p
Sottolivelli f
FINE