TEORIA ATOMCA


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TEORIA ATOMCA
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SOSTANZA: forma specifiche di materia con composizione
chimica ben definita
A. ELEMENTI (Sostanze elementari)
 Sostanze formate da una sola specie atomica
 Forma di materia i cui atomi hanno la stessa carica nucleare positiva
 ATOMO: la più piccola particella che conserva le proprietà
dell’elemento
B. COMPOSTI (Sostanze composte)
 Costituite da più atomi legati tra loro a formare molecole
 MOLECOLA: il più piccolo aggregato di atomi uguali o diversi,
capace di esistere indipendentemente e che gode di tutte le
proprietà chimiche e fisiche della sostanza
 Molecole mononucleari: piccoli insiemi di atomi dello stesso tipo
 Molecole eteronucleari: atomi diversi legati tra loro
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
tutto ciò che ci circonda è costituito da materia

noi stessi siamo fatti di materia

però sappiamo che dobbiamo mangiare e respirare
per poter vivere perché, senza che noi quasi ce ne
accorgiamo, nel nostro organismo avvengono
decine, centinaia, migliaia di trasformazioni della
materia che ci mettono in grado di sopravvivere, o
se preferite, reazioni che ci forniscono l’ energia
indispensabile alla nostra sopravvivenza.
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energia è la capacità di poter
compiere un lavoro
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Materia ed energia, quindi, due punti fermi delle
Scienze Fisiche, che sono stati considerati come
concetti antitetici, quasi una contrapposizione.
Questo modo di pensare si è protratto fino al 1905
quando A. Einstein propose l’equazione, che oggi
porta il suo nome, secondo la quale
E = mc2
in cui E rappresenta l’energia, m la massa di una
certa quantità di materia e c la velocità della luce.
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
Ma il termine materia è in realtà molto generico,
rappresenta tutto quello che ci circonda, ma le
varie specie della materia come sono
costituite?

Questo è un problema che ha interessato gli
studiosi fino dall’antichità ed è arrivato ad una
soluzione solo in tempi piuttosto recenti.
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
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Intorno al 400 a.C. troviamo la prima ipotesi che cerca di
spiegare la costituzione della materia ed è la teoria formulata
da Democrito (filosofo vissuto tra il 460 ed il 360 a.C. ad
Abdera)
Secondo Democrito la materia è costituita da atomi indivisibili
(teoria Atomistica)
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L’ ipotesi di Democrito, ripresa poi da Epicuro,
parte da una considerazione apparentemente
semplice, ossia la constatazione che ogni oggetto
può essere suddiviso in parti più piccole
 A loro volta, i frammenti così ottenuti, possono
essere divisi in parti ancora più piccole e poi
ancora più piccole fino ad arrivare alla particella
elementare, indivisibile
 Da questo nasce il nome di atomo (dal greco
antico ἄτομος - àtomos -, indivisibile, unione di ἄ
- a - [alfa privativo] + τομή - tomé - [divisione],

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COSTITUZIONE DELLA MATERIA:
L’ ATOMO
Oggi sappiamo che la teoria di Democrito non è del
tutto corretta, ciò nonostante l’atomo rappresenta
l’ unità di base di tutta la materia
Nel corso delle ordinarie reazioni chimiche si conserva
immutato ma non è indistruttibile.
Nelle cosiddette reazioni nucleari (isotopi radioattivi ) si
trasforma e può scindersi in particelle subatomiche
con liberazione di energia
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Le particelle subatomiche sono molte, hanno
caratteristiche molto diverse ma,
schematizzando, possiamo ridurle ai tre tipi più
comuni:
1) elettroni
2) protoni
3) neutroni
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ELETTRONE
Carica negativa:
1,602 x 10 –19 C
Massa molto piccola:
9,109 x 10-28 g
PROTONE
Carica positiva
1,602 x 10 –19 C
Massa: 1,67 x 10 –24 g
(1840 volte maggiore
dell’elettrone)
NEUTRONE
Particella neutra
Massa: ~ uguale a
quella del protone
convenzionalmente, possiamo considerare le particelle
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Simbolo
Carica
Massa
Elettrone
Protone
e
P
-1
+1
~0
Neutrone
N
0
1
1
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
Al pensiero di Democrito si è sostituito oggi il
concetto che l’atomo rappresenta la particella più
piccola di una sostanza elementare che non può
essere scissa senza perdere le caratteristiche
chimiche e fisiche di quell’elemento.

Le sostanze elementari presenti in natura sono 92,
a cui si aggiungono gli elementi artificiali.

Gli atomi, indipendentemente da quella che è la
loro costituzione e la loro complessità, hanno delle
caratteristiche comuni che ci possono spiegare
alcuni comportamenti generali.
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Teoria atomistica (Democrito 460-360 a.C)
R. Boyle
1670
I. Newton
J. Dalton
1808
J.Thompson
1897
E. Rutherford
1911
N.Bohr
1913
Modello atomico quantistico
oggi
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TEORIA CORPUSCOLARE E CINETICA DELLA
MATERIA (460-360 a.c)
Risale a tempi remoti (Epicuro, Democrito), ripresa da Boyle nel 1670
La materia ha costituzione particellare ossia formata da minutissimi ed
impercettibili granuli o corpuscoli o particelle
I corpuscoli possiedono differenti intensità di movimento, sono dotati di
energia (vibrazionale, traslazionale, rotazionale)
Grazie a queste 2 caratteristiche si spiegano molti fatti sperimentali:
a. i 3 stati di aggregazione: dovuti al differente patrimonio energetico
posseduto dai corpuscoli
b. la somministrazione di energia: provoca l’aumento del moto dei
corpuscoli , vince le forze di attrazione, determina il passaggio di stato.
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TEORIA DI J. DALTON 1808
La materia è formata da atomi
piccolissimi, indivisibili e indistruttibili.
 Tutti gli atomi di uno stesso elemento sono identici
e hanno uguale massa.
 Gli atomi di un elemento non possono essere
convertiti in atomi di altri elementi.

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
Gli atomi di un elemento si combinano, per
formare un composto, solamente con numeri
interi di atomi di altri elementi.

Gli atomi non possono essere né creati né
distrutti, ma si trasferiscono interi da un
composto ad un altro.
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Thomson (1897): 1° modello atomico
Natura elettrica della materia: Non è vero che
l’atomo sia la più piccola particella della materia
Raggi catodici (W.Crookes, E.Goldstein)
·
piccolissime particelle che viaggiano in linea retta
·
possiedono una massa
·
sono tutte uguali fra loro e presenti in tutti gli atomi
Scoperta dell’elettrone (1874)
L’atomo è una sfera sulla quale si distribuiscono in maniera
uniforme, cariche positive e negative, tanto da risultare
complessivamente neutro
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Rutherford (1911):
2° modello atomico
Scoperta del protone
L’atomo è costituito da una sfera cava con al centro
(NUCLEO) le particelle più grandi (i protoni) ed intorno ad
esso gli elettroni
Modello ad atomo planetario: perché si immaginavano gli
elettroni che giravano intorno al nucleo in modo simile ai
pianeti seguendo delle orbite fisse
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Esperienza di Geiger:
Bombardando una lamina d’oro con
particelle  (nuclei di elio, massa 4,
carica 2+) fu possibile dimostrare
che:
 l’atomo è un sistema altamente
vuoto
 la massa è concentrata al centro
(nucleo)
 nel nucleo sono concentrate le
cariche positive
 le cariche negative sono lontane
dal nucleo
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Limiti e vantaggi della teoria di Rutherford
VANTAGGI
Introduceva
LIMITI
Non
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il concetto di nucleo
Introduceva il concetto di zone separate tra
protoni ed elettroni
giustificava come gli elettroni potessero
ruotare indefinitivamente attorno al nucleo
Non giustificava come i protoni potessero
rimanere uniti nel nucleo, malgrado la
repulsione elettrostatica tra cariche uguali
20
Nel 1913 il modello di Rutherford venne
ulteriormente perfezionato da Bohr
che introdusse il concetto di
energia quantizzata
ossia il concetto per cui agli elettroni non sarebbe
concesso di percorrere tutte le orbite
teoricamente possibili ma solamente quelle
caratterizzate da certi valori predeterminati di
energia.
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Bohr (1913): modello a livelli o stati
stazionari
3°modello atomico
1.
2.
3.
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La massa dell’atomo è concentrata nel nucleo
Struttura di tipo planetario
Gli elettroni ruotano intorno al nucleo
percorrendo delle traiettorie o orbite circolari di
raggio crescente man mano che ci si allontana
22
4.
5.
6.
7.
Ad ogni traiettoria compete un valore di energia
quantizzata
Gli elettroni che la percorrono mantengono questa
energia indefinitivamente senza pericolo di perderla
e cadere nel nucleo
Esistendo più orbite, esistono intorno al nucleo
VARI LIVELLI ENERGETICI : K, L, M, N, O
Per somministrazione di energia l’ elettrone viene
eccitato


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Livello inferiore > livello superiore (assorbimento di un fotone)
Livello superiore > livello inferiore (spettri)
23
2 concetti fondamentali introdotti da Bohr





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Concetto di energia quantizzata:
Agli elettroni non era concesso di percorrere tutte le
traiettorie possibili ma solo alcune di esse dotate di un
determinato valore di energia
Numero quantico principale ( N ):
Valori interi che quantizzano l’energia di un orbitale
Interpretazione degli spettri di emissione e di
assorbimento
24
Nel 1915 Sommerfield, riprese e perfezionò
ulteriormente il modello di Bohr e propose un
modello, comunemente accettato anche
oggi, sia pure con le aggiunte e la
precisazioni proposte da Heisenberg, De
Broglie (1924) e Schrodinger (1926)
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Sommerfeld (1915): 4° modello





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Il modello atomico di Bohr era applicabile
solo allo spettro atomico dell’ Idrogeno
Il perfezionamento di questo modello rese
possibile estenderlo agli atomi polielettronici
Aumenta il numero e forma delle orbite
Aumenta il numero di salti possibili per gli elettroni
(righe negli spettri)
Numero quantico angolare ( l ): forma dell’orbita
26
Natura ondulatoria e corpuscolare della materia:

De Broglie (1924):
– Anche un’ entità come un elettrone può comportarsi come
un’ onda
– Esiste una relazione fra lunghezza d’onda e materia
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Schrodinger (1926): teoria sulla meccanica
ondulatoria
– equazione d’onda: moto dell’elettrone
nell’atomo
– concetto di orbita come traiettoria percorsa
dall’ elettrone, sostituito dal concetto di
orbitale
Heisenberg(1927): principio di
indeterminazione
è impossibile determinare simultaneamente la
posizione e la velocità di una particella
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Nuova concezione di elettrone
Non è più considerato un corpuscolo materiale che ruota su
livelli e orbite determinate ma:
1)
Viene inteso come una carica elettrica
2)
Descritto come un’onda
3)
Rappresentato come una nube
Gli orbitali sono regioni, entro cui è massima la probabilità di
localizzare l’elettrone
L’ ELETTRONE PERDE LA SUA INDIVIDUALITA’ COME
CORPUSCOLO E SI TRASFORMA IN UNA
ONDA DI PROBABILITA’
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Natura ondulatoria dell’elettrone

Pur rimanendo incontestabile la natura
corpuscolare dell’elettrone, di cui si conosce
esattamente la massa, dobbiamo dire che questa
particella possiede anche natura ondulatoria

Dal confronto tra le equazioni di Plank e di
Einstein risulta evidente la natura dualistica
ondulatorio-corpuscolare dell’elettrone così come
per il fotone
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equazione di Planck :  = h 
 equazione di Einstein :  = mc2

●
–
–
–
–
–
–
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 - energia
h - costante di Planck = 6,626●10 -34 J.s
 - frequenza
 - lunghezza d’onda
m - massa
c - velocità della luce
31
 =h 
●
ma essendo
 = c/
possiamo scrivere  = h c/
●
ma l’eq. di Einstein ci dice che  = mc2 per cui possiamo
uguagliare le due equazioni:
h c/ = mc2
semplificando il temine c
h / = mc
●
 = h / mc
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 = h / mc
m = 9,11 10-28 g
 c = 5,9 106 m/sec
 h = 6,626 ● 10 -34 J ● s

●
●

= 0,122 10-9 m (0.122 nm)
●
Corrisponde alla lunghezza d’onda dei raggi X
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Attualmente noi consideriamo che gli atomi siano costituiti da:
Protoni ed Elettroni in numero paritetico,
 Neutroni in numero uguale o superiore a quello dei


protoni.
queste particelle sono disposte in due regioni fondamentali
ben distinte:
– il nucleo : costituito dai protoni e dai neutroni, che
costituisce oltre il 99% della massa dell’atomo stesso
– gli orbitali: sui quali sono disposti gli elettroni e che, a
differenza di quanto proposto in precedenza, vengono
definiti come
“la regione di spazio intorno al nucleo nel quale è
massima la probabilità di trovare un elettrone”.
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Schema della costituzione atomica
elettroni
orbite
degli elettroni
nucleo
neutroni
protoni
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
Secondo questi modelli, l’elettrone è una particelle che si
muove nell’ambito di una regione precisa ed il suo
movimento è definito dalla EQUAZIONE D’ONDA che
Schrődinger introdusse nel 1926 e che può essere risolta
assegnando all’elettrone degli stati energetici ben definiti,
(in accordo alla teoria quantistica).

Per ottenere delle soluzioni accettabili è necessario, però
attribuire solo certi valori ad alcuni parametri che appaiono
nella equazione d’onda, parametri che prendono il nome di
NUMERI QUANTICI e sono indicati con le lettere n, l, m.

Ad ogni terna di numeri quantici corrisponde un ORBITALE
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36

n numero quantico principale
– indica l’ energia dell’orbitale, in quanto determina la
grandezza dell’orbitale stesso, ossia la distanza media
nucleo-elettrone
– teoricamente può assumere tutti i valori interi tra 1 e
, in pratica assume solo i valori da 1 a 7
– I vari livelli vengono indicati anche con le lettere K, L,
M, N…….

l numero quantico secondario
– definisce la forma dell’orbitale
– può assumere tutti i valori compresi tra 0 e n – 1, a
ciascuno dei quali corrispondono le lettere s, p, d, f.
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
m numero quantico magnetico – rappresenta il numero di possibili orientamenti che può
assumere l’orbitale nello spazio
– può assumere valori compresi tra – l e + l
esiste anche un quarto numero quantico:

ms numero quantico di spin
– può assumere solamente due valori –½ e +½ ed è
relativo alle due possibilità di orientamento del moto
dell’elettrone.
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A titolo di esempio, riportiamo i possibili tipi di orbitali che si
possono ottenere dalla combinazione opportuna dei vari
numeri quantici.
per n = 1 avremo:
n =1
I=0
m=0
Livello K
Sottolivello s
Nessun orientamento
Questo indica che nel primo livello è presente solamente un
orbitale s, con simmetria sferica, e che in base ai valori del
numero quantico ms :
ms = -½
ms = +½
potrà accogliere due soli elettroni.
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Orbitali s
Tutti gli orbitali di tipo s hanno simmetria sferica
La loro funzione d'onda è sempre positiva;
Le dimensioni aumentano all'aumentare del numero quantico n.
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per n = 2, avremo
n =2
Livello L
l=0
Sottolivello s
m=0
Nessun orientamento
n =2
Livello L
l=1
Sottolivello p
m = -1, 0, +1
Tre possibili orientamenti
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Questi valori indicano che nel secondo livello (L) sono
presenti 2 sottolivelli, di cui
 il primo può accogliere 1 solo orbitale s a simmetria sferica
 il secondo può accogliere 3 orbitali p, orientati nello spazio
secondo le direzioni dei tre assi cartesiani tradizionali, che
vengono indicati con i simboli px, py e pz.
Ciò indica anche che, in base ai valori di ms
 l’ orbitale s potrà accogliere 2 elettroni,
 gli orbitali p due elettroni ciascuno, (3 x 2 = 6)
 in totale 2 + 6 = 8 elettroni complessivi nel secondo livello.
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Orbitali p
La simmetria è assiale;
L'orbitale tridimensionale si può generare per rotazione attorno
al suo asse di simmetria.
Anche nel caso degli orbitali p le dimensioni aumentano
all'aumentare del numero quantico n.
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per n = 3, avremo:
n =3
l=0
m=0
Livello M
Sottolivello s
Nessun orientamento
n =3
l=1
m = -1, 0, +1
Livello M
Sottolivello p
Tre possibili orientamenti
n =3
l=2
m = -2, -1, 0, +1, +2
Livello M
Sottolivello d
Cinque possibili orientamenti
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Questi valori indicano che nel terzo livello (M) sono presenti
tre sottolivelli,
 il primo può accogliere un 1 orbitale s a simmetria sferica,
 il secondo 3 orbitali p, orientati nello spazio secondo le
direzioni dei tre assi cartesiani, indicati come px, py e pz
 il terzo 5 orbitali d con orientamenti ancora più complessi
nello spazio indicati come: dxy, dxz, dyz, dx2-y2, dz2
In base ai valori di ms gli elettroni localizzati in questo livello
saranno:
–
–
–
–
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2 nell’orbitale s
6 negli orbitali p
10 negli orbitali d
per complessivi 2 + 6 + 10 = 18 elettroni.
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Orbitali d
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46

Il riempimento degli orbitali deve tener conto di diversi
fenomeni, tra i quali quelli indicati da :

Il principio di esclusione di Pauli che partendo dalla teoria
dei quanti, è arrivato a dimostrare come in ogni orbitale sia
possibile inserire solamente due elettroni con spin opposti

Regola di Hund, secondo la quale a temperatura ambiente,
tutti gli elettroni sono nel loro stato energetico più basso,
ossia lo stato fondamentale, per cui riempiendo una serie di
orbitali, si dovranno prima sistemare 1 elettrone per orbitale
e solo in un secondo tempo completare la formazione dei
doppietti. Lo stato più stabile è quella con il maggior
numero di spin paralleli (disaccoppiati)
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Riassumendo, possiamo schematizzare così la
disposizione degli elettroni nei primi livelli
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Rappresentazione
schematica del
livello energetico
dei diversi strati
elettronici
L’energia aumenta
all’aumentare del
numero quantico
principale n
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Livelli
energetici
ipotetici e
reali dei vari
strati
elettronici
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Riempimento dei
livelli energetici
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Schema di riempimento
Principio di
aufbau
Secondo il
quale gli
elettroni
riempiono gli
orbitali a
partire da
quello a minor
energia
(N.Bohr, 1920)
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