ATOMO

La chimica è quella branca delle scienze naturali che si interessa dello studio della costituzione, delle proprietà della materia e delle trasformazioni di essa, naturali o provocate dall’uomo

MATERIA

(ATOMI)

• struttura e composizione

• trasformazioni

• energia

Metodi fisici di separazione

(filtrazione, distillazione,cromatografia, centrifugazione, estrazione con

solventi)

SOSTANZE MISCELE PURE

Sistema monofasico

Omogenee Eterogenee

Formate da due o più fasi (o. soluzioni)

Composti Sostanze

elementari Procedimenti

chimici

(elettrolisi)

MATERIA:

costituita da ATOMI

a. COMPOSIZIONE: 1. SOSTANZE ELEMENTARI

2. COMPOSTI (insieme di atomi - rapporto stechiometrico)

b. STRUTTURA: Legami fra atomi

c. STATO di

AGGREGAZIONE:

SOLIDO (Volume e forma propri)

LIQUIDO (Volume definito e forma indefinita) GASSOSO (Volume e forma indefiniti)

PASSAGGI di STATO

endotermico esotermico

Stato SOLIDO Stato LIQUIDO Stato GASSOSO

sublimazione

fusione evaporazione

brinamento

solidificazione condensazione

∆ H

PROPRIETA’ INTENSIVE:

composizione, struttura, stato di aggregazione -dipendono dalla NATURA delle sostanze e non dalla loro quantità o dimensioni:

densità, conducibilità elettrica, o termica, calore specifico, temperatura,…

PROPRIETA’ ESTENSIVE:

massa, volume, entalpia, entropia, concentrazione….

dipendono dalla QUANTITA’ di sostanza e da esse non si può individuare una sostanza

Per caratterizzare un sistema abbiamo

quantità fisica unità S.I. simbolo

lunghezza metro m

massa chilogrammo kg

tempo secondo s

corrente elettrica ampere A

temperatura termodinamica

kelvin K

intensità luminosa candela cd

quantità di sostanza mole mol

a. ESPERIENZE e MISURE

Per caratterizzare un sistema si effettuano:

di tipo FISICO di tipo CHIMICO

generalmente non distruttive generalmente distruttive

b. MISURA: valore numerico moltiplicato per un’ UNITA’ di MISURA

7

UNITA’BASE

quantità fisica unità S.I. simbolo definizione S.I.

energia ^joule J m² kg s^-2

forza ^newton N m kg s^-2

pressione ^pascal Pa m^-1 kg s^-2

potenza ^watt W m² kg s^-3

carica elettrica ^coulomb C sA

differenza di potenziale

volt V m² kg s^-3 A^-1

resistenza elettrica ^ohm W m² kg s^-3 A^-2

frequenza ^hertz Hz s^-1

UNITA’ DERIVATE

ordine di grandezza prefisso simbolo

1O¹² tera T

1O⁹ giga G

1O⁶ mega M

1O³ chilo k

1O² etto h

1O¹ deca da

1O^-1 deci d

1O^-2 centi c

1O^-3 milli m

1O^-6 micro µ

1O^-9 nano n

1O^-12 pico p

1O^-15 femto f

1O^-18 atto a

MULTIPLI e SOTTOMULTIPLI delle UNITA’

quantità fisica Nome simbolo definizione S.I.

lunghezza ångstrom Å 10^-10 m = 10^-1nm

lunghezza micron mm 10^-6 m

volume litro l 10^-3 m³ = dm³

massa tonnellata t 10³ kg = Mg

forza dine dyn 10^-5 N

pressione bar bar 10⁵ Pa

pressione atmosfera atm 101325 Pa

pressione torr Torr 101325 / 760 Pa

pressione mm Hg convenzionale mm Hg 101325 / 760 Pa

tempo minuto min 60 s

tempo ora h 60 min = 3600 s

energia caloria termochimica calth 4,184 J

energia erg erg 10^-7 J

energia elettronvolt eV 1,60219 x 10^-19 J

temperatura grado Celsius °C

1^°C=1K 0K (zero assoluto)=

-273^°C

0^°C=273K 100^°C=373K

Per TRADIZIONE si usano correntemente anche altre unità di misura benchè le indicazioni degli organismi internazionali siano quelle di sostituirle con quelle base o derivate

PRINCIPI, LEGGI e POSTULATI della CHIMICA

MODELLO ATOMICO

della materia ^MODELLO

ELETTRONICO dell’atomo

MODELLO del legame chimico

"teorie atomistiche" sono puramente filosofiche, poiché escludono l'esperimento per confermarle (lo escludono in quanto non lo prendono nemmeno in considerazione: le attività manuali erano considerate di basso livello, inadatte ai cultori della sapienza, cioè ai

"filosofi")

Democrito (460-370 a.C.): descrive un primo completo e coerente sistema materialistico: esistono "atomi" (dal greco a-tomos = indivisibile) immersi in uno spazio vuoto; dal loro movimento derivano tutte le cose, in modo meccanico e deterministico.

Epicuro (341-270 a.C.): l'universo è eterno e immutabile ed è costituito da atomi immutabili; questi sono di infinite forme, pesi e grandezze; gli atomi, cadendo, possono deviare dalla loro traiettoria, creando eventi imprevedibili .

ecc………

TEORIA ATOMICA

E’ la prima teoria atomica dotata di un valore scientifico perchè impostata su un sistema di misure, spiegazioni e previsioni:

Furono fornite le PROVE della reale esistenza degli atomi nate dall’osservazione che la materia coinvolta nelle trasformazioni chimiche segue:

TEORIA ATOMICA di DALTON

John Dalton (1766-1844)

Fine del XVIII secolo

Legge di conservazione della massa (Lavoisier, 1783)

“In una reazione chimica, la somma delle masse delle sostanze

reagenti è uguale alla somma delle masse delle sostanze prodotte”

Legge delle proporzioni definite (Proust, 1799)

“In una sostanza pura gli elementi che la costituiscono sono combinati secondo un rapporto in peso definito e costante”

Partendo da queste due leggi Dalton elaborò la

teoria atomica che porta il suo nome

TEORIA ATOMICA di DALTON

La teoria di Dalton (presentata nel 1802) si basa sui seguenti 3 postulati:

2. Nelle reazioni chimiche gli atomi conservano la loro identità

3. Gli atomi di elementi diversi si combinano tra loro formando composti.

- numero relativo

- tipo di atomi di ogni elemento sono costanti 1. Tutti gli elementi sono fatti di particelle piccolissime chiamate ATOMI

Postulato 2 spiega la legge di conservazione della massa: se gli atomi si conservano anche la loro massa si conserva

Postulato 3 spiega la legge delle proporzioni definite: se il rapporto tra gli atomi degli elementi presenti in un composto è fisso lo è anche il loro rapporto in peso

TEORIA ATOMICA di DALTON

Legge delle proporzioni multiple (Dalton, 1803)

“Quando due elementi si combinano tra loro per dare un composto le quantità in peso di uno che si combinano con una quantità fissa dell’altro, stanno tra loro in rapporti semplici esprimibili mediante numeri interi piccoli”

Questa legge è correlata con il postulato 2 secondo cui gli atomi si combianano mantenendo la propria individualità

ATOMO è un insieme di particelle con carica positiva, massicce e voluminose, tra le quali si muovevano gli elettroni, con massa

molto inferiore e con carica negativa ma uguale a quella delle particelle positive

- Gli elettroni hanno carica (-) ma l’atomo nel suo complesso è privo di carica

- Quindi gli atomi devono contenere anche particelle cariche positivamente

Modello ATOMICO di Thomson (1906)

Joseph John Thomson (1856-1940) Nobel per la Fisica 1906

• Nel 1899 inizia a studiare la natura delle

radiazione α e β emesse da elementi radioattivi

• Particelle β sono gli elettroni - e

^-

-

• Particelle α sono nuclei di elio con due cariche positive - He

⁺⁺

-

e^-

ββββ ββββ

^--

+

+ ^{α α}

Modello atomico di Rutherford

Ernest Rutherford (1871-1937) Nobel per la Chimica 1908

Atomo NUCLEARE

la maggior parte delle particelle α passano quasi in linea retta (circa il 99%) l’atomo è prevalentemente vuoto

In realtà i nuclei sono assai più piccoli rispetto agli atomi di quanto non appaia da questa illustrazione

mentre pochissime, quelle che colpiscono direttamente il nucleo, subiscono amplissime deviazioni l’intera carica positiva è

concentrata in un nocciolo piccolissimo: nucleo

Esperimento di Rutherford

sottile lamina d’oro

Il modello che scaturisce da queste osservazioni è detto

MODELLO PLANETARIO

• il protone e la particella incognita formano un corpo centrale compatto (nucleo) mentre gli elettroni ruotano attorno al nucleo su orbite circolari o ellittiche (nuvola elettronica)

• gli atomi sono costituiti da particelle subatomiche positive-protoni- negative- elettroni-e probabilmente da altre neutre

(neutroni-ipotizzati da Rutherford e scoperti da J. Chadwich, 1932)

• gli elettroni, dotati di carica elettrica negativa, ruotano su orbite a grande

distanza dal nucleo, come pianeti attorno al sole

Modello atomico di Rutherford

• quasi tutta la massa dell’atomo occupa una ridottissima porzione del suo volume totale

conclusioni conclusioni

protone

+

elettrone

-

neutrone

1,673 x 10 1,673 x 10^-24-24

massa massa

(grammi(grammi)) ^{1,675 x 101,675 x 10}

-

-2424 9,110 x 109,110 x 10^--2828

carica elettrica (Coulomb)

00 -1,602 x 10^-19 + 1,602 x 10^-19

nucleoni

Modello atomico di Rutherford (1911)

- nel nucleo è concentrata tutta la

carica positiva dell’atomo e la

gran parte della massa di esso

il nucleo è 10.000 volte più piccolo dell’intero atomo di

cui fa parte 10

^-12

/10

^-8

= 10

^-4

gli elettroni vengono trattenuti dal nucleo mediante

forze di natura elettrostatica (coulombiane)

• raggio dell’atomo 10

^-8

cm

• raggio del nucleo 10

^-12

cm - la carica del nucleo

corrisponde al numero dei protoni che contiene e

viene chiamata numero numero atomico Z

atomico Z

L L ’ ’ elettrone ruota intorno al nucleo percorrendo un elettrone ruota intorno al nucleo percorrendo un ’ ’ orbita orbita circolare

circolare o ellittica o ellittica

Tale modello risulta però in disaccordo con la

Tale modello risulta però in disaccordo con la teoria elettromagnetica teoria elettromagnetica classica

classica, secondo la quale una carica elettrica in movimento, come , secondo la quale una carica elettrica in movimento, come ll’’elettrone, dovrebbe perdere gradualmente energiaelettrone, dovrebbe perdere gradualmente energia

descrivendo orbite sempre pi

descrivendo orbite sempre piùù piccole fino a annichilirsi nel nucleo …piccole fino a annichilirsi nel nucleo …

Postulato dello stato STAZIONARIO

Gli elettroni si muovono lungo orbite STAZIONARIE caratterizzate ognuna da una ben definita quantità di energia

Postulato dello stato ECCITATO

Quando un elettrone salta da un’orbita stazionaria a energia minore a una a energia maggiore si verificano assunzione di energia e quando ritorna allo stato stazionario si verifica emissione di energia sotto forma di onde elettromagnetiche.

Niels Henrik David Bohr (1885-1962)

Modello atomico di Bohr

(1913)

Un tentativo di adattamento del modello di Bohr fu fatto nel 1915 dal tedesco Arnold-Sommerfeld:

1) Per ogni livello energetico indicato dal numero quantico principale n, sono possibili orbite ellittiche di diversa eccentricità individuate da un secondo numero quantico l (numero quantico orbitale) legato al momento angolare dell'elettrone

2) Il numero quantico orbitale l assume valori interi da 0 fino a n-1.

Quanto minore è il valore di l, tanto più schiacciata è l'orbita dell'elettrone:

n=1 l=0; n=2 l=0 l=1

Ad ogni livello energetico definito dal numero quantico n pertanto viene associata non una singola orbita, ma uno strato di orbite con una piccola differenza energetica.

Modello atomico di Bohr-Sommerfeld

E1 E₂

E₃

↔↔

↔↔ ↔↔↔↔

E

₃

> E

₂

> E

₁

E

₁

= 0,53Å E

₂

= 2,12Å E

₃

= 4,77Å

Livelli energetici

Modello atomico di Bohr-Sommerfeld

L’energia di un elettrone in un atomo CRESCE al crescere di n

La posizione dell’elettrone dipende dal suo contenuto energetico: più un e^- è lontano dal nucleo maggiore è la sua energia quindi gli e^- più lontani dal nucleo sono quelli con n maggiore

Un elettrone appartiene ad un’orbita stazionaria (non emette energia) se il valore del suo momento angolare mvr è un multiplo intero di h/2π (h= costante di Plank, 6,625 x 10^-34 Js)

mvr = n x

2π h

n ⁼

^{1, 2, 3 ,}

^……

numero quantico principale

quantizzazione del raggio delle orbite e dell’ energia totale dell’elettrone

Postulato dello stato STAZIONARIO

• gli elettroni si muovono su orbite stazionarie caratterizzate da livelli di energia definiti

• non sono possibili posizioni “intermedie”

• l’elettrone che si muove sul “suo” livello (quello più vicino possibile al nucleo) non perde energia e quindi non cade sul nucleo

Energia ed elettroni

fornendo energia a un elettrone, questo assume uno stato eccitato e

“salta” su di un livello energetico superiore e poi ricade al suo livello emettendo - sotto forma di luce - l’energia che aveva assorbito

Stato

eccitato

energia

SULLA NATURA DELLA LUCE SI SULLA NATURA DELLA LUCE SI SULLA NATURA DELLA LUCE SI

SULLA NATURA DELLA LUCE SI È È È È DISCUSSO PER SECOLI DISCUSSO PER SECOLI DISCUSSO PER SECOLI DISCUSSO PER SECOLI

- Newton riteneva che la luce fosse formata da uno sciame di particelle chiamate fotoni (Natura corpuscolare)

- Huygens, fisico olandese, sosteneva che la luce aveva un comportamento

ondulatorio e che si propagava nello spazio come un’onda (Natura ondulatoria)

Chi aveva ragione?

Elettrone: onda o particella?

h = 6,626 • 10^-34 J^.s

e e = h = h • • νννν νννν

Al fotone è associata una massa proporzionale alla sua energia (equazione di Einstein)

c = 2,998 • 10⁸ m.s^-1

e e = m = m • • c c

²²

mc m c

²²

= h = h • • c c λλλλ λλλλ

h h

= =

c c m m

λλλλ λλλλ • • h h • • νννν νννν ==== ==== m m • • c c

²²

λλλλ λλλλ = = h h

m m • • c c

L'energia di un fotone è proporzionale alla sua frequenza (equazione Di Planck)

λλλλ λλλλ = = h h m m • • v v

Principe Louis-Victor de Broglie (1892-1987)

Nobel per la Fisica nel 1929

Per un elettrone che percorre un’orbita intorno al nucleo si possono fare valutazioni analoghe e dire che:

All’ All ’ elettrone di massa elettrone di massa m m che ruota nella sua orbita che ruota nella sua orbita

con con velocit velocit à à v v è è associata un associata un ’ ’ onda elettrica di lunghezza onda elettrica di lunghezza λ λ

λλλλ λλλλ = = h h

m m • • c c

La scoperta della natura ondulatoria dell’elettrone consentì una rielaborazione matematica radicale di tutti

gli studi precedentemente condotti sull’atomo che portò

a formulare il

MODELLO MECCANICO- QUANTISTICO

oggi comunemente accettato

Particelle che ruotano su Particelle che ruotano su

ORBITE ORBITE

circolari o ellittiche circolari o ellittiche

Modello meccanico - quantistico

Per Per

OGNIOGNI

elettrone si hanno elettrone si hanno

FUNZIONI d

FUNZIONI d’’ONDAONDA

che che descrivono figure intorno al descrivono figure intorno al

nucleo, gli

nucleo, gli ORBITALI ORBITALI

Principio di Indeterminazione di Heisenberg (1927)

“E’ impossibile conoscere simultaneamente e con grande precisione posizione e velocità di una particella”

ORBITALE:

REGIONE di SPAZIO IN CUI E’ MASSIMA LA PROBABILITA’ DI TROVARE L’ ELETTRONE IN UN DATO ISTANTE

il movimento dell’elettrone intorno al nucleo può essere rappresentato solo ricorrendo al concetto di PROBABILITA’

l’e^- si trova confinato in regioni di spazio (orbitali) nelle quali non è

identificabile come particella fisica poichè si comporta come se fosse una nuvola elettronica più o meno densa

Modello meccanico - quantistico

La La funzionefunzione d’d’ondaonda

Ψ Ψ Ψ Ψ Ψ Ψ Ψ Ψ

rappresentarappresenta unauna funzionefunzione matematicamatematica soluzionesoluzione dell’dell’ equazioneequazione didi SchroedingerSchroedinger (1927)(1927) ,, equazioneequazione differenzialedifferenziale cheche rappresentarappresenta i i motimoti ondulatoriondulatori (periodici(periodici) ) delledelle particelleparticelle in in motomoto vincolato

vincolato (elettrone(elettrone all’all’internointerno dell’dell’atomoatomo):):

Erwin Schrödinger 1887-1961

L L ’ ’ orbitale orbitale è è definito definito da da una una funzione funzione matematica

matematica , , detta FUNZIONE d detta FUNZIONE d ’ ’ ONDA ONDA Ψ Ψ Ψ Ψ Ψ Ψ Ψ Ψ ,,,, ,,,,

Premio Nobel 1933

Meccanica Meccanica

QUANTISTICA QUANTISTICA

E E

_cincin

Schroedinger formulò un’equazione matematica che descrive il comportamento ondulatorio dell’elettrone; Ψ² rappresenta la densità di probabilità di trovare l’elettrone in base all’energia che esso possiede (E) in una certa regione dello spazio attorno al nucleo.

In prossimità del nucleo Ψ² è elevatissima, lontano dal nucleo il valore della funzione d’onda diminuisce si parla di nuvola elettronica

n = 1, 2, 3, …

λλλλ = 0, 1, … ( n -1)

m = 0, …, ±λλλλ

ψ _n,

_λ

_,m ( x )

ψ ψ ψ ψ ψ ψ

ψ ψ _{n, n, λλλλ λλλλ ,m ,m}

I tre numeri quantici caratterizzano l’orbitale e ne definiscono rispettivamente la dimensione, la forma e l’orientamento dell’orbitale

OgniOgni autofunzioneautofunzione ΨΨΨΨ definitadefinita dada unauna data ternadata terna didi valorivalori didi numerinumeri quantici

quantici n, l, mn, l, m rappresentarappresenta un ORBITALEun ORBITALE

I numeri numeri quantici quantici possono assumere solamente i valori che rispettano le seguenti regole:

n = 1, 2, 3, 4, ...

n = 1, 2, 3, 4, ...

n = 1, 2, 3, 4, ...

l = 0, 1, 2, 3, …, n-1

l = 0, 1, 2, 3, = 0, 1, 2, 3, … … , n , n - - 1 1

m = 0, ± 1, ± 2, ± 3, …, ± l

m = 0,

m = 0, ± ± 1, 1, ± ± 2, 2, ± ± 3, 3, … … , , ± ± l l

n, n, l l , , m m sono sono definiti definiti : : Numeri Numeri Quantici Quantici

n : n : numero numero quantico quantico principale principale

l l : : numero numero quantico quantico secondario secondario

m : numero m : numero quantico quantico magnetico magnetico