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chimica |
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1897 Thomson usa dei tubi di vetro sotto vuoto per separare le parti negative da quelle positive dell'atomo .
All'interno del tubo vi erano due placche una negativa (catodo) e una positiva (anodo), i raggi catodici erano attirati dall'anodo e passavano per un foro presente in essa da questo ed un altro esperimento in cui introdusse nel tubo anche un'elica capì che
1 i raggi catodici erano formati da particelle cariche negativamente, gli elettroni
2 cambiando metallo nel catodo si ottenevano sempre fasci di elettroni
Quindi tutti gli elementi avevano le stesse particelle negative, gli elettroni
Goldstein fece esperimenti simili stavolta scambiando però di posto le due placche dunque attirando i raggi anodici, scoprì quindi la presenza di elettroni e che:
1 le masse delle particelle positive erano diverse a seconda dei gas contenuti
2 idrogeno massa dei protoni minore
3 le masse delle altre particelle pos. Erano multiple di quelle dell'idrogeno
MODELLO ATOMICO A questo punto il modello atomico ipotizzato da Thomson è un modello a "panettone" con i protoni più grandi e gli elettroni a riempire i buchi fra un protone e l'altro . .
Rutherford nel 1909 si servi di una sorgente di particelle alfa (i nuclei dell'atomo di elio),per bombardare un sottile foglio d'oro e osservò che gran parte delle particelle attraversava il foglio senza esserne deviate ma alcune venivano deviate o addirittura rimbalzavano indietro, questo lo portò ad asserire che:
1 l'atomo era composto da un nucleo centrale dove vi era tutta la sua carica positiva
2 gli elettroni occupavano lo spazio vuoto attorno al nucleo e vi ruotavano attorno, inoltre erano di numero tale da bilanciare la carica positiva del nucleo
3 il diametro del nucleo doveva essere 100.000 volte più piccolo di quello dell'atomo stesso .
Si arriva quindi al modello atomico di Rutherford dove l'atomo viene visto (come realmente è) come una struttura essenzialmente vuota
ELETTRONE carica elettrica: -l,6*10^
PROTONE carica elettrica: +1,6*10^
NEUTRONE carica elettrica:
Numero atomico (Z) è il num degli elettroni = a quello dei protoni scritto in basso a sin dell'elemento .
Numero di massa (A) somma protoni e neutroni (per trovare il num dei neutroni basta togliere i protoni e quindi il
num atomico dato che è uguale) viene scritto sopra il num atomico
GLI ISOTOPI sono tipi di elementi che hanno lo stesso numero atomico ma numero di massa diverso in quanto hanno
più o meno neutroni, questo comporta proprietà fisiche diverse anche se quelle chimiche rimangono
immutate .
a questo punto si inserisce la massa atomica questa è diversa dal num di massa che è un num intero infatti è la media dei numeri di massa dei diversi isotopi di uno stesso elemento
Come si può misurare la massa degli isotopi di un elemento naturale? Con lo spettrometro di massa (per il funzionamento vedi 151)
Se i protoni nel nucleo sono in numero troppo elevato esso diviene instabile e tende a decadere (decadimento radioattivo/fissione)
DECADIMENTO RADIOATTIVO
Il decadimento radioattivo avviene grazie a delle emissioni che possono essere di 3 tipi diversi:
particelle alfa (nucli dell'atomo di elio) 2 nuroni+2protoni massa 4U e carica 2+
particelle beta massa 1e- carica 1- se sono beta- cioè elettroni / 1+ se sono beta+ cioè positroni (protone liberato da
alcune particelle positive)
gamma non sono particelle ma radiazioni elettromagnetiche
TEMPO DI DIMEZZAMENTO= tempo occorrente per ridurre alla metà la quantità di un isotopo radioattivo
Può essere utile per datare alcuni reperti date componenti come il carbonio che hanno un lungo periodo di dimezzamento .
FISSIONE
Avviene in un nucleo instabile perché troppo grande, questo si divide in più nuclei, avviene però un difetto di massa, questa lieve quantità di massa si trasforma in una grandissima quantità di energia data dalla legge di Einstein E=mc2
dove c è la velocità della luce (300.000.000 m/s )
FUSIONE
E' il procedimento opposto alla fissione, stavolta avviene per i nuclei troppo piccoli che si uniscono a formarne uno di massa maggiore anche qui vi è un difetti di massa che si tramuta in E, non lascia scorie radioattive ed è il processo utilizzato nel nucleo delle stelle (per questo le stelle emettono così tanta E) . .
INTRODUZIONE
Si scoprì che la luce aveva una doppia natura, una ondulatoria e una corpuscolare . (questo diede il via alla fisica Quantistica)
La prova della natura ondulatoria della luce è data dalla diffrazione fenomeno per cui la luce che passa attraverso un foro di dimensioni confrontabili con la sua lunghezza d'onda non continua a proarsi in linea retta ma in varie direzioni formando zone chiare e scure alternate
La prova della natura corpuscolare della luce ci è data da altri fenomeni fisici come l'effetto fotoelettrico,
un fascio di luce violetta prodotta da una lampada a vapori di mercurio su una lastrina di zinco provoca l'espulsione di elettroni
(Le grandezze che caratterizzano le onde elettromagnetiche sono la velocità, la lunghezza d'onda e la frequenza,
c = v* lunghezza d'onda)
FOTONI particelle di cui è composta la luce e le radiazioni elettromagnetiche, trasportano energia . questa energia
è data dalla costante di ck (h) (pari a 6,63 * 10^-34 j*s) moltiplicata alla frequenza (v) che può anche
essere espressa come c/lunghezza d'onda .
LO SPETTRO CONTINUO E QUELLO A RIGHE .
Lo spettro continuo è tipico dei solidi e dei liquidi portati all'incandecenza, ne è un esempio l'arcobaleno dove la luce bianca del sole viene divisa in tutte le sue componenti principali . .ma quello che a noi interessa di più è lo spettro a righe perché fu quello che portò Bohr a formulare un nuovo modello atomico . .
Lo spettro a righe è dato quando un elemento rarefatto viene proittato (per esempio su un prisma di vetro), in questo caso lo spettro non è continuo bensì discontinuo, il num di righe (o radiazioni di diversa lunghezza d'onda) varia per ogni elemento (e, come scoprì poi Bohr dipendono dai diversi sotto livelli dove si trovano gli elettroni) .
Bohrnel 1913 si rese conto che l'emissione di luce da parte degli atomi doveva avere a che fare con gli elettroni per questo formulò un nuovo modello atomico egli disse che:
1 l'elettrone percorre solo certe orbite (stazionarie) e mentre percorre un'orbita non emette né assorbe energia.
L'atomo è quindi stabile l'elettrone non cadrà mai sul protone*
2 All'elettrone sono permesse solo certe orbite con determinate energie, le orbite sono quindi quantizzate cioè nettamente separate e si possono contare
3 per passare da un'orbita a un'altra di livello successivo l'elettrone ha bisogno di E che gli può venire fornita per esempio per mezzo di calore
4 quando l'elettrone torna a un livello di minore E libera l'E sotto forma di luce (quella che si vede come una riga colorata nello spettro a righe)
5 l'E emessa o assorbita è pari alla differenza di E fra le 2 orbite
*con questa asserzione Bohr risponde a un interrogativo ovvero: se il moto richiede energia l'elettrone perderebbe energia e sarebbe sempre più attratto dal nucleo fino a collassarsi contro quest'ultimo . Bohr invece vede l'energia non come una grandezza modulare ma come a "pacchetti" o "quanti" e dove ogni orbita ha un E diversa
IL NUMERO QUANTICO PRINCIPALE .
Il numero quantico
principale (n) varia per ogni atomo da un minimo di
Più alto è il num più orbite avrà l'atomo, n=7 rappresenta l'orbita più esterna raggiungibile e anche quella con maggiore energia n=1 la minore .
N=1 Stato fondamentale
N=2 . n=3 . n=4 ecc . n=7 stati eccitati
Quindi secondo Bohr (nello spettro a righe) l'emissione di radiazioni diverse avviene perché gli elettroni degli atomi eccitati dal calore saltano a un orbita successiva per poi, attratti dal nucleo tornare nella loro, così facendo liberano fotoni aventi E= h*v
Il modello di Bohr però non riusciva a spiegare la conformazione dello spettro a righe per gli elementi diversi dall'idrogeno, per questo poi si abbandonò . .
Conserva molte delle idee di Bohr . .
Aggiunge però al livello quantico principale dei sottolivelli .
Se n=1 vi è un solo sottolivello s
Se n=2 ve ne sono 2 s, p
Se n=3 ve ne sono 3 s,p,d
Se n=4 o 5 o 6 o 7 ve ne sono 4 s,p,d,f (in realtà vi sarebbero anche g,h,i,l,m ma per descrivere thtti gli
elementi della tavola periodica bastano s,p,d,f)
- per indicare a quale livello appartiene il sottolivello vi si mette davanti il num es n=1 1s / n=2 2s,2p ecc
- numero massimo di
elettroni per livello in s
Tutti gli elettroni di uno stesso sottolivello hanno uguale energia . .
De Broglie colpito dalla doppia natura della luce (ondulatoria e corpuscolare) si chiese se questa non fosse una proprietà universale e quindi di tutta la materia . Secondo lui l'elettrone si comporterebbe a volte come una particella e a volte come un'onda . onde di materia= onde associate all'elettrone e a qualsiasi altro corpo in movimento e diverse da quelle della luce (elettromagnetiche) infatti queste non si muovono alla velocità della luce ma a velocità diverse
A ciascun corpo in movimento è associata una lunghezza d'onda data dalla formula lung d'onda= h/ mv
Dove m è la massa dl corpo e v la sua velocità (mv= quantità di moto)
Egli formulò il principio di indeterminazione secondo il quale non possiamo sapere nello stesso momento la posizione e la velocità istantanea dell'elettrone (in qunto grandezze dipendenti l'una dall'altra) di conseguenza non possiamo determinare le varie orbite, di conseguenza il modello di Bohr non è più valido
Egli nel 1926 formulò un'equazione nelle quale e la grandezza funzione d'onda, il quadrato della funzione d'onda ci dà la probabilità di trovare l'elettrone in una certa posizione, probabilità più alta man mano che ci si avvicina al nucleo . .
Le regioni dove la probabilità di trovare l'elettrone è massima (90%) sono chiamate orbitali .
Gli orbitali sono nubi cariche negativamente create dagli spostamenti dell'elettrone stesso .
Gli orbitali esistono dal momento che esistono gli elettroni altrimenti no .
Ogni orbitale ha una determinata quantità di energia .
La dimensione, l'orientamento e la forma degli orbitali sono descritti dai numeri quantici
È n che va da
Definisce il contenuto energetico dell'elettrone, se n cresce gli orbitali diventano più grandi, la loro energia cresce e gli elettroni si allontanano dal nucleo . a ciascun livello però non viene assegnata una precisa distanza dal nucleo per il principio di indeterminazione
Gli orbitali pur avendo lo stesso n possono avere forme diverse, l definisce quante forme diverse possono avere .
Va da
L=0 s
L=1 p
L=2 d
L=3 f
Davanti a s,p,d,f vi è sempre un numero che indica a quale livello appartiene (come nel modello a strati)
Per es n=1 1s / n=2 2s .
L'orbitale s ha forma sferica e un'unica orientazione nello spazio ma gli orbitali p,d,f invece possono avere diverse orientazioni stabilite dal numero quantico m .
I valori di m vanno da -l a +l per es l=2 m= -2 / -l / 0 / 1 / 2 per l =0 m= 0
Se m=0 rappresenta l'orbitale s (nell'orbitale massimo 2 elettroni)
Se m=3 rappresenta le 3 possibili orientazioni degli orbitali p (negli orbitali massimo 6 elettroni)
Se m=5 rappresenta le 5 possibili orientazioni degli orbitali d (negli orbitali massimo 10 elettroni)
Se m=7 rappresenta le 7 possibili orientazioni degli orbitali f (negli orbitali massimo 14 elettroni)
Ms può essere +1/2 o -1/2 a seconda che l'elettrone ruoti in senso orario o antiorario Pauli enuncio il principio di esclusione che dice che due elettroni che occupano lo stesso orbitale hanno spin opposti
Quindi se due elettroni hanno n,l,m uguali devono avere ms diverso
Quindi l'orbitale può essere:
1 vuoto
2 semipieno (solo un elettrone)
3pieno (due elettroni direz. Opposta)
Ci sono quattro regole per spiegare come gli elettroni attivano un'orbitale:
1 regola di esclusione di Pauli (non ci sono 2 elettroni che abbiano tutti e 4 i numeri quantici uguali)
2 gli elettroni attivano gli orbitali partendo da quelli a minor energia (perché i sistemi tendono al min di energia)
3 Regola di (Auf Bau?) (l'energia che caratterizza un orbitale dipende sia da n, posizione rispetto al nucleo, che da l, forma)
4 regola della massima molteplicità (o di Hund) (essendo disponibili orbitali differenti, con lo stesso n e l ma m diverso gli elettroni li attivano tutti con dei singoletti prima di riempirli con doppietti accoppiati)
N.B. L'aumento del num atomico comporta quasi sempre il volume degli orbitali infatti più elettroni = più attrazione verso il nucleo = minor volume degli orbitali
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