Presentazione di PowerPoint

Liceo Scientifico “ Enrico Fermi “ Sant’Agata Militello (ME)
Le particelle subatomiche
Particelle Alfa Beta Gamma
Il numero atomico
I legami chimici
Isotopi
Teoria atomica moderna
Modelli Atomici
Gli orbitali
La Tavola Periodica
[email protected]
L’atomo, per molti secoli ritenuto indivisibile, è formato da
particelle più piccole:
 Il protone, una particella carica positivamente, con massa
all’incirca pari ad 1 u. m. a.
 L’elettrone, una particella carica negativamente, con massa
all’incirca 1836 volte più piccola di quella del protone.
 Il neutrone, una particella neutra, con massa leggermente
superiore a quella del protone.
nucleo
protoni
neutroni
elettroni
mp
mn
me
mp : mn : me  1 : 1 : 0,00054
Z protoni
mp = 1.673 • 10-27 kg
q = +e = 1.6 • 10-19 C
N neutroni
mn = 1.675 • 10-27 kg
q = 0
Z elettroni
me = 9.109 • 10-31 kg
q = -e = -1.6 • 10-19 C
Rnucleo  10-15 m = 1 fm
Ratomo  10-10 m = 1 Å
il nucleo è 100000 volte
più piccolo dell’atomo!
Ratomo
Rnucleo
 105
Numero atomico e peso atomico
92 elementi naturali
atomi
nucleo (protoni, neutroni) + elettroni
dimensioni » 10–8 cm = Å
Z = numero atomico
A = numero di massa
N = numero di neutroni
Numero di massa:
A = Z + N
peso atomico :
A
ZX
Riferito all' isotopo 12 del carbonio (12C)
unità di misura SI :
1 unità di massa atomica (u.m.a.) = 1 dalton = 1.66 ∙10-24 g
Atomi, nuclei, particelle:
le loro dimensioni
Le particelle subatomiche
elettrone
carica elettrica
–e
protone
0
+e
dimensione
< 10–18 cm(*)
10–13 cm
massa
9.07 ∙10–28 g
1.673∙10–24 g
vita media
(*)
stabile
limite superiore
stabile
(**)
neutrone
10–13 cm
1.675∙10–24 g
17 min
(**)
neutrone libero
Raggio atomico e energia di ionizzazione
r (Å)
3.0
raggio medio :
2.0 Li
1.0
Na
energia di
ionizzazione :
25
20
15
10
5
0
K
Fe
B O
0
Ei
Cs
Rb
10
I
Ag
Cl
20
30
40
50
Pb
Bi
Z
80
(eV)
He
H
energia di ionizzazione
per elettrone singolo
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
Nd
Li
Na
10
unità di misura: 1 eV = 1.6 10-19 J
Ga
Rb In
Tl
U
92
Z
Il numero atomico si indica con Z ed identifica tutti gli elementi
chimici:
Es.
Z= 1 (Idrogeno);
Z=2 (Elio);
I protoni si trovano nel nucleo, che costituisce il cuore dell’atomo,
il loro numero ( numero atomico) è costante per gli atomi che
appartengono ad uno stesso elemento.
Gli elettroni ed i protoni hanno carica uguale ma di segno contrario,
in un atomo il numero dei protoni è sempre uguale a quello degli
elettroni quindi l’atomo è neutro.
Gli elettroni si trovano in zone dello spazio intorno al nucleo
chiamate orbitali.
Il numero di massa è uguale alla somma dei protoni e dei neutroni
(nucleoni) e si indica con A.
I neutroni, come i protoni, si trovano nel nucleo. Il numero dei
neutroni può variare anche per atomi che appartengono ad uno stesso
elemento. Gli atomi di uno stesso elemento che differiscono per il
numero dei neutroni vengono chiamati isotopi.
Ad esempio l’idrogeno è formato da tre isotopi:
 H - Il prozio che possiede un elettrone ed un protone.
 D - Il deuterio che possiede un elettrone, un protone ed un neutrone.
 T - Il trizio che possiede un elettrone, un protone e due neutroni.
ISOTOPI
Esempio:
35Cl
: 17 protoni + 17 elettroni + 18 neutroni
37Cl
: 17 protoni + 17 elettroni + 20 neutroni
Numero atomico (Z) = numero di elettroni
isotopi = elementi con stesso Z e diverso A
elemento
carbonio
isotopi
12C
13C
14C
ossigeno
16O
17O
potassio
18O
39K
40K
41K
piombo
204Pb
206Pb
207Pb
208Pb
Z
A
6
6
6
8
8
8
19
19
19
82
82
82
82
12
13
14
16
17
18
39
40
41
204
206
207
208
N=A–Z
6
7
8
8
9
10
20
21
22
122
124
125
126
abbondanza
relativa (%)
98.89
1.11
tracce
99.759
0.037
0.204
93.138
0.012
6.800
1.3
26.0
20.7
52.0
peso
atomico
12.011
15.9994
39.0983
207.19
Modelli Atomici
Descriviamo brevemente i modelli atomici più
importanti che storicamente sono stati proposti.
Modello di Dalton 1803
Modello di Thomson 1897
Esperimento di Rutherford 1909
Modello di Bohr 1913
L'ipotesi che la materia sia formata da atomi
risale a Democrito (400 a.c.). Atomo, in
greco, significa "non divisibile". L'idea
atomistica fu però avversata da Aristotele che,
successivamente,
divenne
il
filosofo
"ufficiale" della chiesa. Per questo motivo
dobbiamo aspettare addirittura fino al 1800
perché gli scienziati riprendessero in
considerazione l'ipotesi atomica.
Nel 1803 Dalton spiegò i ben noti fenomeni chimici
secondo i quali le sostanze sono formate dai loro
componenti secondo rapporti ben precisi fra numeri
interi, ipotizzando che la materia fosse costituita da
atomi.
Con la scoperta della radioattività naturale, si capì
successivamente che gli atomi non erano particelle
indivisibili, essi erano composti da parti più piccole.
 Fine 1800: l’ipotesi atomica (Dalton 1808) è largamente
accettata. Ma la struttura dell’atomo è sconosciuta.
Nel 1898 Thomson propose il primo modello fisico dell'atomo.
Egli immaginò che un atomo fosse costituito da una sferetta di
materia caricata positivamente (protoni e neutroni non erano
stati ancora scoperti) in cui gli elettroni negativi (da poco
scoperti) erano immersi.
 1897: Thomson scopre l’ elettrone
Modello a “panettone”
IL MODELLO ATOMICO DI THOMSON (1898)
E’ la prima struttura atomica che tiene conto della carica
elettrica
L’atomo è una minuscola sfera omogenea, dotata di carica
positiva diffusa, entro cui sono incorporati gli elettroni in
numero sufficiente da rendere nulla la carica totale
J.J. Thomson (1856 – 1940)
Tale modello è stato anche
definito a panettone: la massa
della pasta rappresenterebbe la
carica positiva diffusa, mentre
gli elettroni corrisponderebbero
all’uvetta.
Quale è la natura dei raggi catodici?
Se emergono dal catodo allora sono negativi?
L’ESPERIENZA DI THOMSON (1897)
▬
CATODO
▬
BATTERIA
+
ANODO
+
L’ESPERIENZA DI THOMSON (1897)
▬
CATODO
+
BATTERIA
+ + + + + + + +
ANODO
▬
+
▬
▬
▬ ▬
▬
▬
▬ ▬
Aggiungiamo una forza elettrica
Ogni raggio catodico porta una carica elettrica negativa
I raggi catodici hanno dimostrato che i portatori di carica della corrente sono
carichi negativamente
La corrente scorre quindi dal polo negativo verso quello positivo
L’ipotesi di Fraklyn era quindi sbagliata
La questione tuttavia è solo
convenzionale
In fisica ed elettrotecnica si
continua infatti a far andare la
corrente dal polo positivo
verso quello negativo
Nel 1909 Rutherford fece un esperimento cruciale per mettere alla
prova il modello di Thomson. Bombardò un sottilissimo foglio di
oro con raggi alfa (atomi di elio completamente ionizzati,
ciò privati degli elettroni). L'esperimento portò alla constatazione
che i raggi alfa non erano quasi mai deviati. Essi attraversavano il
foglio di oro senza quasi mai esserne disturbati. Solo alcuni
raggi alfa (1 %) erano deviati dal foglio di oro e lo erano in modo
notevole (alcuni, addirittura, venivano completamente. respinti).
 1909: Esperimento di Rutherford
Previsione
Risultato
Il modello di Thomson
è SBAGLIATO!!
Sufficientemente piccole e penetranti, le particelle si rivelano un buono strumento
per sondare la struttura dell’atomo
LE ESPERIENZE DI RUTHERFORD
Ernest Rutherford ( 1871 – 1937)
Bombardamento con particelle
di sottilissime lamine di oro
Cosa ci si aspettava?
Se la massa, in accordo
con
Thomson,
era
distribuita uniformemente
tutte le particelle dovevano
attraversare la lamina
indisturbate
Cosa ottenne?
“Fu il fatto più incredibile che
mi fosse capitato…Era così
incredibile come se sparando
un proiettile di 15 pollici su un
foglio di carta esso tornasse
indietro e vi colpisse…”
IL MODELLO ATOMICO DI RUTHERFORD (1911)
La carica positiva e quasi tutta la massa sono racchiuse nel nucleo centrale
Gli elettroni ruotano intorno al nucleo come i pianeti intorno al Sole
Il nucleo è piccolissimo (10-15m) in confronto al resto dell’atomo (10-10m)
L’atomo è praticamente vuoto
+
Il nucleo è così concentrato che gli elettroni gli ruotano attorno a distanze
relative enormi. Il modello di Rutherford ha però un grande "difetto"
che lo mette in crisi. Secondo la teoria elettromagnetica una carica in
movimento accelerato (non in moto rettilineo uniforme) emette onde
elettromagnetiche e quindi perde energia. Per questo motivo, gli elettroni
dell'atomo di Rutherford, perché ruotano su orbite circolari, dovrebbero
emettere onde elettromagnetiche e quindi, perdendo energia, cadere nel
nucleo cosa che invece non accade, perché gli atomi sono oggetti molto
stabili (la materia appare normalmente stabile).
MODELLO “PLANETARIO” DELL’ATOMO
Fel  e
2
Fgr  G
Qq
r2
Mm
r2
Sulla base di questo fondamentale esperimento,
Rutherford propose un modello di atomo in
cui quasi tutta la massa dell'atomo è concentrata in
una porzione molto piccola, il cosiddetto
nucleo (caricato positivamente) e gli elettroni gli
ruotano attorno così come i pianeti ruotano
attorno al sole.
Modello planetario
orbita
sole
pianeta
forza centrifuga = forza di gravitazione tra sole e pianeta
orbita
nucleo
elettrone
+
Nel 1913 Bohr propose una modifica concettuale al
modello di Rutherford. Pur accettandone
l'idea di "modello planetario", postulò che gli
elettroni avessero a disposizione orbite di
“parcheggio” fisse nelle quali non emettono né
assorbono energia. Un elettrone emette od assorbe
energia
elettromagnetica sotto forma di onde
elettromagnetiche solo se "salta" da un'orbita
all'altra.
L’ATOMO DI BOHR
Bohr 1913
Questa idea, non compatibile con le leggi della fisica classica (di
Newton), si basa sulle idee della nascente meccanica quantistica.
L’atomo di Bohr
Bohr considera l’atomo formato da un nucleo centrale, nel quale
risiede quasi tutta la massa, e dagli elettroni che ruotano intorno al
nucleo descrivendo orbite ben precise (stazionarie). Gli elettroni
possono acquistare o cedere energia per passare da un orbita
all’altra, la quantità di energia acquistata o ceduta è pari alla
differenza di energia esistente tra le due orbite.
Nella
figura
accanto
sono
rappresentate le sette orbite stazionarie
ipotizzate da Bohr. Secondo Bohr
l’elettrone emette o assorbe energia
soltanto se questa gli consente di
passare da un orbita stazionaria
all’altra.
E3
E2
E1
Secondo la teoria di Bohr, nel passare da
un orbita all’altra, l’elettrone dovrebbe
emettere una determinata quantità di
energia:
E21 =E2 – E1=h21
E31 =E3 – E1=h31
E32 =E3 – E2=h32
Le frequenze delle radiazioni emesse variano al variare della
quantità di energia. Nell’esempio sopra riportato si dovrebbero
avere tre radiazioni diverse, ognuna di esse con una determinata
frequenza e quindi con una ben determinata lunghezza d’onda.
Modello atomico di Bohr
Modello planetario quantizzato.
Si ha orbita per un elettrone quando:
forza
attrattiva tra
nucleo ed
elettrone
momento
angolare
dell’elettrone
Niels Henrik Bohr
Copenhagen 7.10.1885 - Copenhagen
18.11.1962
Nobel per la Fisica 1922
=
=
forza centrifuga
della rotazione
dell’elettrone
intorno al nucleo
multiplo intero
della costante di
Planck
Riproduce perfettamente lo
spettro dell’atomo
d’idrogeno ... e basta.
Il modello di Bohr spiegava molto bene
l'atomo di idrogeno ma non quelli più
complessi.
Sommerfeld propose allora una correzione al
modello di Bohr secondo la quale si aveva una
buona corrispondenza fra la teoria e le
osservazioni degli spettri degli atomi (uno
spettro è l'insieme delle frequenze delle
radiazioni elettromagnetiche emesse o
assorbite dagli elettroni di un atomo).
Successivamente, si pervenne ad un modello atomico
più
coerente
ai
grandi
progressi
che
la meccanica quantistica nel frattempo aveva fatto.
Nel 1930 fu scoperto il neutrone per cui si pervenne
presto ad un modello dell'atomo pressoché completo in
cui al centro vi è il nucleo composto di protoni
(positivi) e neutroni (protoni e neutroni si chiamano
collettivamente nucleoni) ed attorno vi ruotano gli
elettroni.
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. Secondo la meccanica
quantistica un elettrone non è descrivibile in termini
di traiettoria. Non si può quindi affermare con
certezza dove un elettrone si trova in un certo istante
né dove si troverà in un istante successivo. Si può
solo conoscere la probabilità di trovare l'elettrone
in un certo punto dello spazio.
Un orbitale non è una traiettoria in cui un elettrone
(secondo le idee della fisica classica) può stare,
è invece una "nuvoletta" di probabilità in cui si può
trovare l'elettrone.
Esempi di orbitali per l'atomo di idrogeno dove maggiore
luminosità significa maggiore probabilità
di trovare
l'elettrone (in sezione) :
Orbitali p
Orbitali d
Teoria atomica moderna
Molti studiosi tra cui Heisenberg, non si trovavano
d’accordo con quelle teorie che consideravano l’elettrone
come un corpuscolo, essi ritenevano che, date le piccole
dimensione e l’elevata velocità con cui si muoveva, fosse
più corretto considerarlo come una nuvola. Secondo la
teoria atomica oggi accettata gli elettroni non descrivono
delle orbite intorno al nucleo ma si trovano sugli orbitali.
L’orbitale viene definito come la zona dello spazio intorno
al nucleo dove si ha la maggiore probabilità di trovare
l’elettrone. La teoria atomica moderna si base su un
equazione matematica nota come Equazione di
Schrödinger. I numeri quantici sono soluzioni di questa
equazione e consentono di definire forma, dimensioni ed
energia degli orbitali.
Ogni orbitale può contenere al massimo due elettroni che si
disporranno con spin opposto. Quindi il primo livello
energetico può contenere al massimo due elettroni, il secondo
otto, il terzo sedici, il quarto trentadue. Gli elettroni
occuperanno per primi gli orbitali di più bassa energia.
L’energia cresce con il livello energetico e con la complessità
della forma degli orbitali. In uno stesso livello energetico
l’energia cresce nel seguente ordine: s < p < d < f, gli orbitali
appartenenti allo stesso sottolivello energetico hanno la stessa
energia ( orbitali degeneri ). Quando gli elettroni vanno ad
occupare orbitali con uguale energia li riempiono prima
parzialmente, disponendosi con lo stesso spin, e poi li
completano.
A questo punto apparve evidente che gli
elettroni sono costituenti fondamentali della
materia e sono presenti in ogni atomo
Si generava tuttavia un nuovo problema:se gli elettroni sono carichi
negativamente, ma gli atomi sono elettricamente neutri, devono esistere
nell’atomo cariche positive capaci di neutralizzare quelle degli elettroni.
Allora, se da un atomo si rimuovono gli elettroni, ciò che resta è carico
positivamente; viceversa, aggiungendo elettroni ad un atomo si ha un eccesso,
rispetto alla situazione di partenza, e quindi risulta una carica negativa
Ciò spiega anche la formazione di anioni e cationi nell’elettrolisi
Nel modello di Thomson l’atomo è pieno: la materia non conterrebbe cioè
spazi vuoti
LA RADIOATTIVITÀ UNO STRUMENTO PER SONDARE
L’ATOMO
Alla fine dell’800 il fisico francese Becquerel scopre casualmente che i
composti dell’uranio emettono spontaneamente particelle, fino allora
sconosciute, dotate di grande capacità di penetrazione nei corpi materiali
Si scopre poi che le particelle radioattive sono di tre tipi:
Particelle alfa
Raggi β: sono elettroni molto veloci
Raggi γ : sono radiazioni dotate di grande energia, prive di massa ed
elettricamente neutre.
Le particelle alfa o raggi alfa sono una forma di radiazione corpuscolare
altamente ionizzante e con un basso potere di penetrazione dovuto all'elevata
sezione d'urto. Consistono di due protoni e due neutroni legati insieme dalla
forza forte, si tratta quindi di nuclei 4He. Da un punto di vista chimico
possono anche essere identificati con il simbolo 4He2+. Al contrario del
decadimento beta, mediato dalla forza debole, il decadimento alfa è mediato
dalla forza forte.
Le particelle alfa sono tipicamente emesse da nuclidi radioattivi degli
elementi pesanti, per esempio dagli isotopi dell'uranio, del torio, del radio,
etc., in un processo denominato decadimento alfa. A volte questo lascia i
nuclei in uno stato eccitato, l'eccesso di energia può essere rimosso con
l'emissione di raggi gamma.
I raggi alfa, a causa della loro carica elettrica, interagiscono fortemente con la
materia e quindi vengono facilmente assorbiti dai materiali e possono
viaggiare solo per pochi centimetri nell'aria. Possono essere assorbiti dagli
strati più esterni della pelle umana e così generalmente non sono pericolosi
per la vita a meno che la sorgente non venga inalata o ingerita. In questo caso
i danni sarebbero invece maggiori di quelli causati da qualsiasi altra
radiazione ionizzante. Se il dosaggio fosse abbastanza elevato
comparirebbero tutti i sintomi tipici dell'avvelenamento da radiazione.
La radiazione beta è una forma di radiazione ionizzante
emessa da alcuni tipi di nuclei radioattivi come il cobalto60.
Questa radiazione assume la forma di particelle beta (β),
che sono elettroni o positroni ad alta energia, espulsi da
un nucleo atomico in un processo conosciuto come
decadimento beta. Esistono due forme di decadimento
beta, β− e β+, che emettono rispettivamente un elettrone o
un positrone.
I raggi gamma (spesso indicati con la lettera greca gamma, γ)
sono una forma di radiazione elettromagnetica prodotta dalla
radioattività o da altri processi nucleari o subatomici (non sono
viceversa fotoni gamma quelli provenienti dall'annichilazione
elettrone-positrone, essendo questo un processo atomico e non
nucleare). I raggi gamma sono più penetranti sia della
radiazione alfa sia della radiazione beta, ma sono meno
ionizzanti. I raggi gamma si distinguono dai raggi X per la loro
origine: i gamma sono prodotti da transizioni nucleari o
comunque subatomiche, mentre gli X sono prodotti da
transizioni energetiche dovute ad elettroni in rapido movimento.
Poiché è possibile per alcune transizioni elettroniche superare le
energie di alcune transizioni nucleari, i raggi X più energetici si
sovrappongono con i raggi gamma più deboli.
Dualismo onda-materia
Ad ogni particella, di massa m che si
muove con velocità v, è associata un onda
di lunghezza :
h

m
Louis Victor Duc de Broglie
Dieppe 15.8.1892 - Parigi 1987
Nobel per la Fisica 1929
elettroni

Conseguenza:
per gli elettroni in un atomo sono possibili solo
“onde stazionarie”
Oscillazione di una corda tesa
sono permesse solo le “onde stazionarie”
“onde stazionarie” su orbite circolari:
“orbita non stazionaria”
“orbita stazionaria”
Mendeleev, Dmitri Ivanovitch
1834 - 1907
Julius Lothar Meyer
1830-1895
Tavola periodica degli elementi (1860)
Elementi organizzati in base al numero atomico e alle
loro caratteristiche chimico-fisiche.
H
He
Li Be
B
C
N
O
F
Ne
Na Mg
Al
Si
P
S
Cl
Ar
K
Ca
Sc
Ti
V
Cr Mn Fe Co
Ni
Cu
Zn Ga Ge As Se Br
Kr
Rb Sr
Y
Zr
Nb Mo Tc Ru Rh
Pd
Ag
Cd In Sn Sb Te
Xe
Cs Ba
Lu
Hf
Ta W Re Os
Pt
Au
Hg Tl Pb Bi Po At
Rn
Fr Ra
Lr
Rf
Db Sg Bh Hs Mt Uun Uuu
Ir
I
La
Ce
Pr
Nd
Pm Sm
Eu
Gd
Tb
Dy
Ho
Er
Tm
Yb
Ac
Th
Pa
U
Np
Am Cm
Bk
Cf
Es
Fm Md
No
Pu
Massa atomica
Numero atomico
8
Ossigeno
15,9994
Elettronegatività
3,5
13,61
Prima
ionizzazione
(eV)
O
0,66
[He] 2s2 2p4
Raggio atomico (Å)
-2
Numeri di
ossidazione
H
Gas
Li Be
Liquidi
Solidi
Na Mg
K
He
B
C
N
O
F
Ne
Al
Si
P
S
Cl
Ar
Ca
Sc
Ti
V
Cr Mn Fe Co
Ni
Cu
Zn Ga Ge As Se Br
Kr
Rb Sr
Y
Zr
Nb Mo Tc Ru Rh
Pd
Ag
Cd In Sn Sb Te
Xe
Cs Ba
Lu
Hf
Ta W Re Os
Pt
Au
Hg Tl Pb Bi Po At
Rn
Fr Ra
Lr
Rf
Db Sg Bh Hs Mt Uun Uuu
Ir
I
La
Ce
Pr
Nd
Pm Sm
Eu
Gd
Tb
Dy
Ho
Er
Tm
Yb
Ac
Th
Pa
U
Np
Am Cm
Bk
Cf
Es
Fm Md
No
Pu
Periodi
Gruppi
orbitali p
orbitali s
H
Li
orbitali d
Be
Na Mg
K
Ca Sc Ti
Rb Sr
Y
V
Cr Mn Fe Co Ni
He
B
C
N
O
F
Ne
Al Si
P
S
Cl
Ar
Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te
Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi
I
Po At Ra
Fr Ra Ac
Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu
Th Pa
orbitali f
Xe
U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr
H
He
Non metalli
Semimetalli
Li Be
Metalli
Na Mg
K
B
C
N
O
F
Ne
Al
Si
P
S
Cl
Ar
Ca
Sc
Ti
V
Cr Mn Fe Co
Ni
Cu
Zn Ga Ge As Se Br
Kr
Rb Sr
Y
Zr
Nb Mo Tc Ru Rh
Pd
Ag
Cd In Sn Sb Te
Xe
Cs Ba
Lu
Hf
Ta W Re Os
Pt
Au
Hg Tl Pb Bi Po At
Rn
Fr Ra
Lr
Rf
Db Sg Bh Hs Mt Uun Uuu
Ir
I
La
Ce
Pr
Nd
Pm Sm
Eu
Gd
Tb
Dy
Ho
Er
Tm
Yb
Ac
Th
Pa
U
Np
Am Cm
Bk
Cf
Es
Fm Md
No
Pu
H
He
Li Be
B
C
N
O
F
Ne
Na Mg
Al
Si
P
S
Cl
Ar
K
Ca
Sc
Ti
V
Cr Mn Fe Co
Ni
Cu
Zn Ga Ge As Se Br
Kr
Rb Sr
Y
Zr
Nb Mo Tc Ru Rh
Pd
Ag
Cd In Sn Sb Te
Xe
Cs Ba
Lu
Hf
Ta W Re Os
Pt
Au
Hg Tl Pb Bi Po At
Rn
Fr Ra
Lr
Rf
Db Sg Bh Hs Mt Uun Uuu
Ir
I
La
Ce
Pr
Nd
Pm Sm
Eu
Gd
Tb
Dy
Ho
Er
Tm
Yb
Ac
Th
Pa
U
Np
Am Cm
Bk
Cf
Es
Fm Md
No
Pu
Elettronegatività
He
H
2,2
Li
1,0
0
Be
B
1,6
Na Mg
0,9
1,3
K
Ca
Sc
Rb
Sr
1,0
Y
1,1
Zr
Cs
Ba
La
Hf
Fr Ra
Ac
0,8
0,8
0,8
0,7
1,0
0,9
0,9
1,4
1,1
1,1
Ti
1,5
1,3
1,3
V
1,6
Cr
1,7
Nb Mo Tc
1,6
2,2
1,9
Ta
W
Re
1,5
2,4
1,9
N
O
F
Ne
2,6
3,0
3,4
4,0
Al
Si
P
S
2,6
Cl
3,2
Ar
Br
Kr
1,5
1,8
2,2
0
0
Co
Ni
Cu
Zn
Ga
Ge As
Se
Ru Rh
2,2
2,3
Pd
Ag
Cd
In
Sn Sb
Te
2,1
2,7
I
Xe
Os
Ir
Pt
Au Hg
Tl
Bi
Po
At
Rn
Mn Fe
1,6
C
2,0
1,8
2,2
1,9
2,2
1,9
2,3
2,3
1,9
1,9
2,5
1,7
1,7
2,0
1,8
1,8
2,0
2,0
2,0
Pb
2,3
2,2
2,1
2,0
2,6
2,0
3,0
2,2
0
0
0
Elementi chimici: atomi con diverso Z
naturali: da idrogeno (Z=1) a uranio (Z=92)
artificiali: tecnezio (Z=43) e transuranici (Z>92)
Unità di massa atomica:
1/12 della massa di 12C ( = 1,6606×10-27 kg)
Alcune masse atomiche (pesi atomici):
H
He
Li
Be
B
C
N
O
F
1,008
4,003
6,941
9,012
10,811
12,011
14,007
15,999
18,998
Ne
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
Ar
20,180
22,990
24,305
26,982
28,086
30,974
32,066
35,453
39,948
Proprietà fisiche e chimiche
 Affinità elettronica
 Energia di ionizzazione
 Numeri di ossidazione
 Raggio atomico
 Struttura cristallina
Affinità elettronica:
Capacità di un elemento di accettare un altro elettrone.
Quella dei non metalli è più alta di quella dei metalli e quella degli alogeni è la
più alta di tutte.
Energia di ionizzazione:
Energia necessaria per rimuovere un elettrone dall’elemento.
Aumenta lungo il periodo e diminuisce lungo il gruppo.
Numeri di ossidazione:
Carica che l’atomo di un elemento assumerebbe nell’ipotesi che tutti gli elettroni
impegnati nei legami si localizzino sull’atomo più “elettronegativo”.
Energia di ionizzazione di un
atomo (o potenziale di
ionizzazione):
A(g)  A+(g) + e-(g) H ° = I1
Affinità elettronica di un atomo:
A-(g)  A(g) + e-(g)
H ° = A
Elettronegatività:
tendenza di un atomo ad attrarre
su di se gli elettroni di un legame.
Elettronegatività

Energia di
ionizzazione
+
Affinità
elettronica
Orbitale atomico: Legato alla probabilità di trovare un
elettrone in una certa zona dello spazio.
Orbitali atomici:
s (orbitale sferico)
p (tre orbitali a lobo orientati lungo gli assi cartesiani)
d (5 orbitali orientati nello spazio)
…..
In ciascun orbitale possono trovarsi, al massimo, due elettroni
L’energia del legame A-B è
l’energia necessaria per
provocarne la dissociazione, in
pratica è il H del processo:
AB(g)  A(g) + B(g)
I legami chimici sono sempre
il frutto di interazioni
elettrostatiche.
L’equazione di Shrodinger è un’equazione differenziale del
second’ordine, la cui soluzione non è un unica funzione, (x),
ma una famiglia di funzioni d’onda che si distinguono per
diversi valori di alcuni parametri (numeri quantici), n,,m(x).
Numeri quantici:
n (principale) = 1, 2, 3, …

(momento angolare) = 0, 1, … (n-1)
m (momento magnetico) = -, …, 0, …, +
Numero quantico di spin
Una particella
carica, che ruota
su se stessa,
genera un campo
magnetico.
S
N
Un elettrone possiede un numero quantico di campo
magnetico di “spin”, che può avere solo due valori,
s = +½ e s = -½.
Ogni elettrone, in un atomo, è definito
dai suoi numeri quantici:
n = 1, 2, 3, …
 = 0, 1, … (n-1)
m = -, …, 0, …, +
n,,m(x)
s = +½, -½
In un atomo non possono
esistere più elettroni con tutti
i numeri quantici uguali.
(Principio di esclusione di Pauli)
Wolfgang Pauli
Vienna 2.4.1900 – Zurigo 15.12.1958
Nobel per la Fisica 1945
Si può immaginare di “costruire la struttura elettronica” di
un atomo andando a collocare un elettrone dopo l’altro
nell’orbitale libero ad energia più bassa. In questa operazione si
devono tenere presenti due principi della meccanica quantistica.
Principio di Pauli: due elettroni di un dato atomo devono
differire almeno per il numero quantico di spin. Ciò significa che
un dato orbitale, definito da n, l e m, può “ospitare” due
elettroni, uno con s = + ½ , l’altro con s = - ½.
Regola di Hund: nel costruire la struttura elettronica, gli orbitali,
corrispondenti ad un dato valore di l, devono essere “occupati”
ciascuno con un elettrone con spin = +1/2, e solo
successivamente “completati” col secondo elettrone avente spin
di segno opposto.
Legame chimico
• Covalente (omonucleare o eteronucleare)
• Covalente polare (eteronucleare)
• Ionico
• Idrogeno
Le cariche negative
degli elettroni si
trovano a contatto
Se non avviene niente tra gli
Oppure, si possono verificare due
elettroni, i due atomi si respingono
casi limite:
e non si ha nessun legame.
Uno dei due atomi è più
elettronegativo dell’altro:
uno o più elettroni
passano all’atomo più
elettronegativo
Uno dei due atomi è più
elettronegativo dell’altro:
+
-
si forma uno ione positivo
ed uno negativo che si
attraggono
LEGAME IONICO
I due atomi hanno
elettronegatività paragonabile:
se si verificano le condizioni
adatte, gli elettroni possano
localizzarsi in mezzo ai due atomi
LEGAME COVALENTE
I due atomi hanno
elettronegatività diversa, ma
non troppo:
gli elettroni si localizzano in mezzo
ai due atomi, ma un po’ spostati
verso quello più elettronegativo
LEGAME COVALENTE-POLARE
Sovrapposizione degli orbitali atomici: possono essere
condivisi soltanto due elettroni a spin opposto.
Perché il legame si formi la sovrapposizione degli
orbitali atomici deve portare ad una stabilizzazione del
sistema.
Il legame covalente è direzionale poiché gli orbitali
atomici hanno una precisa orientazione nello spazio.
Il legame covalente si può formare tra atomi uguali, e
anche tra atomi diversi.
Si possono formare molecole piccole o grandi
(idrogeno e emoglobina), oppure reticoli di atomi
collegati tra loro (diamante e quarzo).
Orbitale molecolare: Combinazione lineare degli orbitali atomici.
H2
*1s
1s
1s
1s
N2
*2p
2p
x y
2p
*2p
z
2p
2p
*2s
2s
2s
2s
Ibridazione
Quando un atomo, che ha elettroni su orbitali s e p, inizia a
formare dei legami molecolari abbiamo che si ha una
combinazione tra gli orbitali p e l’orbitale s per dare dei nuovi
orbitali molecolari.
Orbitale s e un orbitale p
2 orbitali ibridi sp
Orbitale s e due orbitali p
3 orbitali ibridi sp2
Orbitale s e tre orbitali p
4 orbitali ibridi sp3
Orbitali
ibridi
sp
180°
CO2
BF3
sp2
sp3
109,5°
120°
CH4
Talvolta la geometria degli orbitali atomici
non è sufficiente a spiegare la geometria
della molecola
BeH2: la struttura sperimentale è
H – Be – H
180°
BF3: la struttura sperimentale è
F
F
B
120°
F




I numeri quantici sono:
n - numero quantico principale, indica il livello energetico e le
dimensioni degli orbitali. Insieme ad l determina l’energia
dell’orbitale. Può assumere valori interi, in genere, compresi tra
1 e 7.
L - numero quantico secondario o angolare, indica il sottolivello
energetico e la forma degli orbitali. Dipende dal valore di n. Può
assumere tutti i valori compresi tra 0 e n-1.
m - numero quantico magnetico, indica l’orientamento nello
spazio della nuvola elettronica ed il numero degli orbitali.
Dipende dal valore di l. Può assumere tutti i valori compresi tra
-1 e +l.
s - numero quantico magnetico di spin, indica il senso di
rotazione dell’elettrone intorno al proprio asse, può avvenire in
senso orario o antiorario, assumendo rispettivamente i valori + ½
e - ½.
Struttura elettronica degli elementi
I sottolivelli energetici ed i relativi orbitali vengono indicati da
alcune lettere minuscole dell’alfabeto. In questo corso prenderemo
in considerazione gli orbitali s, p, d, f .
Il sottolivello s è identificato dal valore l=0, possiede un solo
orbitale e può contenere due elettroni.
Il sottolivello p è identificato dal valore l=1, possiede tre orbitali e
può contenere sei elettroni.
Il sottolivello d è identificato dal valore l=2, possiede cinque orbitali
e può contenere dieci elettroni.
Il sottolivello f è identificato dal valore l=3, possiede sette orbitali e
può contenere quattordici elettroni.
Il primo livello energetico possiede soltanto il sottolivello
s, e quindi un solo orbitale.
Il secondo livello energetico possiede i sottolivelli s e p,
per un totale di quattro orbitali.
Il terzo livello energetico possiede i sottolivelli s, p e d,
per un totale di nove orbitali.
Il quarto livello energetico possiede i sottolivelli s, p, d e
f, per un totale di sedici orbitali.
L’ordine di riempimento degli orbitali, che si può
ricavare ricorrendo alla regola della diagonale, è il
seguente:
1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p,7s,
5f, 6d, 7p.
A volte può essere utile scrivere la struttura elettronica
rappresentando gli orbitali con dei quadratini e gli
elettroni con delle frecce orientate in modo da tenere
conto dello spin.
n=1
l=0
m=0
1s
I livello
energetico
n=2
l=0
m=0
2s
II livello
energetico
m=-1
l=1
m=0
m=+1
2p
n=3
l=0
m=0
3s
l=1
m=+1
m=-1
m=0
m=+2
m=+1
m=0
m=-1
m=-2
3p
l=2
3d
III livello
energetico
n=4
l=0
m=0
4s
l=1
m=+1; m=-1
m=0
m=+2; m=+1;
m=0; m=-1
m=-2
m=+3; m=+2;
m=+1 m=0;
m=-1; m=-2;
m=-3
4p
l=2
l=3
4d
4f
IV livello
energetico
1s
Regola della diagonale
2s
2p
3s
3p
3d
4s
4p
4d
4f
5s
5p
5d
5f
6s
6p
6d
7s
7p
1s2
Ar Z= 18
Esempi di
strutture
elettroniche
2s2 2p6
3s2 3p6
1s2
2s2 2p6
3s2 3p4
S
Z= 16
E
5p
4d
5s
4p
3d
4s
3p
3s
2p
2s

1s




Ossigeno,
ha 8 elettroni.
1s2 2s2 2p4