Diapositiva 1 - Corso di Laurea in Attività di Protezione Civile

Chimica Generale
CORSO DI LAUREA TRIENNALE IN ATTIVITÀ DI PROTEZIONE CIVILE
LA STRUTTURA DELLA MATERIA
a fine corso…
- La struttura dell’atomo: il nucleo
- La struttura dell’atomo: gli elettroni
- Il legame chimico
- Le forze di interazione intermolecolari
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LA STRUTTURA DELL’ATOMO
Abbiamo già visto come l'atomo sia costituito da un nucleo intorno al quale
‘orbitano’ gli elettroni; il nucleo a sua volta è costituito da protoni e neutroni.
Gli elettroni hanno carica negativa, i protoni hanno carica positiva, i neutroni
non hanno carica.
il termine ‘orbitare’ non è
corretto, vedi più avanti!!
+
-
++
atomo di idrogeno: 1 protone nel
nucleo + 1 elettrone orbitante
atomo di elio: 2 protoni (+ 2
neutroni privi di carica) nel nucleo +
2 elettroni orbitanti
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Ma come si è arrivati a questa visione dell’atomo?
La moderna teoria atomica deve le sue origini alle osservazioni di Dalton
sulle masse degli elementi che si combinano per formare i composti (leggi
ponderali).
TEORIA ATOMICA (Dalton, 1807)
Punti principali della Teoria Atomica di Dalton:
1) La materia è costituita da particelle piccolissime "elementari“ che non
sono ulteriormente scomponibili - gli atomi; 2) gli atomi
si combinano secondo numeri piccoli e interi per formare i diversi
composti; 3) gli atomi di un certo elemento sono uguali e il loro
peso non cambia durante la trasformazione chimica
nella visione di Dalton l’atomo è l’entità più semplice e indivisibile
che costituisce la materia
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Diverse osservazioni sperimentali effettuate fra fine 800 e inizio 900 (JJ
Thomson, RA Millikan) confutarono la teoria di Dalton mettendo in evidenza
come l’atomo fosse costituito da “entità” ancora più piccole dotate di carica
positiva e negativa.
schema del dispositivo di
Thomson che prova
l’esistenza degli elettroni:
una scarica elettrica attraversa
un gas rarefatto all’interno di un
tubo di vetro; la scarica
elettrica produce particelle
dotate di carica che risentono
del campo elettrico applicato; le
particelle con carica negativa e
massa molto piccola sono proprio
gli elettroni (identificati per la
prima volta)
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L’evoluzione dei modelli dell’atomo
JJ Thomson (1899): a seguito delle sue osservazioni, Thomson formulò un primo
modello (sbagliato!) per la struttura degli atomi secondo cui gli elettroni (particelle
di carica negativa che lui stesso scoprì) sono immersi in una sfera di carica positiva
(“come i canditi nel panettone”)
panettone=sfera di carica positiva
uniforme
canditi=elettroni
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L’evoluzione dei modelli dell’atomo
E Rutherford (1911): dai risultati di una serie di
esperimenti risultò evidente che la carica positiva non può
essere distribuita uniformemente come suggerito da
Thomson; la carica positiva deve essere localizzata in uno
spazio ridotto al centro dell’atomo (il nucleo) intorno al
quale ruotano gli elettroni (modello planetario).
schema dell’esperimento di Rutherford
Risultato atteso se il modello
di Thomson fosse corretto
fascio di particelle alfa (He2+)
atomo a panettone
Risultato effettivo
le particelle alfa sono nuclei di elio
(con doppia carica positiva, He2+)
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Secondo il modello planetario di Rutherford,
l'atomo è formato da un nucleo intorno al
quale ruotano uno o più elettroni; il nucleo è
molto piccolo (dimensioni ~ 10-12-10-13 cm), ha
carica positiva ed è molto pesante (quasi
tutta la massa dell'atomo vi si trova
concentrata); gli elettroni sono carichi
negativamente, hanno una massa quasi
trascurabile, ma occupano la quasi totalità
del volume dell'atomo (dimensioni ~ 10-8510-8 cm)
Anche il modello di Rutherford è stato superato. Resta però il
grande merito di aver messo in evidenza l’esistenza del nucleo.
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Il modello di Rutherford, tuttavia, non era consistente con i principi della fisica
allora noti: secondo tale modello gli elettroni (dotati di carica negativa) non
precipitano per attrazione elettrostatica sul nucleo (dotato di carica positiva)
perché la forza di attrazione elettrostatica è bilanciata dalla forza centrifuga
associata al movimento di rotazione intorno al nucleo (come i pianeti intorno al
sole). Tuttavia, secondo la fisica classica, una particella elettricamente carica in
movimento perde incessantemente parte della sua energia. Quindi, gli elettroni
in movimento circolare intorno al nucleo dovrebbero perdere energia fino a
"collassare" sul nucleo stesso.
In quello stesso periodo storico, altri fenomeni fisici ponevano il problema del
superamento della fisica classica. Per esempio, la radiazione del corpo nero, gli
spettri di emissione dell’atomo di idrogeno etc. Tutto ciò portò al concetto di
QUANTIZZAZIONE dell'ENERGIA: (Planck e Einstein)
1) l'energia non è una grandezza continua ma è quantizzata, cioè può essere
ceduta o trasmessa solo in quantità discrete, multiplo di un valore fisso detto
quanto
2) la radiazione elettromagnetica, che in precedenza veniva considerata come
un'onda, ha anche una natura corpuscolare  natura dualistica della luce
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Modello dell'atomo di Bohr (1913)
1) Per il moto di un elettrone sono permessi solo alcuni stati stazionari in
corrispondenza di orbite circolari (o ellissoidali, Sommerfeld); a ciascuno di
questi stati stazionari corrisponde un valore definito di energia;
2) quando l'atomo è in uno di questi
stati stazionari, non emette luce;
quando invece passa da uno stato
a più alto contenuto energetico a
uno a più basso contenuto energetico,
l'atomo emette un quanto la cui
energia è pari alla differenza di
energia fra i due stati;  spiegazione dello
spettro di Balmer
3) gli stati permessi di moto degli
elettroni sono caratterizzati da un
momento angolare dell'elettrone
multiplo di h/2 (quantizzazione del
momento angolare)
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Il modello proposto da Bohr riusciva a spiegare alcune delle osservazioni
sperimentali dell’epoca, come lo spettro di emissione degli atomi di idrogeno
o di atomi idrogenoidi. Tuttavia non era esauriente rispetto ad altre
osservazioni e inoltre introduceva l’idea di orbita o stato stazionario con dei
postulati, cioè assunzioni fatte per rendere conto dei fenomeni osservati, ma
non riconducibili ad alcuna spiegazione.
Il modello attualmente accettato per la struttura dell’atomo è il modello
ondulatorio proposto da Schroedinger pochi anni dopo.
Il modello proposto da Schroedinger è stato reso possibile dal lavoro
precedente di altri studiosi; in particolare De Broglie (natura ondulatoria
dell’elettrone, dualismo onda particella) e Heisenberg (principio di
indeterminazione).
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Schroedinger: modello ondulatorio dell'atomo (1925)
Nel nuovo modello di atomo non si parla di orbite ma di ORBITALI; essi
sono una espressione matematica che permette di calcolare la probabilità
di trovare un elettrone in un certo istante in un punto dello
spazio che circonda il nucleo
considerato (più precisamente, è il
quadrato della funzione associata all’orbitale
che rappresenta tale probabilità); ad ogni
elettrone si associa una onda stazionaria la cui
frequenza ne determina l’energia e la cui ampiezza
dà una misura della probabilità di trovare la particella.
Le funzioni matematiche  che descrivono gli orbitali
sono dette autofunzioni e sono definite dalle soluzioni della
equazione di Schroedinger H  = E 
Vedi libro di testo, Cap 3 per ulteriori dettagli
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I numeri quantici
Risolvendo l'equazione di Schroedinger per l'atomo di idrogeno, si trovano
diverse funzioni d'onda (orbitali) che la soddisfano; ciascuno di essi è
caratterizzato da una serie di numeri detti numeri quantici che ne
descrivono compiutamente le proprietà:
numero quantico principale, n
n=1,2,3,...
è relazionato alla dimensione e alla energia dell'orbitale: maggiore è il valore di n,
maggiore è la dimensione dell'orbitale e quindi l'elettrone ha meno probabilità di
trovarsi vicino al nucleo; quindi un valore grande di n implica anche un valore grande
di energia
numero quantico azimutale, l
per ogni valore di n, l=0, 1, ..., n-1
è relazionato alla forma degli orbitali atomici
l=0  s
l=1  p
numero quantico magnetico, ml
l=2  d
l=3  f
ml= -l, -l+1, ..., 1, 0, 1, ..., l-1, l
è relazionato alla orientazione relativa degli orbitali nello spazio
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coordinate
polari
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orbitale 1 s
funzione
d’onda dell’
orbitale 1 s
quadrato della
funzione d’onda
dell’ orbitale 1 s
distribuzione di
probabilità di trovare
l’elettrone in quel punto
dello spazio intorno al
nucleo
orbitale2 s
funzione
d’onda dell’
orbitale 2 s
quadrato della
funzione d’onda
dell’ orbitale 2 s
ci sono dei punti in cui
la probabilità è nulla
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Orbitali s
l=0
forma sferica
Gli orbitali si rappresentano graficamente con
una “superficie limite” = superficie che delimita
la zona dello spazio equivalente al 90% di
probabilità di trovare l'elettrone
1s
2s
3s
n=1
l=0
ml=0
n=2
l=0
ml=0
n=3
l=0
ml=0
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Orbitali p
l=1
Gli orbitali p sono 3 poichè l=1 e quindi sono
possibili i valori di ml=-1,0,+1
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Orbitali d
l=2
Gli orbitali d sono 5 poichè l=2 e quindi sono
possibili i valori di ml=-2,-1,0,+1,+2
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Orbitali f
l=3
Gli orbitali f sono 7 poichè l=3 e quindi sono
possibili i valori di ml=-3,-2,-1,0,+1,+2,+3
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Schema degli orbitali
n
l
ml
numero
di orbitali
autofunzioni
1
0
0
1
100
2
0
1
0
-1,0,+1
1
3
200
21-1,210 , 211
3
0
1
2
0
-1,0,+1
-2,-1,0,1,+1
1
3
5
300
31-1,310 , 311
32-2,32-1 , 320,321 , 322
4
0
1
2
3
0
-1,0,+1
-2,-1,0,1,+1
-3,-2,-1,0,+1,+2,+3
1
3
5
7
400
41-1,410 , 411
42-2,42-1 , 420,421 , 422
53-3,53-2 , 53-1,530 , 531
532,533
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n
dimensione ed energia
n=1,2,3,4
l
forma
s=0 sferica
p=1 lobata
d=2
f=3
ml
orientazione nello spazio
s  1 orbitale
p  3 orbitali
d  5 orbitali
f  7 orbitali
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Atomi polielettronici
Il modello ondulatorio si applica con successo anche alla trattazione di atomi
con più di un elettrone; la trattazione in questo caso è più complessa perché è
necessario considerare anche la repulsione fra elettroni (hanno la stessa
carica). Dalla soluzione dell'equazione di Schroedinger si derivano gli orbitali
atomici che sono qualitativamente simili agli orbitali dell'atomo di idrogeno; in
questo caso, tuttavia, anche il numero quantico azimutale l concorre
a determinare l'energia dell'elettrone nell'orbitale. Inoltre, nel caso di
atomi con più di un elettrone è necessario introdurre un altro numero
quantico per caratterizzare compiutamente un elettrone
numero quantico di spin, ms
ms= +1/2, -1/2
gli elettroni girano intorno al proprio asse secondo
due possibili orientazioni
principio di esclusione di Pauli: un
orbitale contiene al massimo due
elettroni ed essi hanno spin opposto
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L’energia degli orbitali poliettronici
Nel caso degli orbitali idrogenoidi anche il numero quantico azimutale l concorre
a determinare l'energia dell'elettrone nell'orbitale. Lo schema corretto diventa
lo schema di riempimento
progressivo (che segue
l’ordine crescente di energia
degli orbitali) è pertanto:
1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p,
5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p
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Configurazione elettronica
Ogni atomo è caratterizzato da una particolare disposizione degli elettroni nei
suoi orbitali. La configurazione elettronica rappresenta tale disposizione ed è
una specie di “carta di identità” dell’atomo.
Si può attribuire la configurazione elettronica di ciascun elemento disponendo i
suoi elettroni negli orbitali a disposizione in ordine crescente di energia
(principio dell’Aufbau) ricordando:
1) Il principio di esclusione di Pauli: ciascun orbitale (definito dai tre numeri
quantici n, l e ml) può contenere al massimo due elettroni (con spin opposto);
2) La regola di Hund: il riempimento di orbitali con la stessa energia (ad es. i 3
orbitali p) avviene ponendo un elettrone in ogni orbitale, tutti con spin
parallelo. Eventuali altri elettroni vengono accoppiati solo se tutti gli orbitali di
quel gruppo contengono almeno un elettrone.
Es. L’atomo di elio ha due elettroni. Essi vanno ad occupare (nella loro configurazione stabile) l’orbitale a più bassa energia, cioè l’orbitale 1s. L’orbitale
1s può “ospitare” due elettroni quindi entrambi gli elettroni dell’atomo di
elio occupano l’orbitale con minore energia
La configurazione elettronica dell’elio è 1s2
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Es. L’atomo di boro ha 5 elettroni. Essi vanno ad occupare (nella loro
configuzione stabile) gli orbitali a più bassa energia, cioè
l’orbitale 1s
che può ospitare al massimo 2 elettroni
l’orbitale 2s
che può ospitare al massimo 2 elettroni
gli orbitali 2p che possono ospitare al massimo 6 elettroni
La configurazione elettronica del boro è
1s22s22p1
Es. L’atomo di neon ha 10 elettroni. Essi vanno ad occupare (nella loro
configuzione stabile) gli orbitali a più bassa energia, cioè
l’orbitale 1s
che può ospitare al massimo 2 elettroni
l’orbitale 2s
che può ospitare al massimo 2 elettroni
gli orbitali 2p che possono ospitare al massimo 6 elettroni
La configurazione elettronica del neon è
1s22s22p6
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Es. L’atomo di sodio ha 11 elettroni. Essi vanno ad occupare (nella loro
configuzione stabile) gli orbitali a più bassa energia, cioè
La configurazione elettronica del sodio è
1s22s22p63s1
Tratto da
De Paoli
Chimica
Generale e
Inorganica
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Tavola periodica e configurazione elettronica degli elementi
L’ordine con cui gli elementi compaiono della tavola periodica riflette la
loro struttura elettronica:
- lungo un periodo (righe) si assiste al progessivo riempimento degli
orbitali in base al loro contenuto energetico
NB i periodi sono caratterizzati dallo stesso numero quantico principale n, ma
anche il valore di l concorre a determinare il valore di energia assunto
dall’elettrone in quegli orbitali (maggiore è il valore di l, maggiore è il contenuto
energetico)
 quindi 3s ha una energia inferiore al 3p
- gli elementi di un gruppo hanno la stessa configurazione elettronica
“esterna”
NB ciò conferisce agli elementi dello stesso gruppo un comportamento chimico
simile poiché le proprietà chimiche risentono principalmente degli elettroni
esterni
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Tavola periodica in forma estesa
(Z crescente)
Ad ogni periodo è associato un valore di n; il numero di elementi per periodo
corrisponde al numero di elettroni che può essere ospitato nel set di orbitali con
quel numero quantico n. Il primo periodo ha solo due elementi perchè l’orbitale 1s
può allocare solo due elettroni; il secondo periodo ha 8 elementi perché l’orbitale
2s alloca 2 elettroni e gli orbitali 2p allocano fino a 6 elettroni; il terzo periodo
ha 8 elementi, perché gli orbitali 3d si riempono solo successivamente ecc.
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Blocco s
Gli elementi del primo gruppo hanno la
stessa configurazione esterna s1, cioè
hanno un elettrone spaiato che occupa
un orbitale s (metalli alcalini).
Gli elementi del secondo gruppo hanno
configurazione elettronica esterna s2,
cioè hanno due elettroni nell’orbitale s
(metalli alcalino-terrosi).
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Blocco p
Sono gli elementi che si ottengono
per riempimento degli orbitali p.
Ad es. il gruppo degli alogeni (F, Cl,
Br, I) con configurazione esterna
s2p5) e il gruppo dei gas nobili (He,
Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) con configurazione
esterna s2p6)
progressivo riempimento degli orbitali p
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Blocco d
Sono gli elementi che
si ottengono per
riempimento degli
orbitali d.
Sono tutti metalli e
sono detti metalli di
transizione.
progressivo riempimento degli orbitali d
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Blocco f
Sono gli elementi che si ottengono per riempimento degli
orbitali f.
Sono tutti metalli e sono detti terre rare (lantanidi e
attinidi).
progressivo riempimento degli orbitali f
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Le proprietà periodiche degli elementi
Alcune proprietà degli elementi sono caratterizzate da una variazione
sistematica lungo il periodo oppure lungo il gruppo, proprio perché dipendono
dalla configurazione elettronica (e in particolar modo dagli elettroni esterni).
Raggio atomico e
raggio degli ioni
Il raggio atomico aumenta
lungo un gruppo (perché
aumenta il numero quantico
principale e quindi la dimensione
degli orbitali), diminuisce
lungo un periodo (perché
aumenta la carica positiva del
nucleo e il numero di
elettroni che occupano orbitali
con lo stesso numero quantico
principale poco efficienti nello
schermare tale carica).
gli ioni negativi sono
sempre più grandi e gli
ioni positivi sempre più
piccoli dei relativi
atomi neutri
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Potenziale di ionizzazione
Per strappare un elettrone ad un atomo è
necessario fornire una certa quantità di energia.
Tale energia è detta potenziale di ionizzazione.
Quanto più è alto il potenziale di ionizzazione,
tanto più sarà difficile strappare l’elettrone
dall’atomo.
Es. Na  Na+ + 1 e-
PI = +492 kJ/mol
Il potenziale di ionizzazione aumenta lungo
un periodo e diminuisce lungo un gruppo
Cs ha il PI più basso
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Affinità elettronica
Alcuni atomi hanno una tendenza spiccata ad acquistare un elettrone. L’energia che
viene liberata in questo processo è detta affinità elettronica. Quanto più è negativa
l’affinità elettronica, tanto più sarà facile che l’atomo acquisti l’elettone.
Es.
Cl + 1 e-  Cl-
AE=-394 kJ/mol
L’affinità elettronica diminuisce lungo un periodo e
aumenta lungo un gruppo
F ha la AE più negativa