Vittorio Veneto 01/02/09 Cenni di Struttura della materia

1. Vittorio Veneto01/02/09Cenni diStruttura della materia

2. Ma adesso un po' di storia... Il nome atomo deriva dal greco e significa indivisibile, fu coniato dal filosofo Democrito, che lo poneva come mattone base di tutta la materia. In realtà l'uomo è riscito ormai a dividere l'atomo, e a capire che è formato da particelle più piccole Fondamentale per capire il paradigma scientifico attualmente in voga e‘ avere chiaro il modello di atomo ritenuto meglio rispondente alla realta' Ritratto immaginario del filosofo greco Democrito come alchimista (Viridarium Chymicum). Sotto l'immagine è scritto: "Democrito prorompeva in grandi risate, ridendo della vanità della mente umana. Aveva lui lieto scoperto lontani approdi, di poi venne in  possesso delle molteplici forze della Natura. Affinché il mobile spirito sia dispogliato dal denso corpo, provvederanno ignei farmachi con regola costante."

3. Agli inizi del secolo scorso sono stati proposti modelli atomici via via più raffinati che rendevano conto di osservazioni sperimentali nuove e più accurate. Il modello da cui partiamo e' quello di Rutherford, detto planetario: la massa dell'atomo (protoni e neutroni) si trova concentrata in una zona detta nucleo, attorno al nucleo girano gli elettroni (che hanno massa molto minore), come pianeti intorno al sole. Non vi sono vincoli per la distanza-energia degli elettroni dal nucleo

4. Questo modello non riesce a render conto di una una semplice osservazione: se mettiamo del sale da cucina sulla fiamma del gas la colora di giallo-arancio Fornendo energia (con la fiamma) eccitiamo gli elettroni; se non vi fossero vincoli, gli elettroni potrebbero assumere qualsiasi valore di energia e, dato che lo stato eccitato non è stabile, ritornando allo stato fondamentale dovrebbero emettere luce bianca. il fenomeno del colore e' infatti legato alla frequenza dell'onda associata, che e' vincolata all'energia della radiazione (luce), dall'equazione: E=hf dove: E = l'energia di radiazione h = Costante di Plack

5. Alla luce viene infatti riconosciuta una natura ondulatoriae come onda essa e' dotata di lunghezza d'onda (λ in nm) e frequenza (f in 1/s) Per la luce vale l'equazione c= λ f Dove c e' la Velocita' della luce (300.000.000 m/s)

6. Secondo il modello di N. Bohr, invece, gli elettroni nonpossono avere qualsiasi valore di energia (e quindi distanza) intorno al nucleo, ma solo dei valori predefiniti, multipli di un valore fondamentale (un quanto di energia). In questo modo gli elettroni eccitati possono assumere soltanto valori discreti ben determinati, assorbendo una quantità ben precisa di energia (ΔE) che viene riemessa, quando l'elettrone perde l'eccitazione, secondo ΔE=hf Quindi, essendo ΔE fissato e h costante, anche f risulta ben determinato e quindi anche il colore della luce

7. Secondo il modello di Bohr, esistono ben precisi livelli energetici, disponibili per un elettrone intorno ad un nucleo, identificabili con, n detto numero quanticoprincipale. Piu' alto e' n, maggiore e' l'energia n segue i numeri naturali:n=1,2,3...

8. Il modello di Bohr non riesce pero' a dare ragione delle righe spettrali che si evidenziano per elementi piu'complicati dell'idrogeno.Sono stati proposti, negli anni successivi al 1913, varicompletamenti per questa teoria, che propongono, per giustificare il sempre maggior numero di righe spettrali, evidenziate in esperimenti sempre più complessi, l'introduzione di altri 3 numeri quantici, l, ml, ms collegati da relazioni matematiche a n. In quegli anni poi, Wolfgang Pauli stabilì il suo Principio di Esclusione, secondo cui due o piu' elettroni in un atomoo in una molecola, non potevano presentare la stessaquaterna di numeri quantici. Attraverso le relazioni tra i numeri quantici ed il principiodi Pauli si arriva a stabilire che per ogni livello energetico(n), trovano posto 2n2 elettroni

9. Nel primo livello energetico (n=1) 2 elettroninel secondo(n=2) 8 elettroninel terzo (n=3) 18 elettroninel quarto (n=4) 32 elettroni...

10. Nel 1926 Erwin Schroedinger propose una nuova, sconvolgente interpretazione: l'elettrone non era piu' visto come particella ma come onda stazionaria intorno al nucleo; risolvendo l'equazione d'onda associata (ψ, molto complessa), i 4 numeri quantici saltavano fuori da soli quasi per magia.ψ2 inoltre mi indica la probabilità di avere l'elettrone in unadeterminata regione dello spazio, se si cercano le regioni dello spazio dove la probabilità di avere l'elettrone sia maggiore del 90% si ricavano delle forme spaziali dette comunemente (in modo però erroneo) orbitali atomici. “Ogni orbitale può contenere al massimo 2 elettroni” “Ogni livello elettronico ha degli orbitali specifici”

11. Nel primo livello ci stanno max. (n=1) 2 elettroni, possiede quindi un solo orbitale a simmetria sferica detto 1s Nel secondo livello ci stanno max. (n=2) 8 elettroni, possiede quindi 4 orbitali, uno a simmetria sferica detto 2s e 3 a forma di otto, detti 2p

12. Nel terzo livello ci stanno max. (n=3) 18 elettroni, possiede quindi 9 orbitali, uno a simmetria sferica detto 3s,3 a forma di otto, detti 3p,e 5 a geometria complessa detti 3d

13. Nel quarto livello ci stanno max. (n=4) 32 elettroni, possiede quindi 16 orbitali, uno a simmetria sferica detto 4s,3 a forma di otto, detti 4p,5 a geometria complessa detti 4d,7 a geometria ancora piu' complessa detti 4f

14. A MANO A MANO CHE AUMENTA LA COMPLESSITA' DEGLI ORBITALI AUMENTA LA LORO ENERGIA, QUINDI CI SONO DIFFERENZE DI ENERGIA ALL'INTERNO DI UNO STESSO LIVELLO ENERGETICO. Gli orbitali atomici con le loro Energie

15. COSA DIFFERENZIA UN ELEMENTO CHIMICO DA UN ALTRO? LA GRANDEZZA FONDAMENTALE E' IL NUMERO ATOMICO (z) : OVVERO IL NUMERO DI PROTONI (+) PRESENTI NEL NUCLEO; A TANTI PROTONI NEL NUCLEO CORRISPONDERANNO TANTI ELETTRONI (-) ALL'ESTERNO, PER GARANTIRE LA NEUTRALITA' DELL'ATOMO. ATOMI CON UNO STESSO NUMERO ATOMICO (z) FANNO PARTE DELLO STESSO ELEMENTO, IL NUMERO DI MASSA (a) INVECE E' DATO DALLA SOMMA DEL NUMERO DEI PROTONI (z) E DEI NEUTRONI (n) PRESENTI NEL NUCLEO a = z+n PER QUANTO DETTO ATOMI CON a DIVERSO POSSONO APPARTENERE ALLO STESSO ELEMENTO Abbiamo a che fare con i così detti isotopi.

16. LA MAGGIOR PARTE DEGLI ATOMI TENDONO A LEGARSI TRA DI LOROIN STRUTTURE PIU' COMPLESSE, DETTE MOLECOLE, PERCHE'?IL PRINCIPIO GUIDA E' QUELLO DELLA MASSIMA STABILITA', GLI ATOMILEGANDOSI TRA DI LORO TENDONO A CONSEGUIRE STRUTTURE A PIU' BASSA ENERGIA (PIU‘ ALTA STABILITA') Gli atomi per stare insieme condividono le loro strutture più esterne, che sono appunto gli elettroni, ed in particolar modo sono interessanti, per i legami atomici, gli elettroni del livello elettronico più esterno di ciascun atomo, detto: Livello di Valenza

17. La configurazione elettronica esterna di ciascun atomo determina quindi la maggior parte delle sue proprieta‘ chimiche.Un elemento con z=3 avra' riempito il primo livello elettronico (1s).e presentera' un elettrone sul livello elettronico piu' esterno.un elemento con z=11 avra' riempito il secondo livello elettronico(orbitali 2s e 2p), e avra' un elettrone sul livello elettronico piu' esterno (3s) Un elemento con z=3 avra' riempito il primo livello elettronico (1s).e presentera' un elettrone sul livello elettronico piu' esterno.un elemento con z=11 avra' riempito il secondo livello elettronico(orbitali 2s e 2p), e avra' un elettrone sul livello elettronico piu' esterno (3s) Questi due elementi dovrebbero avere quindi proprietà molto simili Cominciamo ora a sbirciare sulla famosa TAVOLA PERIODICA…

18. LA TAVOLA PERIODICA TERMINA CON IL GRUPPO VIII A,GLI ELEMENTI DI QUEL GRUPPO SONO DETTI GAS NOBILI, NONHANNO TENDENZA A LEGARSI CON ALTRI ELEMENTI E NEPPURE CON SESTESSI. QUESTI ELEMENTI PRESENTANO 8 ELETTRONI SUL LIVELLLOELETTRONICO PIU' ESTERNO, E' QUESTO UNO STATO PARTICOLAMENTESTABILE. LEWIS, NELLA SUA REGOLA DELL'OTTETTO, CI DICE CHE GLI ELEMENTICHE PRESENTANO L'OTTETTO SUL LIVELLO ELETTRONICO PIU' ESTERNO RISULTANO PARTICOLARMENTE STABILI E CHE GLI ELEMENTI CHE NON CE L'HANNO TENDONO A CONSEGUIRE L'OTTETTO, ACQUISTANDO O CEDENDO ELETTRONI IN LEGAMI COVALENTI LEWIS RAPPRESENTA OGNI ATOMO CON IL SUO SIMBOLO, CIRCONDATO DA QUANTIELETTRONI HA SUL LIVELLO ELETRONICO PIU' ESTERNO LE COPPIE DI ELETTRONI CHE OCCUPANO UNO STESSO ORBITALE SONO RAPPRESENTATE CON UN TRATTINO (O CON •• ) GLI ELETTRONI SOLITARI CON UN PUNTO ( • )

19. Proviamo (provate…) a costruire adesso, per esercizio, un po' di molecole, partendo dagli atomi che le compongono: O2 F2H2N2CO2H2ONH3

20. Ora ci interessiamo di una proprietà periodica molto interessante.L’ELETTRONEGATIVITA’ L'elettronegativita' viene definita come la misura della tendenza dell'atomo di un dato elemento ad attirare gli elettroni di un legame (covalente) Essa aumenta, lungo la tavola periodica, da Sx verso Dx e dall'alto in basso (escludendo i gas nobili)

21. LA MAGGIOR PARTE DEGLI ATOMI TENDONO A LEGARSI TRA DI LOROIN STRUTTURE PIU' COMPLESSE, DETTE MOLECOLE, PERCHE'?IL PRINCIPIO GUIDA E' QUELLO DELLA MASSIMA STABILITA', GLI ATOMILEGANDOSI TRA DI LORO TENDONO A CONSEGUIRE STRUTTURE A PIU' BASSA ENERGIA (PIU‘ ALTA STABILITA') Gli atomi per stare insieme condividono le loro strutture più esterne, che sono appunto gli elettroni, ed in particolar modo sono interessanti, per i legami atomici, gli elettroni del livello elettronico più esterno di ciascun atomo, detto: Livello di Valenza

22. Gli elementi a Sx sono sono “poveri” di elettroni nel livello di valenza, mentre gli elementi a Dx sono ricchi di elettroni in tale livello; quindi quelli a Sx tenderanno a “cedere” gli elettroni di legame, quelli a Dx tenderanno ad acquistare gli elettroni di legame. L'ELEMENTO PIU' ELETTRONEGATIVO E' IL FLUORO SUBITO DOPO VIENE L'OSSIGENO Questo fatto e' molto importante perché nella molecola d'acqua, l'ossigeno tende a attrarre verso di sé gli elettroni di legame; su di esso, si dice risiede una parziale carica negativa (δ-), mentre l'idrogeno ne resta scoperto (δ+). Abbiamo a che fare con un dipolo elettrico.

23. Questo fa sì che nell'acqua si instaurino una serie di interazioni di tipo elettrostatico tra atomi di ossigeno e di idrogeno di molecole “vicine” si crea quello che viene detto ponte ad idrogeno. Da questo tipo di legame si fanno discendere tutta una serie di proprietà fondamentali di tale liquido quali: il fatto che sia un liquido (molecole di peso simile o maggiore, come H2S, danno composti gassosi a T.a.), che il ghiaccio sia mendo denso dell'acqua, la capillarità, il fatto che l'acqua sia un ottimo solvente per le sostanze polari…

24. Altra proprietà dell’acqua è quella di ionizzarsiovvero di essere soggetta alla reazione H2O + H2O ↔ H3O+ + OH-

25. Altro legame molto importante e' quello ionico.questo si instaura tra atomi con elevata differenza dielettronegativita', che sostanzialmente si “passano” uno opiu' elettroni, da quello meno elettronegativo al piu'elettronegativo. Na(IA) + Cl (VIIA) → Na+ + Cl- Da due atomi neutri si sono formate due particelle cariche (IONI) che si dispongono nello spazio secondo il bilancio delle forze di attrazione e repulsione, in una strutturaordinata, ripetuta in 3D detta reticolo cristallino

26. Trattiamo ora brevemente del legame metallico, utilizzando il modello più semplice (molto impreciso) I metalli hanno elettronegatività bassa, non legano fortemente a se' gli elettroni, questi possono quindi formare un mare di cariche negative, dove si muovono liberamente intorno ad un reticolo nel quale si trovano i nuclei positivi degli atomi. Si giustificano così: alta conducibilità elettrica, lucentezza, malleabilità, duttilità…

27. Completiamo la rassegna dei legami chimici con una visioned'insieme dei legami elettrostatici, che si originano dainterazioni: a) ione-dipolob) ione-dipolo-indottoc) dipolo-dipolo (Forze di Van Der Walls)d) dipolo-dipolo indotto (Forze di Van Der Walls) e) dipolo indotto-dipolo indotto (Forze di London) Le interazioni dipolo indotto-dipolo indotto, sono moltodeboli, tuttavia servono per giustificare l'esistenza di solidicome lo iodio (I2). È qui evidente l’insufficienza del modello

28. GRAZIE PER LA VOSTRA ATTENZIONE ALLA PROSSIMA Luca