Atomo - Ricerca

Democrito fu il primo ad ipotizzare una indivisibilità atomica, concetto che venne riconsiderato da Dalton nell’epoca moderna. Successivamente la teoria fu confutata da Rutherford il primo ad ipotizzare l’esistenza di un nucleo, alla base degli esperimenti con il tubo catodico. Secondo questo modello l’atomo è composto al 99% da vuoto al cui interno coesistono elettroni e un piccolo nucleo denso positivo, formato da protoni e neutroni. Ipotizzo una struttura planetaria, nucleocentrica, con orbite circolari, la forza centrifuga contrastava quella di attrazione elettromagnetica. Il modello fu confutato in quanto la carica elettrica elettronica in presenza del movimento sarebbe svanita, facendo decadere il corpuscolo. Per sostituire questa teoria si aveva bisogno degli studi sulla luce. Essa venne dapprima intesa come composizione di minuscole particelle corpuscolari, mentre in un secondo momento si cominciò a parlare di onda elettromagnetica. Questa teoria prevalse sulle altre, attraverso gli studi di Maxwell il quale diede la definizione di luce come onda. Le caratteristiche di un onda sono:
-frequenza: indica il numero delle oscillazioni in un Herz
-lunghezza d’onda: rappresenta la distanza tra due massimi dell’onda
-ampiezza: corrisponde alla massima altezza dell’onda
-periodo: corrisponde all’intervallo di tempo in cui avviene un’oscillazione completa
-velocità
Attraverso gli studi sulle onde si capì che esse viaggiavano tutte alla stessa velocità ma con oscillazioni e lunghezze differenti; tutte le frequenze della luce sono racchiuse nello spettro elettromagnetica. A questa teoria si aggiunge la scoperta dei quanti come unità energetica dei processi fisici, ad opera di Planck. Per indicare un quanto di luce si cominciò ad utilizzare il termine fotone. Il fotone non è una semplice quantità di energia fine a se stessa, ma se entra in contatto con la materia interagisce con essa. Nasce quindi la teoria del dualismo onda-particella, dove la luce in movimento può essere considerata un’onda elettromagnetica, mentre quando interagisce con la materia mostra caratteristiche corpuscolari. Attraverso questi concetti Bohr riuscì a formulare la propria teoria atomica. Se si riscalda un gas rarefatto e la luce passa attraverso un prisma, si creeranno delle fasce luminose intervallate. Ogni elemento infatti possiede un proprio spettro d’emissione, e se si proietta della luce sul gas esso mostrerà sempre gli stessi segmenti di luce: si deduce che la capacità d’emissione e di assorbimento sono le stesse in ogni atomo. Bohr deduce da questi esperimenti che gli elettroni presenti nell’atomo sono i responsabili dello spettro di luce, e che questo poteva essere predetto dallo scienziato con una semplice formula: r=53n^2, trovando così il raggio di ogni orbita. Il numero 53 serve per sostenere la teoria quantica, in quanto l’elettrone non risiede a caso nell’atomo ma in punti precisi. Il numero n è il numero quantico principale e va da 1 a infinito. L’elettrone che si trova nella sua orbita è detto allo stato fondamentale, mentre se cambia orbita e sale di livello energetico viene detto in stato eccitato. Si deduce che l’elettrone che gira sull’orbita più estera ha il maggiore valore di energia, mentre solitamente occupano gli stati a minore energia. Se eccitato tende a tornare allo stato fondamentale emettendo energia, fornitagli per farlo eccitare, sottoforma di fotoni. L’energia di questo è pari alla differenza tra i valori di energia delle orbite tra cui viene la transizione elettronica, con la ∆E= h•v(Planck) Questo sistema dispositivo ha giustificazioni anche sperimentali. Gli elettroni sono attratti al nucleo per la forza di Coulomb delle cariche elettromagnetiche opposte. Se si fornisce abbastanza energia all’elettrone questo si riesce ad allontanare dall’atomo creando un catione. Questo processo è detto ionizzazione e l’energia per sottrarre gli elettroni è detta energia di ionizzazione. L’energia per allontanare il primo elettrone è detta energia di prima ionizzazione e le altre in seguito. Valutando graficamente le energie di ionizzazioni si nota un crescente andamento, a causa della sempre più accentuata positività dell’atomo. Inoltre la discontinuità del grafico fa dedurre le diverse posizioni degli elettroni rispetto al nucleo confermando le teorie di Bohr. Una volta assunto che la luce può essere descritta come un’onda sia come flusso di particelle, il passo successivo era ipotizzare che anche la materia poteva avere questa natura duale. De Broglie ipotizzo che anche l’elettrone date la grande velocità poteva avere un moto dualistico, così da essere sia onda che una particella subatomica corpuscolare. L’onda associata all’elettrone è un’onda stazionaria, che si propaga lungo una circonferenza. La lunghezza d’onda è direttamente costante alla costante di Plank e inversamente proporzionale alla massa e alla velocità. Per questo affinché l’onda sia matematicamente misurabile la massa deve essere piccolissima. Questa teoria dell’elettrone come onda infrangeva l’ipotesi di Bohr delle orbite definite e circolari, con questo teoria non si poteva più localizzare l’elettrone se non irradiato da radiazioni corte creando una perturbazione della particella. Qui si applica il principio di indeterminazione di Heisenberg, il quale affermava che sia la velocità che la posizione dell’elettrone non potevano essere stabilite con precisione, il moto diventa indeterminabile. Solo successivamente Schrodinger ha ipotizzato di poter applicare le funzioni d’onda per stabilire l’energia e gli stati dell’elettrone, queste funzioni d’onda sono dette orbitali e sono la regione di spazio dove c’è più probabilità di trovare l’elettrone. Secondo la teoria degli orbitali o modello quantomeccanico, il protone è al centro di una nube sferica elettronica dentro alla quale vi è il 90% di possibilità di trovare l’elettrone e dove l’elettrone passa il suo tempo. Le dimensioni di questi orbitali e le loro caratteristiche sono date dai numeri quantici. Il numero quantico principale o n va da 1 a ∞ e determina la dimensione e l’energia dell’orbitale. Il numero quantico angolare o secondario o l assume valori tra 0 e n-1 e indica la forma dell’orbitale . Il numero quantico magnetico o m indica i diversi orientamenti degli orbitali nello spazio e assume valori tra -l e +l. Il numero di orbitali possibili per ogni valore di n è dato da n^2. Una carica negativa (l’elettrone) che ruota attorno al proprio asse genera un campo magnetico. Questo è indicato dallo spin ed è una caratteristica dell’elettrone di girare in modo orario o antiorario attorno al proprio asse, con valori +1/2 e -1/2. Pauli enunciò una legge molto importante la quale afferma che non possono trovarsi in uno stesso orbitale due elettroni con tutti i numeri quantici uguali. , per questo su uno stesso orbitale due elettroni devono avere spin opposto. Gli orbitali che hanno l=0 si dicono orbitali s ed hanno forma sferica. Gli orbitali che hanno l=1 si dicono orbitali p e hanno forma a clessidra. Gli orbitali con l=2 si dicono d e infine gli orbitali con l=3 sono detti orbitali f. Gli elettroni che hanno lo stesso valore n si dicono che occupano lo stesso guscio elettronico e si possono divide in tanti sottogusci. Gli orbitali con più alto sono occupati solo quando quelli più bassi sono stati già occupati da altri elettroni, questa affermazione è nota come principio di Aufbau. I primi tentativi di classificare gli elementi iniziano con lo studioso Mendeleev il quale riuscì a elaborare la legge periodica: le proprietà degli elementi variano in modo periodico in funzione del loro peso atomico. Il peso atomico è indicato dal numero atomico, ma la legge è la medesima. Tra le proprietà fisiche periodiche c’è sicuramente le dimensioni dell’atomo mentre per quelle chimiche: energia di ionizzazione, affinità elettronica, elettronegatività e il carattere metallico. La posizione occupata da un elemento nella tabella periodica dipende dal suo numero atomico, ovvero il numero dei protoni e degli elettroni. La tabella è divisa in blocchi, a seconda del tipo di orbitale esterno nell’atomo. Essi sono il GRUPPO I e II per il blocco S, GRUPPO di transizione per il blocco D, lantanidi e attinidi per il blocco F e i GRUPPI III-VIII, blocco P. I 112 elementi sono distribuiti in 7 righe dette periodi e 18 colonne i gruppi. Gli elementi di uno stesso gruppo hanno configurazione elettronica esterna identica. Gli elettroni esterni sono detti di valenza e sono uguali al numero del gruppo (scala IUPAC) -10. Gli atomi di uno stesso gruppo hanno anche proprietà chimiche simili e per questo si deduce che la configurazione esterna sia associata alle proprietà chimiche, perché quando due atomi reagiscono sono interessati i gusci esterni e quindi gli orbitali ad energia maggiore. Le proprietà di uno stesso gruppo sono simili. Il volume atomico di un elemento è la misura dello spazio occupato dal nucleo e dagli elettroni dell’atomo, ed esso varia aumentando il periodo e diminuisce nel gruppo. Il raggio atomico è per convenzione la metà della distanza tra i nuclei di due atomi dello stesso elemento legati tra loro. Il raggio diminuisce aumentando di periodo a causa dell’aumentare dei protoni che attraggono maggiormente
gli elettroni a sè. L’energia di ionizzazione aumenta nel periodo e diminuisce nel gruppo sempre a causa del numero di protoni. L’affinità elettronica, ovvero l’energia che scambia quando un atomo acquisisce un elettrone diventando un anione, è identica nella tabella periodica come l’energia di ionizzazione. Un atomo può spendere molta energia per fare questo processo se aumenta la stabilità delle molecole. I metalli sono invece elementi chimici con bassa energia di ionizzazione e vice versa. Il carattere metallico aumenta scendendo lungo un gruppo e diminuisce nei periodi. Spesso nella formazione molecolare gli atomi condividono gli elettroni, gli elettroni di legame. L’elettronegatività è la tendenza dello stesso di attirare verso di sé gli elettroni di legame. Diminuisce nel gruppo e aumenta nel periodo. Solitamente le sostanze chimiche si trovano in natura sottoforma di molecole, formatore da più elementi ad eccezione dei gas nobili, detti anche inerti. I legami chimici legano gli atomi tra di loro, essi sono forze attrattive di tipo elettrostatico che tengono uniti gli atomi nelle molecole e nei composti ionici. Un legame chimico si forma se l’energia complessiva della molecola è inferiore a quella degli atomi di partenza. Ad una certa distanza i due atomi interagiscono a causa della repulsione dei nuclei e l’attrazione elettrone- protone. La distanza tra i nuclei legati è detta lunghezza di legame e per compiere operazioni fisiche su questa distanza si ha bisogno dell’energia di legame, con la quale si riesce a rompere il legame. Affinché si possa formare il legame gli atomi devono entrare in contatto coinvolgendo gli elettroni di valenza(esterni). Tutti gli atomi che non hanno il guscio esterno pieno, determinando l’ottetto atomico, hanno la tendenza di legarsi per stabilizzarsi. Ogni atomo secondo Lewis cerca nel legame di raggiungere l’ottetto atomico, cedendo o acquistando elettroni. I legami sono divisi in:
•IONICO: il legame ionico è la forza di attrazione elettrostatica che si instaura tra ioni di carica opposta e determina la loro unione, e i composti realizzati con questi legami sono detti ionici. Nei composti ionici non esistono molecole ma aggregati di ioni opposti che si attraggono. Per formare un composto ionico c’è bisogno di una grande differenza di elettronegatività tra i due atomi. Ovvero i legami ionici si ottengono tra elementi metallici dei primi due gruppi e non metallici degli ultimi due.
•LEGAME COVALENTE OMOPOLARE: il legame covalente è la forza che unisce due atomi che hanno una coppia di elettroni in comune. Il composto che si forma è una molecola. Il legame si forma tra elementi non metallici.
•LEGAME COVALENTE ETEROPOLARE: Il legame eteropolare si instaura tra due atomi che hanno tra loro una piccola differenza di elettronegatività. L’orbitale risulta asimmetrico con la nuvola elettronica spostata verso l’atomo più elettronegativo, creando un dipolo con un atomo che assume parziale carica positiva e un altro parziale carica negativa.
•LEGAME DATIVO: il legame dativo si forma tra un atomo che ha un orbitale completamente vuoti e un atomo che ha un doppietta di elettroni non impegnato in legami; per cui il primo atomo usufruisce del doppietta del secondo per raggiungere l’ottetto. Poiché l’orbita molecolare deve sempre essere costituita da almeno 2 elettroni, allora per formarsi un legame dativo l’atomo donatore deve possedere un orbitale completo di un doppietta elettronico libero, di contro l’atomo accettore deve avere un orbitale completamente vuoto. •LEGAME METALLICO: In un qualsiasi metallo gli elettroni possono muoversi liberamente e vengono condivisi con tutti gli ioni positivi, non si crea una molecola ma un cristallo metallico. Il legame metallico lega gli atomi dei metalli ed è costituti da un reticolo di cationi immersi in una nube elettronica. Gli elettroni sono molto liberi e per questo sono degli eccellenti conduttori termici ed elettrici.
I legami si dividono oltre che in elettrostatici e molecolari in secondari e primari, nei quali i primi costituiscono le relazioni tra più molecole. Essendo nel complesso neutre le molecole possono instaurare tra loro legami deboli, detti di Van der Waals.
•Interazione dipolo-dipolo: Le molecole che hanno legami covalenti presentano una estremità più positiva ed una meno. Questo polarizza la molecola che è in grado di instaurare dei legami con altre molecole.
•Interazione dipolo-dipolo indotto: talvolta le molecole dipolari riescono a indurre lo squilibrio in alcune molecole non dipolo. •Interazione dipolo indotto-dipolo indotto: talvolta si creano nel moto elettronico dei dipolo istantanei. Se questo avviene vicino ad un’altra molecola che anche lei sta in fase di dipolo, si crea un’interazione molto debole.
•LEGAME A IDROGENO: è un legame che si instaura tra un H legato covalentemente ad un altro atomo e un atomo molto elettronegativo.
•LEGAME IONE-DIPOLO: è la forza che si instaura tra uno ione e una molecola dipolare.