Chimica

PRIMI MODELLI ATOMICI

Già Democrito nel 400 a.C. aveva proposto una teoria atomica, la quale conteneva le idee di base

esposte poi nella teoria atomica di Dalton. Le prove dell’esistenza degli atomi furono date

dall’osservazione della materia coinvolta nelle trasformazioni chimiche, gli studiosi infatti si

accorsero che essa segue due leggi fondamentali :

● LEGGE DI CONSERVAZIONE DELLA MATERIA (Lavoiser, 1783)

In una reazione chimica, la somma delle masse delle sostanze reagenti è uguale alla somma delle

masse delle sostanze prodotte.

● LEGGE DELLE PROPORZIONI DEFINITE (Proust, 1799)

In una sostanza pura, gli elementi che la costituiscono sono combinati secondo un rapporto in peso

definito e costante.

Teoria atomica di Dalton

Presentata nel 1802, si basa su tre postulati :

Tutti gli elementi sono fatti di elementi piccolissimi chiamato atomi :

.

. Tutti gli elementi sono fatti di elementi piccolissimi chiamato atomi :

○ gli atomi di un elemento sono uguali tra loro e hanno le stesse proprietà chimiche;

○ gli atomi di elementi diversi sono diversi e hanno proprietà diverse

. Nelle reazioni chimiche gli atomi conservano la loro identità.

Gli atomi di elementi diversi si combinano tra loro formando composti.

.

Le due leggi fondamentali della chimica sono spiegate alla luce della teoria di Dalton : la legge della

conservazione è spiegata dal 2º postulato (= se gli atomi si conservano, anche la loro massa lo fa)

mentre la legge delle proporzioni definite è spiegata dal 3º postulato (= rapporto tra atomi degli

elementi di un composto è fisso, anche il loro rapporto in peso lo è).

LEGGE DELLE PROPORZIONI MULTIPLE (Dalton, 1803) —> quando due elementi si combinano tra

di loro per dare più di un composto, le quantità in peso dell’uno e dell’altro si combinano tra di

loro e lo fanno secondo rapporti semplici esprimibili mediante numeri interi piccoli.

Modello atomico di Rutherford (1911)

Nel modello atomico di Rutherford l’atomo è costituito da :

○ un nucleo centrale formato da protoni (= particelle cariche positivamente) e neutroni

(= particelle neutre). Nel nucleo risiede la quasi totalità della massa dell’atomo.

○ un numero n di elettroni (= particelle cariche negativamente), che è uguale a quello dei

protoni, in movimento attorno al nucleo.

L’atomo isolato è elettricamente neutro.

Ogni atomo è caratterizzato da :

● Z, numero atomico = numero di protoni contenti nel nucleo (indicato in basso a sinistra del

simbolo dell’elemento).

● A, numero di massa = numero di protoni e neutroni contenuti nel nucleo (indicato in alto a

sinistra del simbolo dell’elemento).

Un atomo può cedere o acquistare uno o più elettroni (= processo di ionizzazione) in questo modo

pere la sua neutralità trasformandosi in uno ione.

IONI —> atomo che ha perso la sua neutralità cedendo o acquisendo elettrone/i.

◇ Catione (ione positivo) = atomo che ha persona uno o più elettroni esterni.

◇ Anione (ione negativo) = atomo che ha acquistato uno o più elettroni

esterni.

Modello di Bohr (1913)

Bohr propone un modello in cui si ipotizza l’esistenza di orbite stazionarie nelle quali gli elettroni si

muovono senza irradiare energia. Ogni orbita è posta a una distanza dal nucleo specifica e

determinata (dipende dal valore n), ovvero le orbite sono quantizzate. Un elettrone non emette

energia (= appartiene a un’orbita stazionaria) se il valore del suo momento angolare mar è un

multiplo intero di h/2π ( h = costante di Planck, 6,625 x 10^-34). Un elettrone dunque appartiene a

un orbita stazionaria se vale la relazione :

Dove n (= numero quantico principale) assume valori interi. Secondo il modello di Bohr, quindi :

● l’energia di un elettrone in un atomo cresce al crescere di n.

● la posizione dell’elettrone dipende dal suo contenuto energetico.

● un atomo può scambiare energia con l’esterno solo se un elettrone pass da un’orbita

stazionaria a un’altra. Se ciò avviene, l’energia scambiata è pari alla differenza di energia tra i

due stati coinvolti nella transizione.

Gli scambi di energia tra un atomo e l’ambiente che lo circonda avvengono per assorbimento di un

fotone con energia pari a hv. Se un fotone passa dallo stato n=2 allo stato n=1 si ha l’emissione di un

fotone di energia pari a : E2 - E1 = hv.

Modello ondulatorio dell’atomo (1930)

Principio di indeterminazione di Heisenberg —> È impossibile conoscere simultaneamente e con

grande precisione la posizione e la velocità di una particella (= elettroni, protoni e neutroni che

costituiscono l’atomo).

Una conseguenza di questa teoria è che non si può parlare di traiettoria riferita ad un elettrone, ma

solo di regioni di spazio in cui è diversa da zero la probabilità di trovarlo in un determinato istante.

Orbitale —> Regione di spazio intorno al nucleo ove esiste un’alta probabilità di trovare l’elettrone

dato.

Nel modello ondulatorio di Bohr l’atomo è sempre costituito dal nucleo e dagli elettroni, ma il

movimento di quest’ultimi attorno al nucleo può essere rappresentato solo ricorrendo al concetto di

probabilità. All’interno dell’atomo l’elettrone è confinato in regioni di spazio chiamate orbitali.

Ognuno di questi orbitali è identificato con una funzione matematica detta funzione d’onda ψ, che

assegna alle regioni di spazio attorno al nucleo di trovare un elettrone dotato di una certa carica di

energia. In questa funzione d’onda ψ delle costanti numeriche, dette numeri quantici :

○ Ogni orbitale è determinato dai numeri quantici n, l, m.

○ Ogni orbitale può ospitare al massimo due elettroni che differiscono l’uno dall’altro nel

valore del quarto numero quantico, ms (s= pedice).

○ Orbitali che ospitano elettroni di pari energia si dicono isoenergetici.

○ Lo stato di un elettrone è determinato solo dai valori dei suoi quattro numeri quantici n,

l, m, ms.

Valori numerici e significato fisico dei numeri quantici

● n = numero quantico principale. Indica le dimensioni dell’orbitale e dunque l’energia

dell’elettrone. Il numero quantico principale n assume valori interi e positivi (1, 2, 3…) e ad un

maggiore valore di n corrisponde una maggiore energia dell’orbitale (n> = energia orbitale>).

◆ n = 1 —> veniva anche detto strato K

◆ n = 2 —> veniva anche detto strato L

◆ n = 3 —> veniva anche detto strato M

◆ n = 4 —> veniva anche detto strato N

● l = numero quantico secondario. Indica la forma dell’orbitale e rappresenta un sottolivello di

n, quindi per ogni valore di n, il numero quantico l assume un valore che va da 0 a n-1 (ex. n =

4 quindi l può avere valori che sono 1, 2 o 3). Ai diversi orbitali l corrispondono orbitali di

forma diversa e sono denominati con quattro lettere.

◆ l = 0 —> sottolivello s (può ospitare al massimo 2 elettroni)

◆ l = 1 —> sottolivello p (può ospitare al massimo 6 elettroni)

◆ l = 2 —> sottolivello d (può ospitare al massimo 10 elettroni)

◆ l = 3 —> sottolivello f (può ospitare al massimo 14 elettroni)

● m = numero quantico magnetico. Indica l’orientamento dell’orbitale nello spazio. m può

assumere valori compresi tra -l e +l (ex. l = 1, m = -1, 0 e +1).

● ms = numero quantico di spin. Indica il senso di rotazione dell’elettrone attorno al proprio

asse, esso può assumere i valori -1/2 e +1/2.

Disposizione degli elettroni negli atomi

Gli orbitali atomici si dispongono attorno all’atomo in modo da posizionare gli elettroni in livelli e

sottolivelli (= distanze specifiche dal nucleo). La distribuzione dei vari elettroni nei livelli e sottolivelli

si rappresenta tramite configurazione elettronica, il quale riempimento è bastato su tre regole :

○ Principio di Aufbau = Gli elettroni si posizionano in un atomo occupando prima gli

orbitali libero con energia minore. L’energia dipende dal numero quantico principale n e

dal numero quantico secondario l. L’energia di un orbitale, dunque, aumenta

all’aumentare di n e l. Il riempimento del quarto livello inizia prima del

completamento del terzo (= l’energia degli orbitali nd > (n+1) orbitali s).

○ Principio di esclusione di Pauli = In ogni atomo non possono coesistere due o più

elettroni che abbiano i quattro numeri quantici uguali. Ogni orbitale può ospitare al

massimo due elettroni che devono avere spin opposti.

○ Principio della massima molteplicità (regola di Hund) = Se sono disponibili orbitali di

pari energia, gli elettori si distribuiscono singolarmente, con spin paralleli ( o tutti con

ms = +1/2 o tutti con ms = -1/2) sul numero massimo possibile di questi orbitali (s = 2, p

= 6 …).

TAVOLA PERIODICA DEGLI ELEMENTI

Ogni elemento chimico è individuato tramite un nome e un simbolo composto da due lettere (nome

inglese o latino) la prima sempre maiuscola e la seconda sempre minuscola.

Principio di costruzione della tavola periodica

Nella tavola periodica gli elementi sono ordinati per riga da sinistra a destra con numero atomico (=

numero di protoni contenuti in un nucleo atomico)crescente.

◆ Ogni riga è detta periodo e corrisponde al riempimento degli orbitali di un livello.

I periodo sono 7 (= 7 livelli energici) e sono indicati con i numeri arabi. Nel 6º e

nel 7º periodo sono inserite due file di elementi chiamati elementi di transizione

interna, caratterizzati dal sottolivello f parzialmente riempito.

◆ Ogni colonna è detta gruppo, gli elementi di uno stesso gruppo hanno uguale

configurazione elettronica esterna (= stesso numero di elettroni nel livello

energico esterno). I gruppi sono indicati con i numeri romani e con la lettera A (8

gruppi) o B (10 gruppi). Gli elementi del dei gruppi A sono chiamati elementi

rappresentativi e hanno gli elettroni più esterni negli orbitali s o p, mentre quelli

dei gruppi B sono chianti elementi di transizione e hanno il sottolivello d

parzialmente riempito.

◆ Ogni livello energico esterno è detto livello o guscio di valenza.

◆ Ogni elettrone che riesce de nel guscio di valenza è detto elettrone di valenza.

Come si determina la configurazione elettronica esterna

La configurazione elettronica esterna corrisponde alla disposizione dei soli elettroni di valenza e

bisogna distinguere due casi : elementi rappresentativi e elementi di transizione.

Il numero di elettroni di valenza degli elementi rappresentativi appartenenti ai gruppi I A - VIII A

corrisponde al gruppo di appartenenza.

I metalli di transizione costituiscono u