Chimica di base

Atomigli

Gli atomi sono composti da protoni con carica positiva, elettroni con carica nulla e infine elettroni con carica negativa. Un atomo è identificato attraverso:

• Numero atomico (numero di elettroni) -> z
• Numero di massa (somma tra neutroni e protoni) -> a
• Simbolo chimico -> x

Isotopi

Gli isotopi sono atomi dello stesso elemento, ma con differente numero di massa.

Decadimenti radioattivi

Se un nuclide è instabile, tende a trasformarsi spontaneamente in altri nuclidi tramite decadimento radioattivo. Nel 1800, Bequerel e Marie Curie si accorgono che alcuni elementi hanno un tasso di radioattività elevato. Parliamo di Uranio, Radio e Polonio. Nel nucleo abbiamo protoni e neutroni che sono tenuti insieme dalla forza nucleare forte. Tuttavia, non tutte le combinazioni portano a isotopi stabili.

Es. Uranio → Thorio

Abbiamo più tipi di decadimenti radioattivi:

• → Alfa non supera un foglio di carta
• → Beta supera la carta, ma di fronte all’alluminio non può niente
• → Gamma supera carta e alluminio, ma non il piombo

Decadimento α

• Diminuisce di 4 la massa
• Diminuisce di 2 il numero di protoni
• Indietro di 2 sulla tavola periodica

Decadimento β

Si presenta solo quando nel nucleo c’è un eccesso di protoni. Il nuclide trasforma un protone in neutroni emettendo particelle β e un neutrino. Il numero di massa resta invariato. Il numero di protoni diminuisce di 1. Si torna indietro di 1 sulla tavola periodica.

- Decadimento β

Abbiamo un eccesso di neutroni. Il nuclide trasforma un neutrone in protone emettendo particelle β e un neutrino. Si va avanti di 1 sulla tavola periodica.

Numeri quantici

I numeri quantici derivano da un’intuizione di Planck: gli atomi non emettono o assorbono energia continuamente, ma sotto forma di quanti. In seguito, Bohr ricava un modello più raffinato. Capisce che l’elettrone si muove lungo un orbitale. Poi Heisenberg scopre che la posizione di una particella non può essere determinata esattamente a causa del carattere ondulatorio.

Infine, abbiamo Schrödinger che scrive un’equazione di questo tipo: Dove per Ψ si intende l’operatore hamiltoniano, con la lettera E si intende l’energia, mentre la lettera psi rappresenta l’incognita. L’equazione è caratterizzata dai numeri quantici:

• n → livello di energia, è il numero quantico principale;
• l → forma spaziale che caratterizza il livello energetico, è secondario;
• ml → molteplicità energetica;
• ms → numero di spin.

Orbitali correlate al numero quantico secondario

• S I=0
• P I=1
• D I=2
• F I=3

Gli elettroni si dispongono nei livelli più bassi di energia possibile. Secondo Pauli, in uno stesso orbitale possono coesistere massimo due elettroni con uno spin opposto. Invece, secondo Hund, gli elettroni si dispongono con spin parallelo sullo stesso livello energetico.

Procedimento per la configurazione elettronica

1) Indiv...