Chimica e chimica biologica - modelli atomici

LEZIONE 1: I modelli atomici

Materia: tutto ciò che occupa uno spazio

Elementi: sostanza fondamentale da cui tutte le altre traggono origine. Un elemento è formato da un'unica specie di atomi.

Elementi dell'atomo:

Particella	Simbolo	Carica	Massa
Elettrone	e-	-	9,1 x 10⁻³¹ kg
Protone	p+	+	1,7 x 10⁻²⁷ kg
Neutrone	n	0	1,7 x 10⁻²⁷ kg

Numero atomico (z): numero di protoni in un atomo

Numero di massa (a): massa dell'atomo espresso in unità di massa atomica

Isotopi: atomi con numero atomico uguale ma numero di massa diverso. Z definisce l'elemento: diversi isotopi del carbonio si chiameranno quindi sempre carbonio ma differiscono nel numero di massa.

Prove sperimentali a prova del modello atomico

Modello di Thompson (del panettone): l'atomo è qualcosa di compatto in cui c'è una carica positiva concentrata con disseminate nella parte solida che la circonda delle cariche positive. Thompson calcola la massa

dell'atomo è piccolo e denso, contiene la maggior parte della massa dell'atomo e ha carica positiva. Gli elettroni ruotano intorno al nucleo su orbite definite. Modello di Bohr (1913): - Bohr introduce il concetto di orbite quantizzate, in cui gli elettroni possono occupare solo determinati livelli energetici. - Gli elettroni possono saltare da un livello all'altro assorbendo o emettendo energia sotto forma di fotoni. - Questo modello spiega l'emissione di linee spettrali discrete da parte degli atomi. Modello di Schrödinger (1926): - Schrödinger sviluppa l'equazione di Schrödinger, che descrive il comportamento degli elettroni come onde di probabilità. - Gli elettroni non sono più considerati come particelle puntiformi che ruotano su orbite definite, ma come nuvole di probabilità che si distribuiscono nello spazio intorno al nucleo. - Questo modello permette di calcolare le probabilità di trovare gli elettroni in determinate regioni dello spazio, dando origine ai concetti di orbitali atomici e configurazioni elettroniche. Questi sono solo alcuni dei modelli sviluppati nel corso della storia per descrivere la struttura dell'atomo. La nostra comprensione dell'atomo è in continua evoluzione e i modelli vengono costantemente raffinati e aggiornati sulla base di nuove scoperte scientifiche.

è nell'ordine di dimensione di 10⁻⁵ Å, la massa atomica è concentrata nel nucleo e all'esterno è prevalentemente vuota. Come mai protoni ed elettroni non si attraggono? Gli elettroni dovrebbero cadere sul nucleo. Invece gli elettroni hanno delle orbite attorno al nucleo in modo che la forza centrifuga bilanci la forza di attrazione. Ma ruotando gli elettroni dovrebbero perdere continuamente energia, portandoli a rallentare e cadere sul nucleo. Rutherford non spiega perché questo non succede, gli mancavano le basi matematiche della meccanica quantistica.

Modello di Bohr:

• Bohr utilizza la teoria quantistica: l'energia non è trasmessa in modo continuo, ma in quantità fisse, in modo quantizzato;
• è come una scala aperta con i pioli, ci sono diversi livelli su cui si possono poggiare i piedi, ma non si può stare nelle parti in mezzo.

(Momento angolare: il prodotto vettoriale del vettore posizione (con origine in ...)

E del (vettore quantità di moto).

1° postulato: un elettrone che si muove attorno al nucleo ha un certo momento angolare - esso non può assumere valori qualsiasi ma solo multipli interi di H/2π. Quindi mvr = n H/2π. Questo numero n intero va da 1 a 7 ed è detto (movimento angolare) numero quantico primario mentre H è la costante di Planck. Di conseguenza anche i raggi delle orbite, legati al momento angolare, sono legati a n, in particolare r = 0.53 n² Å.

2° postulato: muovendosi nelle orbite l'elettrone non perde energia linearmente, ma secondo quanti di energia. L'elettrone si trova più o meno distante dal nucleo ma non a qualsiasi valore, bensì solo a determinati valori possibili e quantizzati. L'elettrone non può quindi girare a qualsiasi distanza dal nucleo e neanche perdere energia continuamente, non può quindi cadere sul nucleo.

Modello moderno:

• La teoria di Bohr è stata abbandonata.

poiché tratta le cose in maniera bidimensionale, su orbite. Nel suo modello tanto più grande è l'orbita, tanto maggiore è l'energia dell'elettrone. Però l'aumento del raggio non è direttamente proporzionale a quello dell'aumento dell'energia: mentre Δr aumenta, ΔE diminuisce. Per Bohr le orbite sono circolari, ma dalle elaborazioni sperimentali si è capito che le orbite possono essere anche ellittiche: erano però ammissibili solo ellissi in cui la differenza tra i semiassi variasse tra 0 e n-1, n-1 che viene detto l, il numero quantico angolare; mentre n da informazioni su energia e distanza dal nucleo, l ci da informazioni sulla forma dell'orbita su cui gli elettroni vagano attorno al nucleo: n=1 --> l=0 --> cerchio n=2 --> l=0, 1 --> cerchio, ellisse n=3 --> l=0, 1, 2 --> cerchio, ellisse, ellisse più schiacciata Il terzo numero quantico, il numero quantico

magnetico tiene conto dell'orientazione delle orbite nello spazio. -l < m <+l (per un l=2 avremo quindi come possibile m -2, -1, 0, 1, 2)

Numero quantico di spin: indica il verso di rotazione degli elettroni:

• +1/2: senso orario
• - 1/2: senso antiorario

Il principio di Pauli:

• Ogni elettrone ha una caratteristica combinazione dei 4 numeri quantici, nessun elettrone può avere combinazione di numeri quantici come quella di un altro, come minimo si differenziano per il numero di spin.

Quanti elettroni possono essere presenti contemporaneamente in ciascuna orbita? Due elettroni tenderebbero a respingersi, ma avendo spin opposto sono stabili, dal momento che generano campi magnetici uguali ma di segno opposto: di conseguenza in un'orbita possono essere presenti al massimo due elettroni.

La teoria ondulatoria

Negli anni venti si omologa il comportamento della luce (di natura dualistica ondulatoria e a quello dell'elettrone sull'orbita corpuscolare)

Teoria

di probabilità di trovare l'elettrone: non posso misurare contemporaneamente velocità e posizione dell'elettrone, se misuro una perdo l'altra, non posso dire quindi con certezza la posizione di un atomo ma solo la probabilità di dove trovarlo. Quindi: Teoria quantistica: so che in un determinato momento l'elettrone passa in un dato punto: piano bidimensionale; Teoria ondulatoria: l'elettrone può passare o non passare, è anche un'onda e può non passare in un punto dato. Posso solo calcolare la probabilità che esso si trovi in un determinato punto: piano tridimensionale; La probabilità di trovare un nucleo scende allontanandosi dal nucleo. Possiamo calcolare la zona di maggiore o minore probabilità di trovare gli elettroni: c'è una zona in cui la probabilità è massima, allontanandosi da quella questa diminuisce. È interessante notare come questa zona corrisponda a

quella individuata da Bohr, ma mentre per lui essa era la zona unica in cui orbital'elettrone, adesso sappiamo che, come detto, è solo la zona dove è massima la probabilità ditrovarlo.

Si è passati quindi a una definizione delle orbite tridimensionale, per cui adesso si parla di:

orbitale: una nube elettronica in cui vi è una certa probabilità di trovare l'elettronen indica le dimensioni e l'energia dell'orbitale;

• l=0 non da più un orbita circolare ma un orbitale ellittico. Possiamo avere 1S, 2S, 3S e così;
• via, sono tutte sfere con raggi crescenti, ma rimane comunque più probabile trovare gli elettroni vicini al nucleo, al quale gli elettroni degli orbitali S si possono avvicinarenotevolmente, ed è per questo che sono più difficili da "strappare" all'atomo, risentendo piùdirettamente dell'attrazione del nucleo rispetto agli elettroni di altri

orbitali;con l=1 si hanno tre orbitali P, a forma di clessidra, con il centro che si assottiglia man• mano che si avvicina al nucleo (non ci sono quindi elettroni vicino al nucleo, per questo gli elettroni degli orbitali P sono relativamente facili da “strappare” all’atomo. I tre orbitali P possibili sono quelli determinati dagli m -1, 0 e 1, orientati secondo i tre assi cartesiani x, y e z;

Con l=2, abbiamo 5 orbitali D, con m da -2 a 2, sono orbitali relativamente poco importanti• perché molto raramente coinvolti in una reazione;

Con n=4, l=3, avrò 9 orbitali F;

Nome Simbolo Valori Per la teoria Per la teoria quantica indica ondulatoria indica principale n 1 < n < 7 raggio ed energia dimensioni ed energia angolare l Numeri interi tra schiacciamento forma 0 e n-1 magnetico m Numeri interi tra orientamento orientamento -l e +l di spin m -1/2 o +1/2 direzione direzione s

La struttura dell'atomo come natura ondulatoria

Come mai sostanze diverse

danno colori diversi se sottoposti a una fiamma? Il raggio di luce colorata generata dalla fiamma viene diviso nelle varie componenti da un prisma e poi impresso su carta fotografica (spettrogramma). Ogni sostanza se illuminata emette delle caratteristiche righe spettrali, lo spettro di quella sostanza, a lei tipico. Largo uso se ne fa in astronomia.

Per interpretare correttamente lo spettro bisogna partire dal concetto di luce. La luce è una radiazione elettromagnetica che si propaga a 300.000 km al secondo, C.; essa oscilla, ha frequenza, misurata in s⁻¹, e una lunghezza d'onda, inversamente proporzionale alla sua frequenza. Ad un alta frequenza (raggi X, raggi gamma) corrisponde una breve lunghezza d'onda ed un alta energia, ad una bassa frequenza (onde radio) corrisponde una grande lunghezza d'onda e una bassa energia.

Considerare la struttura dell'atomo in questo modo permette di arrivare alla definizione di orbitale con un diverso approccio.

Il raggio di luce è un fascio di energia emesso da una sorgente. Secondo la meccanica quantistica la luce è costituita da "pacchetti", o quanti discreti di energia elettromagnetica, i fotoni, la cui energia è direttamente proporzionale alla frequenza della radiazione, per cui i fotoni della radiazione UV sono dannosi perché abbastanza energetici da scindere alcuni legami chimici; ciò che permette di percepire differenti colori è il fatto che fotoni di diversa energia causano nel nostro occhio effetti diversi.

E = h v (h: costante di Planck, v: frequenza)

Spettri atomici e livelli energetici

Quando si fa passare corrente elettrica attraverso un campione di H a bassa pressione viene emessa luce di molte frequenze diverse. La riga emessa di maggiore intensità cade nel rosso (656nm) cosicché gli atomi eccitati brillano appa