Chimica generale - Teoria

MODELLI ATOMICI

25 settembre 2017

La chimica si occupa delle sostanze e delle loro trasformazioni.

L'atomo, che è alla base della materia, si può ulteriormente dividere in particelle elementari.

Prima particella definita → ELETTRONE (e^-) → nome suggerito da George Stoney.

• Michael Faraday

→ esperimento → tubo di Crookes

facendo passare elettricità attraverso un tubo di vetro sottovuoto, notò la presenza di raggi invisibili, prodotti dal catodo (= polo negativo), che attraversando il tubo fino all'anodo (= polo positivo).

Questi potevano essere rivelati solo quando colpivano dei fosfori, come il solfuro di zinco, e inoltre si propagavano in linea retta e le loro proprietà non dipendevano dal materiale con cui era fatto il catodo.

catodoanodogeneratore alta tensioneraggio catodico invisibileschermo a fosfori rivela la posizione del raggio catodico

Applicando un condensatore all'interno del tubo, Joseph John Thomson si accorse che le particelle tendevano a deviare verso il polo positivo di questo.

Poiché tale comportamento non cambiava a seconda del tipo di metallo di cui era costituito il catodo, Thomson giunse alla conclusione che gli elettroni fossero particelle elementari fondamentali presenti in ogni atomo.

MODELO "PLUM PUDDING" DI THOMSON

Prevedeva che le cariche positive descritte a contorno bilanciate gli elettroni fossero una forma di nuvola diffusa, come se l'atomo fosse un panettone e gli elettroni fossero uvette.

Nel 1895 Wilhelm Roentgen si accorse che da un tubo catodico venivano emessi anche raggi ad altissima frequenza e bassa lunghezza d'onda e gli chiamò raggi X.

Antoine Henri Becquerel associò i raggi X alla fluorescenza e trovò che alcuni materiali producevano raggi X anche solo essendo fluorescensi, scoprendo la radioattività, provocata dal decadimento del nucleo.

Ernest Rutherford identificò due tipi di radiazione emessa:

• raggi α → identici agli ioni He²⁺
• raggi β → identici agli elettroni

Nel 1900 Paul Villard scoprì un terzo tipo di radiazione, i raggi γ, non subiva deflessioni da parte di un campo elettrico ed aveva un elevato potere di penetrazione.

Quantizzazione dell'energia

Si credeva che l'energia fosse trasferita in modo continuo osservando gli spettri di emissione. Planck capì come l'energia fosse costituita da unità, chiamate fotoni.Un'altra scoperta di Planck è legata alla relazione tra l'energia trasportata da un'onda elettromagnetica e la sua frequenza.

E = h ⋅ ν h = costante di Planck

Effetto Fotoelettrico

Albert Einstein applicò il concetto di Planck.

L'effetto fotoelettrico consiste nell'emissione di elettroni da parte di una superficie metallica, o da un conduttore, quando questa è colpita da radiazione elettromagnetica.

Si osservò come in alcuni casi il fascio di elettroni non si staccasse dalla lastra, a differenza di altri casi.Ogni fotone interagisce con un singolo elettrone, il quale può liberarsi dalla superficie metallica solo se possiede un'energia maggiore al lavoro di estrazione.Era quindi necessario che la frequenza della luce fosse superiore a un valore soglia. (ν > ν₀).

l=2 μ=0 3xy quattro lobi a 45°

l=2 μ=1 3yz quattro lobi a 45° lungo assi y e z

l=2 μ=2 3xz quattro lobi a 45° lungo assi x e z

da quest’orbitali ci sono gli orbitali del sottolivello f.

In un atomo vuoto, ogni orbitale ha la stessa energia per ogni sottolivello.

In un atomo con gli elettroni però, l’attrazione del nucleo è maggiore e, contemporaneamente, gli elettroni più interni schermano quelli più esterni ⟶ effetto schermatura.

Bisogna tener conto della differenza di affinità elettronica.

Grafico di probabilità di dove possono stare gli elettroni.

vicino allo stesso livello energetico mi conviene metterlo lì

CONFIGURAZIONE ELETTRONICA

Esempio: Na

11 e^- → 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹

• 3s ↑↓
• 2p ↑↓ ↑↓ ↑↓
• 2s ↑↓
• 1s ↑↓

H1s¹

He1s²

Li(He) 2s¹

Be(He) 2s²

B(He) 2s² 2p¹

C(He) 2s² 2p²

N(He) 2s² 2p³

O(He) 2s² 2p⁴

F(He) 2s² 2p⁵

Ne(He) 2s² 2p⁶

gas nobile, guscio chiuso e riluttanza a combinarsi

- fa da riferimento per gli elementi del periodo successivo

Quando un atomo completa il livello energetico è un gas nobile e ha un guscio chiuso

Zeff = Z - S

1 guscio = 2 (saturiamoso con 2e^-- orbita 1s)

2 guscio = 10 (e^- degli orbitali 1s, 2s e 2p)

Guardando la tavola periodica notiamo le somiglianze tra gli elementi di uno stesso gruppo, tra cui vi è anche la configurazione elettronica. Stesso gruppo, stessi orbitali riempiti dagli e^- più esterni

TEORIE ATOMICHE

Dalton

• materia formata da piccolissime particelle elementari indivisibili e indistruttibili → atomi
• atomi di uno stesso elemento sono tutti uguali
• legge delle proporzioni multiple: atomi di elementi diversi si combinano tra loro in rapporti di numeri interi
• gli atomi non possono essere né creati né distrutti

Thomson

• modello panettone
• messo in discussione

Rutherford

• modello a SISTEMA solare → esperimento
• problema: gli e^- muovendosi dovevano perdere E e cadere nel nucleo

OSSERVAZIONI DA CONSIDERARE (crisi della fisica classica)

• spettro di emissione: gli elementi emettono energia solo in certi casi e soltanto certe quantità di energia: E può essere emessa in quantità X, 2X...
• la luce che natura ha? È composta da onde o da corpuscoli?
• radiazioni del corpo nero: quando viene riscaldato emette luce
• effetto fotoelettrico Einstein

• se prendiamo un metallo e lo illuminiamo con una radiazione con la giusta intensità e la giusta frequenza questo inizierà ad emettere e^-

Planck

• analizzando l'emissione di luce del corpo nero ipotizzò come l'energia nel mondo microscopico non potesse caduta in modo continuo, ma soltanto in modo quantizzato (a pacchetti)

E=hv

Aiutandosi con questa idea Einstein spiegò l'effetto fotoelettrico. Lo se consideriamo la luce composta da particelle (fotoni) e se ipotizziamo che queste abbiano E direttamente proporzionale alla loro frequenza allora ci rendiamo conto in base alla V dipende E se le particelle non hanno E sufficiente per espellere gli e^- queste stanno lì

REGOLE PER SCRIVERE LA FORMULA DI LEWIS

1. Tutti gli elettroni di valenza devono essere presi in considerazione nella scrittura della formula di Lewis: di ogni atomo dobbiamo considerare la configurazione elettronica.
2. In una molecola gli atomi non sono tutti uguali: alcuni sono più elettropositivi, ed altri più elettronegativi.
   • Nella formazione di una molecola hanno diversa capacità di attrarre gli elettroni (contesto molecolare).
   • Il cloro attrae più dell'idrogeno e si forma quindi un dipolo.

   elettronegatività

   sx -> alto dx -> basso

3. Tutti gli atomi vengono uniti da una coppia di elettroni che rappresenta un legame.
4. Ogni atomo deve rispettare la regola dell'ottetto.

ESERCITAZIONE

1. H₂CO₃
   • stavo la formula minima;
   • calcolo il numero di elettroni di valenza.

   n.e. = 24

   H = 1 . 2C = 4O = 6 . 3

   • costruisco lo scheletro della molecola
   • atomo centrale - il più elettropositivo
   • atomi terminali -> solitamente H, perché avendo 1e^- può formare un solo legame