Chimica Inorganica

Chimica

Scoperta elettrone

Faraday nel 1835 scopri l’elettrolisi, ossia la separazione in acqua di ioni positivi e negativi mediante il

posizionamento in essa di un catodo (polo negativo) ed anodo (polo positivo) ed applicando una d.d.p.

Stoney ipotizzò dall’elettrolisi che l’unità di carica elettrica fossero associati agli atomi, e suggerì per queste

il nome elettroni

Un allievo di Faraday, William Crookers sviluppò il primo tubo catodico (ossia un tubo di vetro con un

vuoto spinto, che presenta al suo interno un catodo ed un anodo percorsi da energia elettrica ad alto

voltaggio)mostrando poi anche che i raggi luminescenti che appaiono all’interno del tubo trasportano

energia e si muovono dal catodo all’anodo. Inoltre, applicando un campo magnetico, fu anche in grado di

deflettere i raggi, dimostrando quindi che il fascio si comporta come se fosse carico negativamente.

Fu però J.J. Thompson a definire questi raggi catodici; come flussi di elettroni; inoltre riprendendo

l’esperimento di Crookers ed applicando al tubo catodico un campo magnetico perpendicolare a

quello elettrico riuscì a calcolare il rapporto CARICA /MASSA (-1.76.108Coulomb g-1 degli

)

elettroni, il valore trovato è indipendente dalla composizione del gas, degli elettrodi e dalla natura

dell’energia elettrica utilizzata(ma non la C e la M indipendentemente. La Misura del rapporto m/e

per l’elettrone venne calcolata tenendo conto della forza centrifuga alla quale è sottoposto

l’elettrone, al campo elettrico (Ee) e magnetico (Hev)

2

= da cui =

H = int. campo magnetico E= int. campo elettrico

Se H=E allora: v = E/H

Millikan nel 1909 riuscì a calcolare la massa dell’elettrone attraverso l’esperimento con la goccia d’olio:

venivano spruzzate in una camera delle goccioline d’olio e mentre queste scendevano venivano esposte ai

raggi X (ionizzavano i gas presenti e facevano attecchire gli elettroni alle goccioline) facendogli acquisire

una carica elettrica, ed utilizzando un telescopio in miniatura osservava la discesa delle gocce. Se la carica

elettrica delle piastre poste al di sopra ed al di sotto delle gocce veniva controbilanciata alla forza di gravità

−

carica dell’elettrone = -1.602176 x C

(4πr3dg/3) , era possibile conoscere la e quindi anche la

massa = 9.109383 g. Particelle elementari

Numero atomico (Z): numero di protoni presente in un atomo

Numero di massa (A): numero complessivo di neutroni e protoni presenti in un atomo

Nuclide: E' ciascuna specie atomica caratterizzata da un definito numero di protoni e neutroni.

Gli elementi sono costituiti da vari nuclidi aventi tutti lo stesso Z, ma differente A; tali nuclidi si chiamano

isotopi; questi possiedono stesse proprietà chimiche. Per conoscere l’abbondanza isotopica (ossia il

rapporto percentuale tra il n° di atomi dell’isotopo e il n° di atomi dell’elemento) si utilizza il TOF, anche

Spettrofotometria di massa a tempo di volo

chiamata :

In un tubo (alle cui estremità vi sono due elettrodi e con il vuoto presente all’interno) vengono immessi gli

isotopi di un determinato elemento, successivamente si applica una d.d.p. e si nota che il tempo di volo è

direttamente proporzionale alla radice quadrata della massa dello ione, poiché:

2

=

energia cinetica elettrone

2

√

=

Velocità ioni: Tempo di volo = L/ =

2

√

Difetto di massa

Se calcoliamo la massa dell’atomo di He sommando la massa dei protoni e quella dei neutroni vediamo che

anche se di poco il valore trovato è maggiore rispetto alla massa dell’atomo di He, questo perché la

differenza di massa (chiamata difetto di massa) equivale all’energia di legame del nucleo. E’ possibile

=

:

calcolarla con l’equazione di Einstein Peso atomico

L’Unità Chimica di Massa (u.c.m.) è definita come 1/12 della massa dell’isotopo 12 del carbonio (C-12)

espressa in grammi. −

−23 = 1.66043 • g

Unità Chimica di Massa : 1.99252•10 /12 g

La Massa Atomica o Peso Atomico (PA) di un nuclide è definita come la massa del nuclide espressa in u.c.m.

La Massa Atomica o Peso Atomico (PA) di un elemento è definita come la media ponderale dei PA dei

nuclidi che lo compongono.

Grammoatomo : massa di un elemento che corrisponde al suo P.A.

Numero di Avogadro : è il numero di molecole presenti in un grammoatomo di un elemento e

6.023 x molecole

corrisponde a Struttura atomica

 Modello a panettone di Thompson : dopo la scoperta, attraverso l’utilizzo del tubo catodico, J.J

provo a pensare all’atomo come ad una particella all’interno della quale le particelle cariche

negativamente e positivamente sono immerse

 Modello atomico planetario di Rutherford : suppose che se il modello atomico di Thompson fosse

stato esatto, allora se egli avesse inviato dei raggi alfa (nuclei di He) su una lamina di Au il raggio delle

particelle sarebbe stato deviato di poco attraversando la lamina. Ma ciò non avvenne, anzi alcune

particelle tornarono al punto di partenza; spiegò questo risultato pensando che le particelle positive

avessero colpito parti positive della lamina di Au respingendosi. In questo modo fu il primo ad ideare il

concetto di nucleo atomico (parte positiva) ed intorno ad esso ruotavano le cariche negative (elettroni)

come i pianeti fanno col sole.

 Modello atomico di Bohr : (vedi successivamente)

Radiazioni elettromagnetiche

Fu per primo Maxwell ad ipotizzare la che la luce avesse una natura elettromagnetica, ossia il campo

elettrico e magnetico oscillano in modo perpendicolare tra di loro.

 Lunghezza d’onda (λ): distanza tra due creste successive tra di loro

 Frequenza (ν) numero di onde che passano in un determinato punto in un certo intervallo di tempo, si

−1

,

misura in ed è detta Hertz

 Ampiezza: altezza massima di un onda, ed i punti di minima altezza sono chiamati nodi

c (velocità luce) = λ ν

La velocità di qualsiasi moto periodico è:

La velocità della luce corrisponde a circa 300000 km/s.

Le onde stazionarie sono utili soprattutto perché fanno parte della teoria atomica recente, un onda

stazionaria possiede due o più nodi aventi ampiezza zero; inoltre la distanza tra due nodi successivi è

sempre λ/2. Le vibrazioni permesse sono quelle aventi lunghezza di n(λ/2) dove n è sempre un numero

intero.

Nel 1900 Planck riuscì a risolvere il dilemma che affliggeva i fisici di tutto il mondo, ovvero che relazione

esiste tra l’intensità e la lunghezza d’onda di un corpo incandescente; il fisico tedesco ipotizzò che fossero

gli atomi dell’oggetto incandescente, vibrando, ad emettere la radiazione elettromagnetica. Suppose

inoltre che le vibrazioni sono quantizzate ( sono permesse solo certe vibrazioni con specifiche frequenze)

=

Utilizzando le idee di Planck, Einstein spiegò l’effetto fotoelettrico: l’emissione di elettroni che si verifica

quando la luce colpisce un catodo ( - ), i quali vengono captati dall’anodo (+) e si registra la d.d.p. prodotta.

Einstein dedusse inoltre che la luce possiede anche una natura corpuscolata, costituita da pacchetti di

energia privi di massa, i fotoni, e che l’energia di queste particelle è direttamente proporzionale alla

frequenza della radiazione. Spettri di emissione

Gli atomi di un elemento in fase gassosa ed a bassa P, se sottoposti ad un campo elettrico, assorbono

energia “eccitandosi” emettendo radiazioni elettromagnetiche a determinata lunghezza d’onda tipica

dell’elemento in questione; ciò è visibile facendo passare il raggio luminoso attraverso un prisma ed

osservando la presenza di alcune righe colorate, chiamate spettro di emissione a righe. Grazie agli studi di

Rydberg oggi è possibile calcolare la lunghezza d’onda degli atomi di H mediante l’utilizzo di una particolare

1 1 1

= ( − )

equazione: con n >2

2 2

2

Dove R è la costante di Rydberg ed n è un numero intero; se n=3 allora si ottiene la lunghezza della riga

rossa, se n=4 riga verde se n=5 riga blu, l’insieme di queste righe, nella regione del visibile, è noto come

serie di Balmer. Modello di Bohr dell’atomo di H

Secondo Bohr, il modello per descrivere un atomo di H si rifaceva al modello planetario di Rutherford, solo

che presentava una grande incongruenza con la fisica classica: l’elettrone ruotando avrebbe perso energia

e col passare del tempo di sarebbe schiantato sul nucleo. Per questo Bohr ipotizzò che un elettrone può

percorrere solo certe orbite, ossia l’energia dell’elettrone è quantizzata, ed è calcolabile unendo

ℎ

= −

:

l’equazione di Planck e di Rydberg 2

2

)

L’elettrone che ruota intorno al nucleo è spinto verso l’esterno dalla forza centrifuga ( e verso

1 2

( ).

l’interno dalla forza elettrostatica Bohr postulò inoltre che la condizione per cui un elettrone

2

4

muovendosi su un orbita non emetta energia (si trova quindi in uno stato stazionario) , è che il valore dei

momenti angolari sia un multiplo intero della grandezza h/2π; indicando con m la massa dell’elettrone, v la

velocità e r il raggio dell’orbita, la quantizzazione dell’orbitale è espressa :

ℎ

= 2

(Vedi foglio)

Modello di Sommerfeld Nel 1916, il fisico tedesco Arnold Sommerfield, tentò di dare un significato alla

struttura fine dell'idrogeno (ossia che ogni riga dello spettro era in verità costituita da più righe vicine tra

loro) introducendo anche le traiettorie ellittiche per il moto degli elettroni. Innanzitutto egli ipotizzò che,

poiché le righe della struttura fine erano in numero limitato, anche il numero delle orbite possibili sarebbe

dovuto essere limitato. Sommerfeld dimostrò che per ciascun valore del numero quantico n doveva

esistere un numero determinato di orbite ellittiche (oltre a quella circolare), di eccentricità variabile (cioè

più o meno schiacciate), ma aventi tutte l'asse maggiore uguale al diametro della circonferenza presente in

quel determinato livello energetico. Per descrivere il momento angolare dell'elettrone che viaggia su orbite

numero quantico ℓ

ellittiche, Sommerfeld introdusse il , detto numero quantico di momento angolare.

L’effetto Stark consiste nella separazione delle linee spettrali di atomi e molecole a causa della presenza

nell’effetto Zeeman

di un campo elettrico esterno, mentre viene applicato un campo magnetico esterno.

Esperimento Stern- Gerlach

Venne effettuato per avvalorare l’ipotesi del modello atomico Bohr-Sommerfeld; L’esperimento originale

fu compiuto su atomi di argento: Un fascio di atomi d’argento è prodotto dal riscaldamento del metallo

posto in un forno in vuoto. Il fascio quindi passa fra i poli di un magnete di forma tale da produrre un

campo B non omogeneo e viene rilevato facendolo incidere su uno schermo freddo. Si rilevarono due

bande aventi stessa densità, una posta superiormente ed una al di sotto: nella prima erano presenti atomi

di Ag con spin (rotazione) parallelo alle linee di forza del campo magnetico e nel seconda, atomi con spin

antiparallelo. Il numero quantico di spin possiede due valori: +1/2 e -1/2

Numeri quantici

 Numero quantico principale (n): va da 1 a + infinito, e da solo il valore di esso dipende l’energia

dell’elettrone. Questo numero quantico è importante anche per conoscere le dimensioni dell’orbitale.

 Numero quantico secondario (l) : Gli elettroni di un certo strato possono essere raggruppati in

sottostrati, caratterizzati dall’avere differente numero quantico l e perciò dall’avere forma differente. Il

suo valore va da 0 ad n-1

 Numero quantico magnetico (m) : ci informa sul modo in cui l’orbitale è orientato nello spazio, il suo

valore va da –l a + l Onde materiali

De Broglie analizzò l’effetto fotoelettrico di Einstein per dimostrare la natura ondulatoria e corpuscolata

della luce, ed ipotizzò che un elettrone di massa m che si muove a velocità v, fosse associata una

determinata lunghezza d’onda, calcolata unendo l’equazione di Planck e di Einstein:

ℎ

=

Egli inviò un fascio di elettroni su un foglio di metallo e vide che avveniva il fenomeno della diffrazione,

tipico delle radiazioni elettromagnetiche; inoltre de Broglie disse che ogni oggetto con una massa ed una

velocità ha proprietà ondulatorie, basta che il prodotto sia piccolissimo! (come avviene nel caso di

elettroni, protoni e neutroni.)

Principio di indeterminazione di Heisenberg

È impossibile conoscere contemporaneamente sia la posizione di un elettrone in un atomo sia la sia energia

con una accuratezza elevata; se si cerca di determinare con accuratezza o la posizione o l’energia, allora

l’altro parametro rimane indeterminato. Max Borne riprendendo l’affermazione di Heisenberg disse che è

possibile calcolare la probabilità di trovare un elettrone, del quale si conosce bene la sua energia, in una

certa regione di spazio. Onde stazionarie

Onda stazionaria

: in un onda stazionaria la posizione dei nodi e dei ventri è sempre cost. e non si ha

trasporto di energia, a differenza di quelle progressive dove si ha un cambiamento continuo della posizione

dei nodi ed avviene trasporto di energia. Affinché un onda stazionaria non si autodistrugga, la sua

lunghezza d’onda deve essere sottomultiplo della circonferenza:

2

=

Modello quantistico atomo di H

2

=

Condizione stazionarietà : ℎ

→ =

+ Relazione di Bohr

2

ℎ

=

De Broglie

Ai giorni di oggi l’atomo viene rappresentato da un nucleo positivo, dove intorno ad esso vi è un onda

stazionaria (elettrone) che segue la condizione di Bohr.

Equazione di Schrodinger

(vedi passaggi sul foglio) funzioni d’onda

Le soluzioni di questa equazione, le permettono di fare le seguenti affermazioni

 Il modo migliore per descrivere il comportamento di un elettrone è come se esso fosse un’onda

stazionaria ed ad ogni funzione d’onda è associata una determinata energia. Ciò vuol dire che l’energia

dell’elettrone è quantizzata, ossia può avere solamente determinati valori

 Il quadrato della lunghezza d’onda è correlato con la probabilità di trovare l’elettrone e chiamata:

densità elettronica

 La teoria di Schrodinger ci informa sulla quantità esatta di energia che possiede l’elettrone e per questo

motivo, seguendo il principio di indeterminazione, non è possibile conoscere l’esatta posizione

orbitale

dell’elettrone; ma la regione di spazio dove vi è la massima probabilità di trovarlo è definita

Forme degli Orbitali

In chimica non è molto importante conoscere la forma dell’orbitale, ma lo è più sapere la forma della

funzione che dà la probabilità di trovare l’elettrone in un punto dello spazio

 Orbitali s : (n=1) orbitale occupato da un elettrone con numero quantico l = 0; se assumiamo che

l’elettrone sia una particella e se lo potessimo fotografare, vedremo che avremo una nuvola a punti

chiamata rappresentazione a nuvola elettronica. Osserveremo inoltre che la maggiore densità di punti

2 2

ψ 4

si avrà nelle vicinanze del nucleo; inoltre se costruiamo il grafico (chiamato grafico di densità

superficiale o di distribuzione radiale), sull’asse verticale avremo la probabilità di trovare l’elettrone in

; la probabilità sarà massima nelle zone accanto al nucleo,

un sottile guscio sferico di a distanza r

e l’orbitale s ha forma sferica!!

 Orbitali p: tre tipi di orbitali p

(n=2) Esistono , poiché essendo l =1, esistono tre modalità di

distribuzione nello spazio (m=0, m=1, m=2); questi orbitali possiedono un piano immaginario che passa

attraverso il nucleo e divide le regioni di densità elettronica in due metà, questo piano è chiamato

superficie nodale e su di essa la probabilità di trovare l’elettrone è nulla.

 Orbitali d: (n=3) sempre in numero di 5 (essendo l = 2 m è m=±1, m=±2 m=0) e possiedono tanti piani

nodali quanto è il valore di l, quindi ne hanno 2. Questi 5 orbitali vengono anche chiamati o. degeneri

poiché possiedono tutti la stessa energia.

 Orbitali f: n=4 l=3 ed m può essere uguale a m=±3, ±2, ±1 e 0 quindi gli orbitali f sono 7, e possiedono

3 piani nodali. Energia degli orbitali

Abbiamo già detto che sono i numeri quantici n ed l ad informarci sul quantitativo energetico dell’orbitale,

però queste energia cambia da atomo ad atomo poiché viene a cambiare l’energia elettrostatica del nucleo;

infatti l’orbitale 2p dell’O e del N possiedono differenti quantitativi energetici . Tuttavia mentre il valore

dell’energie dei livelli energetici successivi sono differenti, l’ordine di tali valori presenta regolarità tra i vari

atomi idrogenoidi (atomi che possiedono sull’orbitale più esterno un solo elettrone) e gli atomi

polielettronici. Metodo Aufbau

viene applicato per determinare la configurazione elettronica di un atomo, molecola o ione. Consiste in un

progressivo riempimento degli orbitali con elettroni, Come vengono aggiunti,