La struttura dell'atomo

LA STRUTTURA DELL'ATOMO

giovedì 15 ottobre 2020 20:12

INTRODUZIONE STORICA

La natura della materia ha affascinato i filosofi fin dai tempi antichi.

Nel V secolo a.C. Leucippo, fondatore della teoria atomistica, ipotizza che la materia sia costituita da particelle indivisibili.

Viene dunque introdotta la parola atomo (dal greco "indivisibile") a significare il principale costituente della materia.

Fu poi Democrito che giunse ad affermare che "in verità esistono solo atomi e il vuoto".

E' solo alla fine del XVIII secolo che si passa da studi di ambito filosofico a studi di natura scientifica, con la nascita della scienza chimica.

Alla fine di questo secolo, infatti, vengono proposte due leggi importanti:

• LEGGE DI CONSERVAZIONE DI MASSA di LavoisierIn una reazione chimica la somma delle masse dei reagenti è uguale alla somma delle masse dei prodotti.
• LEGGE DELLE PROPORZIONI DEFINITE di Proust-RichterGli elementi si combinano per formare composti secondo proporzioni in peso definite, indipendentemente dalle modalità di preparazione.

I MODELLI ATOMICI

1. DALTON (1803)
2. THOMSON (1904)
3. RUTHERFORD (1911)
4. BOHR (1913)
5. SCHRODINGER (1926-27)

1. DALTON (1803)

Tutta la materia è composta da piccolissime particelle chiamate atomi.

Tutti gli atomi di uno stesso elemento sono uguali, con stessa:- massa- dimensione- proprietà chimiche

Tutti gli atomi di elementi diversi SONO DIVERSI.

Gli atomi non si possono creare, distruggere o dividere.

Gli atomi di un elemento si combinano solo con numeri interi di atomi di un altro elemento

(atomi diversi possono combinarisi tra loro in rapporti diversi).

Da queste considerazioni deriva la LEGGE DELLE PROPORZIONI MULTIPLE di Dalton:Quando un elemento si combina con altri per formare composti diversi, le quantità degli

LA STRUTTURA DELL'ATOMO

giovedì 15 ottobre 2020 20:12

INTRODUZIONE STORICA

La natura della materia ha affascinato i filosofi fin dai tempi antichi.

Nel V secolo a.C. Leucippo, fondatore della teoria atomistica, ipotizza che la materia sia costituita da particelle indivisibili.

Viene dunque introdotta la parola atomo (dal greco "indivisibile") a significare il principale costituente della materia.

Fu poi Democrito che giunse ad affermare che "in verità esistono solo atomi e il vuoto".

E' solo alla fine del XVIII secolo che si passa da studi di ambito filosofico a studi di natura scientifica, con la nascita della scienza chimica.

Alla fine di questo secolo, infatti, vengono proposte due leggi importanti:

• LEGGE DI CONSERVAZIONE DI MASSA di Lavoisier

In una reazione chimica la somma delle masse dei reagenti è uguale alla somma delle masse dei prodotti.

• LEGGE DELLE PROPORZIONI DEFINITE di Proust-Richter

Gli elementi si combinano per formare composti secondo proporzioni in peso definite, indipendentemente dalle modalità di preparazione.

I MODELLI ATOMICI

1. DALTON (1803)
2. THOMSON (1904)
3. RUTHERFORD (1911)
4. BOHR (1913)
5. SCHRODINGER (1926-27)

1. DALTON (1803)

   Tutta la materia è composta da piccolissime particelle chiamate atomi.

   Tutti gli atomi di uno stesso elemento sono uguali, con stessa:

   • massa
   • dimensione
   • proprietà chimiche

   Tutti gli atomi di elementi diversi SONO DIVERSI.

   Gli atomi non si possono creare, distruggere o dividere.

   Gli atomi di un elemento si combinano solo con numeri interi di atomi di un altro elemento (atomi diversi possono combinarsi tra loro in rapporti diversi).

   Da queste considerazioni deriva la LEGGE DELLE PROPORZIONI MULTIPLE di Dalton:

   Quando un elemento si combina con altri per formare composti diversi, le quantità degli

elementi che si combinano stanno fra loro secondo rapporti espressi da numeri interi e semplici.

DEFINIZIONI

Atomo - più piccola parte di un elemento che mantiene le caratteristiche chimiche* di quell'elemento.

*le proprietà fisiche dipendono invece dal comportamento di un insieme di atomi di quell'elemento.

Elemento - porzione di materia costituita da atomi uguali tra loro; un elemento non può essere decomposto in specie differenti o più semplici.

Composto - porzione di materia costituita da atomi diversi in composizione costante ed invaribile.

1. THOMSON (1904)

   Utilizza i raggi catodici per dimostrare che il modello di Dalton non era corretto e l'atomo poteva essere suddiviso in particelle più piccole.

   Thomson utilizzò un tubo catodico in cui fece passare delle scariche elettriche attraverso un gas molto rarefatto. Vide quindi che dall'elettrodo negativo (catodo) venivano originati dei raggi luminosi che venivano diretti verso l'elettrodo positivo (anodo). Chiamò quindi questi raggi catodici. Egli pose inoltre altre due piastre, una a carica positivamente ed una negativamente, intorno a questo tubo catodico e vide che questo raggio luminoso diretto da catodo ad anodo in realtà veniva nel suo percorso deviato dalla piastra carica positivamente.

   Grazie a questo esperimento comprese dunque che i raggi catodici erano in realtà composti da piccolissime particelle a carica negativa, attratte quindi dalla piastra positiva; Thomson scoprì così, dunque, l'elettrone.

   In seguito, nello stesso tipo di esperimento, egli scoprì che veniva anche prodotto un fascio di particelle a carica positiva e che esso muoveva dall'anodo al catodo.

   Un'altra osservazione che fece Thomson a seguito dell'esperimento fu che la massa e la carica dei raggi catodici erano costanti ed indipendenti dalla materia dalla quale venivano originate; al contrario le particelle a carica positiva avevano una massa ed una carica che variavano a seconda dell'elemento che veniva preso in considerazione. Thomson ipotizzò quindi che le particelle a carica negativa (elettroni) e quelle a carica positiva fossero particelle ancora più piccole dell'atomo in cui esso poteva essere suddiviso.

Il modello atomico di Thomson, dunque, afferma che l'atomo è, nel suo insieme, neutro ed è costituito da una sfera di raggio circa 10^-10 m carica positivamente, al cui interno sono disseminati dei corpuscoli a carica negativa. Questo modello passò alla storia con il nome di MODELLO A PANETTONE.

3. RUTHERFORD (1911)

Pochi anni dopo rispetto a Thomson, Rutherford mise a punto un nuovo esperimento volto a dimostrare il modello proposto da Thomson.

In questo esperimento egli fece attraversare un fascio di particelle alpha positive (che oggi sappiamo essere costituite da 2 protoni e 2 neutroni) contro una sottilissima lamina d'oro. Intorno a questa lamina d'oro pose uno schermo fluorescente in modo da poter evidenziare l'arrivo di ogni particella alpha in ogni direzione dello spazio.

Rutherford vide che lo schermo fluorescente evidenziava l'arrivo di particelle alpha non solo di fronte alla lamina d'oro, lungo la traiettoria del fascio di particelle, ma alcune particelle venivano deviate e alcune addirittura riflesse, quindi il loro arrivo sullo schermo fluorescente avveniva tra la lamina d'oro e la sorgente del fascio.

Questi risultati sorpresero Rutherford in quanto non potevano essere spiegati dalla struttura dell'atomo proposta da Thomson, secondo cui le particelle non avrebbero dovuto deviare.

Rutherford iniziò dunque a pensare a come poter spiegare tale fenomeno; ipotizzò quindi che la carica positiva contenuta nell'atomo fosse tutta raggruppata in uno spazio molto piccolo e che essa fosse la responsabile della rifrazione di alcune particelle alpha; le cariche negative erano invece tutte intorno.

Arriviamo dunque alla formulazione del modello atomico di Rutherford, definito MODELLO PLANETARIO, secondo cui gli elettroni ruotano tutti attorno ad un nucleo in cui è concentrata la carica positiva. Questo modello viene definito planetario proprio perché il moto di rotazione degli elettroni attorno al nucleo è molto simile a quello dei pianeti del sistema solare che ruotano attorno al sole. Nel nucleo, oltre alla totalità delle cariche positive, è concentrata anche la quasi totalità della massa dell'atomo. Il raggio atomico in tale modello è stimato essere attorno ai

10⁻⁸cm, mentre il raggio del nucleo 10⁻¹²cm.

Da queste considerazioni deriva che gli oggetti sono perlopiù costituiti da vuoto, in quanto sono presenti ben 4 ordini di grandezza tra il raggio atomico ed il raggio del nucleo.

Il modello planetario poteva spiegare molto bene i risultati dell'esperimento di Rutherford; però, se confrontato con le leggi dell'elettromagnetismo, si riscontrava un grosso problema. Queste, infatti, stabiliscono che quando una carica elettrica subisce una qualsiasi accelerazione perde energia; quindi se noi consideriamo l'elettrone che muove di moto circolare attorno al nucleo, esso è soggetto ad una continua accelerazione centripeta che permette la variazione della direzione e del verso del moto: quindi l'elettrone dovrebbe perdere energia cinetica avvicinandosi progressivamente al nucleo.

1. BOHR (1913)

Pochi anni dopo Bohr, partendo dal modello planetario e mantenendone il concetto di nucleo di cariche positive, introduce due postulati:

• QUANTIZZAZIONE DELLE ORBITESolo un numero discreto di orbite circolari sono permesse agli elettroni che ruotano intorno al nucleo.

Nel modello planetario non si parlava di un numero discreto di orbite ma di uno spazio in cui ogni posizione intorno al nucleo era permessa.

• QUANTIZZAZIONE DELL'ENERGIAQuando un elettrone si trova in un'orbita non irradia energia; gli elettroni possono variare la propria energia solo in seguito alla transizione tra due orbite permesse.

I postulati del modello atomico di Bohr possono dunque essere riassunti così:

L'elettrone percorre solo determinate orbite circolari dette orbite stazionarie, cui corrispondono determinati valori di energia (quantizzata).

Per passare da un'orbita all'altra

• A livello energetico più elevato, un elettrone assorbe energia
• A livello energetico minore, un elettrone emette un fotone di appropriata frequenza

L'energia del fotone emesso o assorbito corrisponde alla differenza di energia delle due orbite.

Il numero n in figura è direttamente proporzionale sia alla sua distanza dal nucleo sia all'energia

dell'elettrone.

Un elettrone che si trova in una condizione di minima energia si definisce allo stato fondamentale.

Un elettrone che passi da quell'orbita ad una a maggiore energia bisogna fornire una certa quantità di energia all'elettrone e rendere dunque l'elettrone eccitato.

Un elettrone che invece passa da un'orbita a energia maggiore ad una ad energia minore, emettendo una certa quantità di energia, si ha il passaggio dell'elettrone da uno stato eccitato ad uno stato fondamentale.

Anche il modello atomico di Bohr, però, presentava due limitazioni:

• Esso parte dalla meccanica tradizionale (Newtoniana) e arriva ad un modello fisico discontinuo introducendo assunzioni non dimostrate;
• Fornisce una spiegazione delle proprietà spettroscopiche dell'atomo di idrogeno (l'elemento più semplice) ma non è sufficientemente "robusto" per interpretare gli spettri energetici degli altri elementi.

5. SCHRODINGER (1926-27)

Nel 1924 il fisico francese De Broglie, partendo dai dati sperimentali dell'effetto fotoelettrico fatte da Einstein nel 1905 che portarono alla conclusione che la luce ha una doppia natura (ondulatoria e corpuscolare), estese il dualismo onda-corpuscolo della luce anche alla materia. Definisce quindi che anche gli elettroni presentano fenomeni propri delle onde (interferenza e diffrazione).

Questo fu il passaggio che portò alla formulazione del PRINCIPIO DI INDETERMINAZIONE di Heisenberg, il quale nel 1926 afferma che non è più possibile effettuare, con la fisica quantistica, una determinazione precisa di quello che accade sia nello spazio che nel tempo, sia della posizione di una particella sia della sua velocità.

Tanto maggiore sarà la precisione sulla misurazione della posizione di una particella atomica, tanto maggiore sarà l'errore sulla misurazione della sua velocità.

Questo effetto è dovuto al fatto che il processo che porta alla misurazione di queste grandezze perturba quello che stiamo misurando.

Le conseguenze di questo principio furono:

• non è possibile definire la traiettoria di un elettrone intorno al nucleo
• si può parlare della posizione dell'elettrone solo in termini probabilistici: si troverà in una regione dello spazio con una certa probabilità.

Nel 1926 il fisico matematico Schrodinger propose il suo modello quantistico, riunendo in quella che viene definita l'equazione di Schrodinger il dualismo onda-particella di De Broglie ed il principio di indeterminazione di Heisenberg.

L'equazione di Schrodinger permette di individuare zone dello spazio intorno al nucleo in cui è massima la probabilità di trovare un elettrone; infatti ogni elettrone è descritto da un'onda, la cui ampiezza dà la probabilità di trovare l'elettrone in una data posizione intorno al nucleo.

FUNZIONI D'ONDA

Le soluzioni dell'equazione di Schrodinger sono proprio le funzioni d'onda.

Esse sono funzioni delle coordinate spaziali x, y, z.

Indicano la densità di probabilità di trovare l'elettrone in un determinato volume di spazio.

Sono caratterizzate da tre numeri interi (n, l e m_l), chiamati numeri quantici, che definiscono lo stato quantico dell'elettrone e ne specificano il valore di una proprietà.

L'orbitale viene quindi definito il quadrato di una funzione d'onda elettronica, caratterizzata da una particolare terna di valori di n, l e m_l, e rappresenta le zone dello spazio intorno al nucleo dove è massima la probabilità di trovare l'elettrone.

Gli elettroni non sono più, quindi, particelle che ruotano su orbite ben precise e quantizzate intorno al nucleo, ma si muovono rapidissimamente in una regione dello spazio intorno al nucleo in cui è massima (almeno 90%) la probabilità di trovare un elettrone.

NUMERI QUANTICI

• Il numero quantico principale n (n = 1, 2, 3, … ,7) definisce il livello energetico dell'elettrone (direttamente proporzionale alla distanza dal nucleo).
• Il numero quantico secondario l (l = 0, 1, 2, … , n-1) determina il numero di sottolivelli che possono essere presenti all'interno di un guscio energetico. Esso dà inoltre informazioni riguardo la forma dell'orbitale.

valori di l:     0   1   2   3orbitale:   s   p   d   f

• Il numero quantico magnetico m_l (m = -l, … , +l) definisce quanti orbitali della stessa forma, ma con orientazione diversa, possono coesistere in un sottolivello; essendo questi orbitali in uno stesso sottolivello avranno tutti la stessa energia e si chiamano infatti isoenergetici o degeneri. Si definisce magnetico perché fornisce informazioni sull'orientamento che gli orbitali possono assumere immersi in un campo magnetico.

ORBITALI

• Orbitali s

La superficie di contorno è una sfera il cui volume aumenta all'aumentare del numero quantico principale n.

• n = 1, 2, … , 7
• l = 0
• m_l = 0

• Orbitali p

La superficie di contorno è un doppio lobo che di espande lungo gli assi x, y e z.

• n = 2, 3, ..., 7
• l = 1
• m_l = -1, 0, 1

• Orbitali d

La superficie di contorno è a quattro lobi.

• n = 3, 4, ..., 7
• l = 2
• m_l = -2, -1, 0, 1, 2

• Orbitali f

La superficie di contorno è decisamente più complessa.

• n = 4, 5, ..., 7
• l = 3
• m_l = -3, ..., 3

NUMERO QUANTICO DI SPIN (m_s)

Rappresenta, a differenza degli altri, il numero quantico dell'elettrone e non dell'orbitale.

Viene introdotto quando nel 1925 due fisici olandesi (Uhlrnbeck e Goudsmit) ipotizzando la rotazione dell'elettrone intorno al suo asse (come fa la Terra).

Questa rotazione avviene in due diverse direzioni: orario o antiorario. Esse generano due diversi momenti angolari intrinsechi alla rotazione; quindi si definisce per un elettrone

• che ruota in senso antiorario un valore di + ¹/₂ del numero quantico di spin (spin up)
• che ruota in senso orario un valore di - ¹/₂ del numero quantico di spin (spin down)