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Riassunto esame chimica, prof. Cozzi, libro consigliato Chimica, Brady, Senese

Riassunto esame chimica e propedeutica biochimica, basato su appunti personali e studio autonomo del testo consigliato dal docente Cozzi: Chimica, Brady-Senese. Gli argomenti trattati sono i seguenti: modelli atomici da Thomson agli orbitali, con approfondimenti di fisica quantistica ed interpretazione di Copenaghen, e sunto di configurazioni elettroniche nella tavola periodica (Aufbau). Vedi di più

Esame di Chimica e propedeutica biochimica docente Prof. P. Scienze chimiche

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COMPENDIO SULLA STORIA DEI MODELLI ATOMICI ED ITINERARIO DI

CONFIGURAZIONE ELETTRONICA

Il primo a dedurre che nelle reazioni chimiche avvenissero delle ricombinazioni di

atomi fu Antoine-Laurent de Lavoisier (1743-1794), con la sua legge di conservazione

della massa.

Fu però John Dalton (1766-1844) a studiare gli atomi nel 1803. È tuttavia bene

precisare che i suoi studi avvennero secondo il cosiddetto modello black box (ossia

output input

un sistema studiato per i propri in relazione agli forniti, senza possibilità

di spiegarne il funzionamento interno): studiò dunque le reazioni degli atomi, ma non

ne compì un’analisi che definisse le parti interne.

I modelli atomici vennero sviluppati successivamente attraverso lo studio di fenomeni

fisici elettrici e, in seguito, l’avvento della chimica nucleare.

Per le leggi dell’elettrostatica, quando un materiale inizialmente neutro si carica

significa che al suo interno vengono separate delle parti di cariche opposte. Fu così

che nel 1897, J. J. Thomson (1856-1940) calcolò il rapporto tra la carica e la massa di

un elettrone, sviluppando un modello atomico. Secondo il Modello di Thomson, gli

elettroni nell’atomo erano come delle isole di carica negativa immerse in una nube di

carica positiva.

La carica elettrica, definita come grandezza fisica che caratterizza i corpi elettrizzati, è

stata misurata (con la scoperta del nucleo) sulla base di quella dei protoni e dei

neutroni; tuttavia essi a loro volta sono composti da quark, i quali hanno una carica

quark up quark down

2 1

frazionaria (i hanno + / , i hanno - / ). È bene quindi ricordare

3 3

che benché la carica fondamentale venga generalmente considerata quella di protoni

e neutroni, tutto ciò è relativo alla storia della scienza e non all’impossibilità che

esistano particelle ancora più fondamentali.

Nel 1909 Ernest Rutherford (1871-1937) condusse un esperimento: diresse delle

radiazioni α (nuclei di elio) verso una lamina d’oro; con l’ausilio di uno schermo posto

dall’altro lato della lamina, si poté verificare quante radiazioni avessero attraversato

l’oro.

Rutherford notò che alcune radiazioni venivano deflesse di quasi 180°, mentre il resto

passava senza difficoltà attraverso la lamina. Questi risultati confutarono il modello di

Thomson, secondo cui tutte le radiazioni sarebbero dovute passare attraverso la nube

positiva, e furono la prova dell’esistenza di un nucleo negli atomi dell’oro, che quando

urtato provocava la deviazione delle radiazioni.

Venne così sviluppato il modello planetario, secondo cui gli elettroni orbitano intorno

al nucleo come pianeti intorno alla stella del loro Sistema.

Naturalmente c’è una differenza fra l’atomo ed un Sistema Solare: l’attrazione fra

2

pianeti e Sole è infatti gravitazionale (F=GmM/r ), mentre quella fra elettrone e nucleo

2

è di tipo elettrostatico, espressa dalla legge di Coulomb: F=kqQ/r . Essendo le

cariche q e Q del nucleo e dell’elettrone discordi, la forza F è negativa e quindi

attrattiva (gli elettroni vengono mantenuti in orbita attorno al nucleo, positivo).

Tuttavia, muovendosi attorno al nucleo, l’elettrone emetterebbe dell’energia

elettromagnetica dissipando la propria energia cinetica K (che ricordiamo essere

proporzionale alla sua velocità v).

Nei pianeti, dove v rimane costante, la forza di gravità è bilanciata dalla velocità e

l’oggetto continua a muoversi sull’orbita.

Nell’atomo, invece, K si dissiperebbe e quindi la velocità diminuirebbe sempre più: la

forza elettrostatica attrarrebbe l’elettrone sempre maggiormente in un’orbita a spirale,

Quest’osservazione

-10

finché esso non collassasse nel nucleo entro circa 1 secondi.

confuta, almeno parzialmente, il modello planetario dell’atomo .

Ricordando che J. C. Maxwell (1831-1879) unificò sotto il fenomeno

dell’elettromagnetismo la teoria corpuscolare di Isaac Newton (1642-1727) e la

teoria ondulatoria di Christiaan Huygens (1629-1695) a proposito della luce,

procediamo a studiare come questi fenomeni possono ulteriormente spiegare la

natura dell’atomo.

Estendendo la doppia natura all’energia elettromagnetica in generale, Max Planck

(1858-1947) scoprì che così come la materia, anche l’energia è discreta. Secondo lui

infatti l’energia era sì ondulatoria, ma non disponibile in piccole quantità a piacere.

Non si poteva infatti andare al di sotto di unità elementari chiamate quanti.

Questa complicata spiegazione è sempre dovuta alla storia della scienza, in quanto si

sono applicati i medesimi criteri di studio sia alla materia che all’energia.

L’equazione di Planck descrive l’energia di un fotone (parola coniata da Frithiof

Wolfers ma definita da Albert Einstein come un quanto di luce): E=hν, dove ν è la

frequenza delle onde (numero di cicli al secondo), pari a c/λ (con c velocità della luce e

h costante di Planck,

λ lunghezza d’onda, ossia distanza tra due massimi); è invece la

-34

pari circa a 6,626 x 10 Js.

J. R. Rydberg (1854-1919) e J. J. Balmer (1825-1898) compirono degli esperimenti su

alcuni gas talmente rarefatti da poter essere considerati quasi monoatomici

(approssimazione indispensabile per considerare l’energia come esclusivamente

quantizzata, poiché le interazioni intramolecolari non sono discontinue allo stesso

modo).

L’esperimento consisteva nell’eccitare tramite riscaldamento o scarica elettrica tale

gas, in modo che esso emettesse un fascio di luce; facendo passare il suddetto fascio

attraverso un prisma apposito, era possibile scomporre il fascio di luce in uno spettro

elettromagnetico. Si notò che lo spettro emesso non era continuo, bensì presentante

solo le righe di alcuni colori (spettro atomico, o d’emissione).

La spiegazione del fenomeno è relativamente semplice: innanzitutto l’atomo gassoso

eccitato dal riscaldamento o dall’elettricità fa compiere a un elettrone un salto su di

un’orbita più esterna; essendo quest’ultima instabile, l’elettrone compie il salto

inverso, emettendo energia di modulo uguale. Come specificato poc’anzi,

l’energia è legata anche ad una natura ondulatoria. Per questo salti di ampiezza

diversa comportano emissioni di lunghezze d’onda diverse (ad esempio circa 590

nm, ossia giallo, per il sodio, o circa 490 nm/blu e 650 nm/rosso per l’idrogeno).

R

Rydberg propose un’equazione che, data una costante empirica (ossia calcolata per

H

far quadrare i fenomeni osservati) e due numeri interi scelti in modo che il secondo sia

maggiore del primo, permetteva di calcolare la lunghezza d’onda emessa

1 1 1

=R ( − )

dall’idrogeno: . L’importante implicazione di queste scoperte è stata

H

λ 2 2

n n

che essendo le lunghezze d’onda e dunque i salti perfettamente quantificabili, le

orbite degli elettroni intorno al nucleo fossero di numero finito.

Ripetendo l’esperimento su gas rarefatti raffreddati (che assorbono le lunghezze

d’onda invece che emetterle), si nota che lo spettro ottenuto è esattamente il negativo

di quello dell’esperimento originale. Infatti, le lunghezze d’onda emesse dal gas

eccitato sono le stesse assorbite da quello freddo.

Un’importante applicazione di queste scoperte avvenne nel 1814 con Fraunhofer e

nel 1859 con Kirchof e Bunsen, quando si scoprirono i materiali di cui era fatto il

Sole attraverso il suo spettro: l’emissione era quasi continua, mancavano solo i colori

assorbiti dagli elementi più freddi dell’atmosfera.

summa

Una rilevante di questi contributori alla scoperta della natura dell’atomo venne

attuata da N. H. D. Bohr (1885-1962), il quale affermava che in condizioni normali gli

atomi non emettessero energia, in quanto gli elettroni si trovavano ognuno su di una

postulò

propria orbita stabile, l’orbita fondamentale (sulla quale che gli elettroni

possedessero il minimo d’energia possibile). Il secondo postulato di Bohr afferma che

l’elettrone può passare su orbite esterne a quella fondamentale quando riceve precise

quantità d’energia (i quanti). Queste quantità non sono sommabili (se l’elettrone di un

certo atomo per fare un salto necessita di un quanto pari a 8 J, non gli si possono

inviare due “pacchetti” da 4 J, ma uno o più “pacchetti” di 8 J).

Bohr propose un modello quantitativo in cui l’energia necessaria ai salti degli elettroni

corrispondeva perfettamente a quella emessa negli esperimenti con i gas

monoatomici (almeno dal 2° livello, in quanto i salti dal 1° sono a noi invisibili). Per

calcolare l’energia dell’elettrone, nell’equazione di Bohr compariva il numero

quantico, ossia il numero dell’orbita – esso apparteneva a N ed era maggiore o

uguale a 1, ma in realtà anche minore o uguale a 7 poiché oltre alla settima orbita

l’elettrone sfugge all’attrazione del nucleo, mandando l’atomo incontro a

ionizzazione (ossia, in questo caso, la formazione di un catione). Allo stesso modo, se

l’elettrone andasse al di sotto del primo livello collasserebbe nel nucleo.

L'energia aumenta discontinuamente all'aumentare del raggio, ma sotto il primo livello aumenta esponenzialmente per il collasso

4 3.4

3.5 2.9

3 2.6 2.5

2.5

2 1.5

e

n

o

ttr 1.5

le 1

e

ia

g 1

r

e

n 0.50.55

E 0.5

0 0 1 2 3 4 5 6

Raggio

Questa è la formula teorizzata da Bohr:

−b

E= n b

dove è numero quantico e costante di Bohr (pari a

2

n 4

2 πme −18

=2,18∗10 J m e h

, con massa elettronica, carica elettronica e costante di

2

h

Planck).

Questo modello va tuttavia incontro ad una limitazione: funziona esclusivamente con

+

l’idrogeno e ioni che, come H, possiedono un solo elettrone (come He ).

A. J. W. Sommerfeld (1868-1951) si avvicinò parzialmente alla ragione, proponendo


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DESCRIZIONE APPUNTO

Riassunto esame chimica e propedeutica biochimica, basato su appunti personali e studio autonomo del testo consigliato dal docente Cozzi: Chimica, Brady-Senese. Gli argomenti trattati sono i seguenti: modelli atomici da Thomson agli orbitali, con approfondimenti di fisica quantistica ed interpretazione di Copenaghen, e sunto di configurazioni elettroniche nella tavola periodica (Aufbau).


DETTAGLI
Corso di laurea: Corso di laurea in chimica
SSD:
Università: Milano - Unimi
A.A.: 2017-2018

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