Chimica e laboratorio

Chimica e laboratorio L’atomo: configurazione elettronica Classi Terze – Lic. Sc. Tecnologico Docente: Luciano Canu Anno Scolastico 2007/2008

Prerequisiti • Conoscere l’evoluzione delle conoscenze sulla costituzione dell’atomo, da Democrito a Rutherford • Conoscere e saper interpretare, guidati, i fatti sperimentali e i fenomeni quotidiani che indicano la natura elettrica della materia

Obiettivi • Acquisire il concetto di energia di ionizzazione e di affinità elettronica • Capire che attorno al nucleo sono disposti gli elettroni in livelli di energia crescente • Conoscere e capire il significato di quantizzazione dell’energia nell’atomo • Riconoscere nelle prove sperimentali la conferma del modello di Bohr e dell’esistenza dei livelli elettronici

Le onde • In fisica con il termine onda si indica una perturbazione che nasce da una sorgente e si propaga nel tempo e nello spazio, trasportando energia (o quantità di moto senza comportare un associato spostamento della materia)

Parametri descrittivi • Ampiezza (A) • Variazione massima della grandezza caratteristica del tipo d’onda rispetto al valore di base • Altezza (onde nei liquidi) • Pressione (onde sonore) • Intensità di E o di B (radiazioni elettromagnetiche) • Frequenza ( ni) • Numero di onde che passa in un certo punto in un secondo (Hz)(s-1) • Lunghezza d’onda ( lambda) • Distanza tra due picchi (massimi) successivi

Relazioni • È dimostrata la relazione tra frequenza e lunghezza d’onda • Nel vuoto sono in relazione inversa a meno della costante c (=velocità della luce) • Relazione di Planck • Tale relazione permette di ottenere l’energia trasportata dall’onda elettromagnetica • E = h  • dove h è la costante di Planck che vale 6,626 x 10-34 J.s c = 299 792,458 km/s

Spettro elettromagnetico • Insieme ordinato (per lunghezza d’onda/frequenza) delle radiazioni elettromagnetiche

Spettri di assorbimento • Spettro continuo derivato dalla luce bianca del sole oppure da una lampadina (candela) • Se si fa attraversare un campione opportunamente preparato dalla luce bianca può capitare che la sostanza interferisca con la radiazione e ne assorba una parte • Si ottiene uno spettro “continuo” che presenta righe, bande o fasce scure, si parla di spettro di assorbimento

Spettri di emissione C S R R • Quando si fa attraversare un campione opportunamente preparato dalla luce bianca è possibile con opportuni strumenti registrare la radiazione precedentemente assorbita come radiazione emessa • Si ottiene uno spettro nero che presenta righe, bande o fasce colorate, si parla di spettro di emissione

L’atomo da Democrito a Rutherford nel 1911 Democrito Dalton nel IV secolo a. C. Thomson nel 1803 nel 1900 Rutherford Bohr nel 1913

Da Rutherford a Bohr • Il modello di Rutherford fallisce • Gli elettroni sono particelle cariche molto veloci che emetterebbero in brevissimo tempo tutta l’energia posseduta collassando sul nucleo • Le orbite “planetarie” non sono adatte a descrivere lo stato degli elettroni in un atomo • Il concetto rivoluzionario venne da Bohr

L’atomo di Bohr • Si scopre il neutrone che viene collocato nel nucleo dell’atomo • Ma la rivoluzione più importante è stata quella di attribuire valori energetici stabili e quantizzati (ben precisi) a tutte le orbite elettroniche • L’idea era stata presa dal Fisico Max Plank che ipotizzò che l’energia fosse quantizzata • Bohr applicò questo concetto alle orbite elettroniche • Il modello di Bohr funzionava molto bene per spiegare il comportamento dell’atomo di idrogeno ma aveva problemi con atomi più complessi

Uno scaffale per gli elettroni • Un elettrone che si trova in una certa orbita possiede l’energia associata a quel livello • I livelli più vicini al nucleo hanno meno energia, quelli più lontani ne hanno di più • Le orbite e quindi le energie permesse sono poche e ben precise • Come in uno scaffale: i libri possono trovare posto solo ad altezze ben precise, in corrispondenza di un ripiano

atomo e- e- e- e- e- e- e- e- E5 E4 E3 E2 E1 nucleo La quantizzazione dell’energia • I livelli intermedi sono da considerarsi “proibiti” • Gli elettroni possono occupare solo i livelli a distanze ed energie ben precise • Tra due livelli c’è una differenza di energia corrispondente ad un “pacchetto” di precise dimensioni • Se si fornisce una confezione di energia adatta… • …è possibile promuovere un elettrone dal livello fondamentale a quello eccitato • Pacchetti d’energia diversi non sono assorbiti dall’atomo e gli elettroni non si spostano verso livelli che risultano proibiti

quanto atomo e- e- e- e- e- e- e- luce nucleo L2 L1 L3 Gli stati dell’atomo • Definizione: lo stato dell’atomo in condizioni di stabilità ed energia minima si definisce fondamentale • Definizione: l’atomo che ha assorbito un pacchetto di energia opportuno raggiunge lo stato eccitato • Definizione: quando l’atomo assorbe un pacchetto d’energia e l’elettrone utilizza questa energia per raggiungere un livello più alto, l’elettrone si definisce promosso

Approfondisci: energia associata ai livelli • Un libro posizionato in un ripiano acquista energia in relazione all’altezza del ripiano • L’energia acquisita dal libro caratterizza il ripiano o meglio la sua altezza • Il libro è sempre lo stesso ma se si trova vicino a terra quando cade non provoca danni • Se lo stesso libro ci cade in testa da un ripiano molto alto può farci molto male poiché possiede molta energia

Approfondisci: livelli permessi • I libri dello scaffale possono essere posizionati ad altezze ben precise • Poche altezze sono consentite (5 piani solo 5 altezze) • Moltissime altezze sono proibite (i libri cadrebbero a terra) • Per gli elettroni si parla di distanze dal nucleo e di energia permessa

E N N+ e- La ionizzazione: cationi • Quando si fornisce il pacchetto d’energia giusto l’atomo può perdere un elettrone • Si deve fornire energia all’atomo per allontanare l’elettrone • Il primo elettrone perso è sempre il più lontano dal nucleo • Quando un atomo neutro perde un elettrone si carica positivamente • Si è formato uno ione, un catione

Cl Cl- e- E La ionizzazione: anioni • Alcuni elementi hanno la capacità di acquistare elettroni • Quando uno di tali atomi acquista un elettrone emette un pacchetto di energia • Il primo elettrone acquistato occupa il livello più lontano dal nucleo • Quando un atomo neutro acquisisce un elettrone si carica negativamente • Si è formato uno ione, un anione

- + - - - +3 +3 +3 - - - - - - Gli ioni: definizioni EI AE + + + - - • Uno ione è un atomo o un gruppo atomico che ha acquisito o perso uno o più elettroni (anioni, cationi) • L’energia di ionizzazione è l’energia necessaria a estrarre un elettrone da un atomo neutro • L’affinità elettronica è l’energia emessa da un atomo neutro per addizione di un elettrone

Il diagramma delle EI

Domanda 1 • Obiettivo dell’esperienza • Verificare l’esistenza dei livelli elettronici e le caratteristiche • Quantizzazione dell’energia • Dimostrare la peculiarità delle configurazioni elettroniche • Riconoscimento qualitativo

Spettri di assorbimento e emissione • Si ottiene uno spettro di assorbimento • Misurando il pacchetto assorbito dall’atomo • Otteniamo uno spettro continuo costellato di righe nere • Si ottiene uno spettro di emissione • Misurando il pacchetto emesso dall’atomo • Otteniamo uno spettro nero costellato di righe di emissione

Promuovere l’elettrone • Fornire l’energia necessaria per farlo “saltare” al livello elettronico superiore • Il salto può essere sul livello contiguo o sui successivi

Spettro visibile • È costituito da onde elettromagnetiche che il nostro occhio può percepire • Il rosso è la radiazione visibile a minore frequenza, quindi è la meno energetica • Il violetto è la radiazione a maggiore frequenza, quindi trasporta i pacchetti energetici più elevati

Livelli permessi e non • Perché l’energia dei livelli elettronici è quantizzata • Tutti i livelli caratterizzati da valori energetici

La prima tavola periodica • Il primo scienziato che ordinò gli elementi in una tavola (tabella) fu Mendeleev • gli elementi conosciuti allora (1869) vennero disposti in base al peso atomico • Attualmente si utilizza il numero atomico (Z) • Mendeleev ebbe una grande intuizione: • Incolonnò gli elementi che, secondo lui, presentavano comportamento chimico simile • Il ripresentarsi periodico delle proprietà ha dato il nome alla tavola e ha permesso di individuare e caratterizzare le famiglie chimiche

Tavola periodica • Le righe della tavola periodica corrispondono ai livelli elettronici • Infatti in ciascuna riga troviamo un numero di caselle (elementi) corrispondente al numero massimo di elettroni ospitabili • Le righe sono chiamate periodi • Le colonne della tavola sono denominate gruppi • Altro nome è “famiglie” chimiche

Le famiglie chimiche • Tutti gli elementi ordinati lungo un gruppo (colonna) presentano • Una certa somiglianza chimica (reattività) • Possiedono il guscio più esterno con una disposizione elettronica simile • Gli elettroni più esterni si chiamano di valenza • La somiglianza chimica è più spiccata per i gruppi che si trovano agli estremi della tavola periodica • Gruppo I – Metalli alcalini • Gruppo II – Metalli alcalino-terrosi • Gruppo VII – Alogeni • Gruppo VIII – Gas nobili o inerti

P Z=15 Elettroni di valenza = 5 Elettroni di Valenza • Perché certi elementi hanno un comportamento chimico simile? • Mendeleev non dava nessuna spiegazione della sua tavola • Gli elementi che si comportano in modo simile lo fanno perché mostrano una configurazione elettronica esterna simile • Situazione elettronica nello strato più esterno • Gli elettroni più esterni sono detti “di valenza” • Lo strato più esterno è detto “di valenza”

Periodicità delle proprietà • Lungo un periodo (riga) le proprietà chimiche variano in modo costante • Lungo un gruppo (colonna) si riscontra una somiglianza chimica

Energia di prima ionizzazione • Energia necessaria per estrarre un elettrone da un atomo gassoso e portarlo alla distanza infinita • Ci sono elementi che perdono facilmente l’elettrone e altri che richiedono molta energia • A + EI  A+ + 1e-

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