Loading presentation...

Present Remotely

Send the link below via email or IM

Copy

Present to your audience

Start remote presentation

  • Invited audience members will follow you as you navigate and present
  • People invited to a presentation do not need a Prezi account
  • This link expires 10 minutes after you close the presentation
  • A maximum of 30 users can follow your presentation
  • Learn more about this feature in our knowledge base article

Do you really want to delete this prezi?

Neither you, nor the coeditors you shared it with will be able to recover it again.

DeleteCancel

Make your likes visible on Facebook?

Connect your Facebook account to Prezi and let your likes appear on your timeline.
You can change this under Settings & Account at any time.

No, thanks

LE TEORIE ATOMICHE

No description
by

Elena Matteoni

on 6 January 2013

Comments (0)

Please log in to add your comment.

Report abuse

Transcript of LE TEORIE ATOMICHE

Al principio... ....adesso. ORBITA Modelli planetari Modello atomico di Rutherford Il modello atomico di Rutherford o modello atomico planetario è un modello dell'atomo proposto da Ernest Rutherford. L'analisi compiuta da Rutherford stesso nel 1911 suggerì che il modello atomico a panettonedi J.J. Thomson non era corretto. Il nuovo modello aveva delle caratteristiche che sono rimaste anche in modelli successivi come la concentrazione della maggioranza della materia in un volume relativamente piccolo rispetto alle dimensioni atomiche (ossia un nucleo atomico) e la presenza di elettroni rotanti intorno ad esso, come i pianeti del sistema solare attorno al sole.
Punti fondamentali
- Rutherford introduce il concetto di peso atomico che era stato tralasciato dal predecessore Thomson nel modello a panettone, ammettendo l'esistenza di un nuovo tipo di particella nella composizione del nucleo interno: i neutroni, fondamentali ai fini di una corretta determinazione del peso atomico.
- Gli orbitali elettronici dell'atomo non influenzano lo scattering delle particelle alfa.
- La maggior parte della carica atomica - espressa in unità della carica dell'elettrone (la carica fondamentale) - fino al più ad un numero uguale alla metà della massa dell'atomo - espressa in unità di massa atomica (si usava la massa dell'atomo di idrogeno come unità) - è concentrata in un volume molto piccolo -rispetto al volume dell'intero atomo - al centro dello stesso. Questa carica è responsabile dello scattering Rutherford.
- La massa di atomi pesanti (come ad esempio l'oro) è concentrata nella regione centrale dove risiede anche la carica, dato che i calcoli non mostrano che sia spostata o deflessa da particelle alfa ad alta velocità. Modello atomico di Bohr In seguito alle considerazioni di Rutherford, Bohr propose un nuovo modello atomico frutto delle teorie di Rutherford e di dati sperimentali. Il nuovo modello e' entrato a far parte dei fondamenti della meccanica quantistica ed il suo atomo consiste in un nucleo di carica positiva al quale ruotano intorno gli elettroni di carica negativa che percorrono orbite stazionarie. Le orbite scoperte da questo scienziato sono fisse ma non equidistanti , ci sono infiniti livelli possibili ed afferma inoltre due postulati :
1) Allo STATO STAZIONARIO gli elettroni ruotano su orbite definite e fisse senza mai assorbire ne cedere energia.
2) Allo STATO ECCITATO assorbendo Energia dall' esterno gli elettroni possono spostarsi dall'orbita stazionaria ad un'altra.
Perciò si dice che l'Energia nell' atomo e' quantizzata, cioe' la quantita' di Energia che assorbe un elettrone nel passaggio da un orbita ' all'altra e' definita e per questo l'elettrone tendera' a tornare all' orbita stazionaria cedendo la stessa quantita' di Energia assorbita prima spontaneamente. Bohr afferma che gli elettroni possono percorrere gli spazi in base all' Energia ed afferma la presenza di LIVELLI ENERGETICI: spazi che percorrono gli elettroni intorno al nucleo con valore costante di Energia. Spontaneamente l'elettrone perde energia sotto forma di ONDE ELETTROMAGNETICHE per far tornare stabile l' atomo
GLI ELETTRONI POSSONO STARE SOLO IN DETERMINATI SPAZI Quantizzazione (PLANCK) Alcuni fenomeni possono avvenire in maniera quantizzata: gli elettroni possono avere solo determinati valori di energia, infatti gli elettroni si trovano come su una scale solamente a determinate distanze dal nucleo (ORBITALI ATOMICI) e se si trovano su un certo livello allora si dice che sono in uno stato energetico di quiete. Doppia natura degli elettroni onda e particella (DE BROGLIE) Legenda:
l=lunghezza d’onda
h=costante di Plance
m=massa
V=velocità
Dx=spostamento
DV=differenza tra velocità
P=pi greco

Gli elettroni possono essere interpretati sia come onde che come particelle
l=h/(m*V)

Tutti gli oggetti hanno una natura ondulatoria, la quale non influisce su di noi perché se la massa aumenta, il moto diventa infinitamente piccolo.
Dx*DV >= h / (4P*m) Principio di indeterminazione (HEISENBERG) Secondo Heisenberg due misure non si potevano fare contemporaneamente ottenendo per entrambe delle soluzioni esatte.
Dx*(m*DV) >= h / 4P
Se l'incertezza tra Dx e m*DV deve essere pari ad una costante, allora se Dx è un valore basso, m*DV aumenta.
Questa formula e le conseguenti considerazioni non sono utilizzabili nei modelli planetari, altrimenti conosceremmo la posizione esatta degli elettroni, avvenimento IMPOSSIBILE secondo questa teoria. ORBITALE Modello quantistico moderno ORBITALE MATEMATICA:
Schrodinger scrisse l'equazione d'onda (o funzione d'onda), le cui soluzioni sono altre funzioni matematiche. In questa equazione vi sono valori costanti e variabili interi (NUMERI QUANTICI) e le e le cui soluzioni, parlando dell’atomo, sono definite ORBITALI.
Vi sono inoltre 3 variabili ed ad ogni terna di esse corrisponde un orbitale.
Esso non è più una traiettoria precisa, ma la regione di spazio intorno al nucleo nella quale la probabilità di trovare l’elettrone è maggiore del 95%. N° quantico principale (n): determina l'energia dell'orbitale da 1 a +∞, ma dato che stiamo trattando elementi chimici si arriva fino a 7. N° quantico secondario o momento
angolare (l): determina la forma ed il sottolivello energetico assumendo valori da 0 a (n-1). N° quantico magnetico (m): determina l'orientamento degli orbitali assumendo valori che vanno da -l a +l N° quantico di spin: indica il senso di rotazione degli elettroni ed assume valori pari a -1/2 e +1/2 Ad ogni terna corrispondono orbitali
differenti:
- s (orbitale sferico): aumenta,
all'aumentare dell'energia;
- p (orbitale a doppia goccia): il suo orientamento,
che dipende da m, è l'unica caratteristica che varia,
poichè l'energia e la forma restano uguali;
- d (orbitale a 4 lobi);
- f .

Per determinare gli orbitali ci sono regole ben
precise:
- l'esistenza fisica di un orbitale è determinata dalla
presenza in esso di un elettrone;
- l'energia degli orbitali è data dal contributo di diverse energie: attrazione elettrone-nucleo, repulsione elettrone-elettrone;
- a valori elevati di n, si verificano sovrapposizioni di livelli energetici. Configurazione elettronica esterna
Il numero degli elettroni nel livello energetico più esterno degli elementi, servono a determinare le loro proprietà chimiche.
Le 3 regole di riempimento o regole di Aufbau sono:
- Regola dell'energia crescente: gli elettroni occupano gli orbitali a partire da quelli ad energia più bassa disponibili;
- Principio di esclusione di Pauli: in un atomo non possono esserci 2 elettroni che abbiano tutti e 4 i numeri quantici uguali (altrimenti tutti gli elettroni sarebbero uguali) e possono esserci al massimo 2 elettroni per orbitale;
- Regola di Hund: quanto più elettroni hanno a disposizione più di un orbitale con la stessa energia, essi tendono ad occuparne il maggior numero possibile Proprietà periodiche degli elementi Progredendo nel GRUPPO:
- = orbitali;
- forme simili degli orbitali;
- aumenta il raggio atomico;
- = configurazione elettronica esterna;
- diminuisce l'elettronegatività;
- diminuisce l'energia di ionizzazione.
-gli elementi hanno proprietà chimiche simili Avanzando da sx a dx in un PERIODO:
- Gli elementi di qualsiasi periodo devono necessariamente avere completamento riempito tutti gli orbitali dei livelli precedenti all’ultimo, che corrisponde al numero del periodo cui appartengono. Ogni elemento ha quindi una configurazione elettronica interna corrispondente a quella del gas nobile che chiude il periodo precedente;
- aumenta il numero atomico;
- = livello energetico;
- n corrisponde al numero del periodo;
- aumenta l'attrazione del nucleo (+ elettroni e neutroni su uno stesso livello energetico);
- aumenta l'energia di ionizzazione;
- aumenta l'elettronegatività.
- le proprietà fisiche e chimiche variano con gradualità L'elettronegatività è la tendenza di un atomo ad attrarre gli elettroni di legame e non è una proprietà intrinseca
degli elementi, ma varia come l'energia di ionizzazione,
ossia l'energia necessaria a ionizzare un elemento neutro. Regola dell'ottetto
Tutto in natura tende spontaneamente verso la maggiore stabilità, infatti più una sostanza è stabile e più difficilmente parteciperà a reazioni chimiche, viceversa sono le sostanze più instabili quelle che reagiscono più facilmente.
In natura non è possibile incontrare atomi allo stato isolato; non si incontrano mai atomi singoli di ossigeno o di sodio e questo perché gli atomi isolati sono talmente instabili che reagiscono con qualsiasi altra sostanza vengano in contatto legandosi coi suoi atomi.A quanto detto sopra fanno eccezione gli elementi dell’ottavo gruppo, i cosiddetti gas nobili, che invece esistono solo allo stato atomico. Possiamo quindi affermare che i gas nobili sono gli elementi più stabili esistenti in natura. Questa loro importante caratteristica deriva dalla configurazione elettronica esterna nS2 nP6, nella quale risultano riempiti tutti gli orbitali S e P; a ciò fa eccezione l’elio, la cui configurazione elettronica esterna, pur essendo 1S2, ha comunque riempito l’unico orbitale presente nel livello. Una configurazione elettronica di questo tipo si definisce otteziale, in quanto nell’ultimo livello energetico sono presenti otto elettroni, ovvero un ottetto. Nessun altro elemento della tabella presenta una simile configurazione elettronica, essa tuttavia, conferendo la massima stabilità possibile, costituisce il riferimento che tutti gli atomi cercano di raggiungere attraverso le reazioni chimiche. Ciò significa che tutti gli elementi della tabella periodica, reagendo tra loro e formando legami, cercano di raggiungere una configurazione elettronica otteziale o per meglio dire, tutti gli elementi reagiscono e formano legami per raggiungere la configurazione elettronica esterna del gas nobile più vicino. Legami chimici
Con il termine legame chimico si indicano globalmente le interazioni tra atomi che portano alla formazione di molecole o anche alla formazione di cristalli ionici o di cristalli di tipo metallico. Tali interazioni riguardano principalmente gli elettroni più esterni degli atomi e producono modificazioni della struttura elettronica degli atomi.

I fondamenti della teoria elettronica del legame chimico si rifanno al modello di G.N. Lewis secondo cui il legame interessa solo gli elettroni più esterni degli atomi: ogni atomo tende a completare gli orbitali del livello più esterno (e quindi ad avere 8 elettroni di valenza) sia assumendo o cedendo elettroni, sia mettendo elettroni in comune. Ma una comprensione soddisfacente della natura dei legami chimici si ottiene solo con ipotesi che tengano conto della meccanica quantistica: queste teorie hanno avuto origine da due approcci distinti, il metodo del legame di valenza e il metodo degli orbitali molecolari.
Il legame covalente si forma tra atomi che hanno un alto valore di elettronegatività e quindi tra atomi "non metallici". Esistono due tipi di legame covalente: il legame covalente puro (o covalente omeopolare)che si realizza tra atomi dello stesso elemento, ed il legame covalente polare (o covalente eteropolare) si realizza tra atomi di elementi diversi (ma i due atomi devono avere una differenza di elettronegatività inferiore a 1,9).
Il legame ionico si realizza quando la differenza di elettronegatività fra i due elementi che intendono legarsi è superiore a 1.9. Si verifica il trasferimento di uno o più elettroni dall'atomo meno elettronegativo all’atomo più elettronegativo.
Il legame metallico che tiene uniti gli atomi che costituiscono un metallo.
Il legame dativo è un tipo particolare di legame covalente detto, in passato, dativo in quanto i due elettroni coinvolti nel legame provengono da uno solo dei due atomi detto donatore, mentre l'altro, che deve essere in grado di mettere a disposizione un orbitale esterno vuoto oppure di riorganizzare la sua configurazione elettronica per accogliere la coppia di elettroni viene detto accettore.

Energia di legame
Si definisce energia di legame l'energia per mole necessaria a rompere un dato legame (allo stato gassoso). L'energia di legame si misura in Kcal/mol o in KJ/mol o in elettronvolt eV.
Full transcript