LE PARTICELLE ELEMENTARI: loro scoperta
Atomo: composto da particelle elementari più piccole (protoni,
neutroni, elettroni)
Atomi di elementi diversi contengono le STESSE particelle, ma in
numero diverso
Natura e comportamento degli elettroni: dimostrata con studi sulla
scarica di gas
STRUTTURA DELL'ATOMO
Vari esperimenti condotti all'inizio del 1900 dimostrarono
che gli atomi non sono indivisibili ma costituiti da particelle
più piccole (elementari).
Elettrone
Se a due elettrodi posti alle estremità di un tubo in cui è fatto
il vuoto viene applicato un alto voltaggio, dall'elettrodo
negativo (catodo) si dipartono dei raggi detti raggi catodici.
Thomson dimostrò che tali raggi sono costituiti da un flusso di
particelle cariche negativamente che chiamò elettroni.
Tubo a raggi catodici
La deviazione di un
raggio catodico da
parte di un campo
elettrico e di un
campo magnetico
ESPERIMENTO DI THOMSON
Misura del rapporto carica/massa dell'elettrone: un fascio di raggi catodici
attraversa un campo elettrico e un campo magnetico. L'esperimento è
predisposto in modo che il campo elettrico devii il fascio in una direzione
mentre il campo magnetico lo devia nella direzione opposta. Bilanciando gli
effetti è possibile determinare il rapporto carica/massa dell'elettrone.
e/m=1,7588 1011 C/Kg
Quantizzazione della carica elettrica: esperimento di Millikan
Gocce di olio cariche elettricamente vengono fatte cadere in
presenza
di un campo elettrico. Dalla massa nota delle
goccioline e dal voltaggio applicato per mantenere ferme le
gocce cariche si potè calcolare la carica presente sulle gocce. Fu
trovato che tutte le cariche elettriche sono multiple di una
carica elementare minima e assunta come carica dell'elettrone.
e=1,602 10-19 C (coulomb)
Thomson aveva calcolato:
e/m= 1,76 1011 C/Kg
da cui si dedusse:
m= 9,1110-31 Kg
Un valore circa 1800 volte più piccolo della massa
dell'idrogeno.
PRIMO MODELLO ATOMICO: THOMSON
Sfera uniforme di cariche positive in cui sono distribuiti gli e- in maniera
casuale e uniforme
Esperimento di Rutherford: invalidazione del modello di Thomson
Particelle a : nuclei di He, molto
pesanti, privi dei 2 e- (2 cariche +)
bombardanti una sottile lamina di oro
Schermo rivelatore
Osservazione:
Alcune passavano indisturbate (A)
Alcune leggermente deflesse (B)
Conclusione: Atomo costituito da un nucleo
(+) in cui è concentrata la massa e da e- (-)
all’esterno del nucleo
Alcune rimbalzate indietro (C)
1. Particella a (più pesante dell’e-!) collidente con gli e-: NO deviazione traiettoria
2. Particella a passante vicino al nucleo: deviazione traiettoria di angoli variabili
3. Particella a collidendo con il nucleo: repulsione
“Fu il fatto più incredibile
che mi fosse capitato…Era
così incredibile come se
sparando un proiettile di 15
pollici su un foglio di carta
esso tornasse indietro e vi
colpisse…”
IL MODELLO ATOMICO DI RUTHERFORD (1911)
La carica positiva e quasi tutta la massa sono racchiuse nel nucleo centrale
Gli elettroni ruotano intorno al nucleo come i pianeti intorno al Sole
Il nucleo è piccolissimo (10-15m) in confronto al resto dell’atomo (10-10m)
L’atomo è praticamente vuoto
+
I PROBLEMI DEL MODELLO PLANETARIO
F
v
Secondo Rutherford l’elettrone si muoverebbe
sulla sua orbita in equilibrio tra la forza
elettrica di attrazione del nucleo e la forza
centrifuga derivante dalla sua velocità
Una particella elettrica in movimento
perde energia sotto forma di
radiazioni elettromagnetiche
L’elettrone che perde energia si
avvicina sempre di più al nucleo fino
a caderci sopra
Nella realtà ciò non avviene
Il modello di Rutherford non giustifica
quindi la stabilità dell’atomo
LE ONDE
Lunghezza d’onda λ
Ampiezza A
λ
λ
λ
periodo T: intervallo di tempo in cui l’onda compie un’oscillazione completa
frequenza n : numero di oscillazioni complete che l’onda compie in una
secondo.
L’unità di misura della frequenza è lo Hertz (Hz) 1Hz = 1 ciclo al secondo
Frequenza e periodo sono l’uno l’inverso dell’altra, quindi: n=1/T T=1/n
velocità 
spazio
tempo
per un’onda
velocità (v) 
λ
T
quindi v = λn
ONDE MECCANICHE: hanno bisogno di un mezzo per propagarsi
Le particelle del mezzo vibrano, oscillando intorno alla posizione di equilibrio
Suono
Onde del mare
Terremoto
ONDE ELETTROMAGNETICHE: non hanno bisogno di un mezzo per
propagarsi (si propagano anche nel vuoto)
Un campo elettrico ed uno
magnetico oscillano (variano) nello
spazio in modo perpendicolare tra
loro
Hanno tutte la stessa velocità
c = 3• 108 m/s (velocità della luce)
Da ciò deriva che, essendo c = λn, per tutte le onde elettromagnetiche
frequenza e lunghezza d’onda sono tra loro inversamente proporzionali.
Interazioni radiazione elettromagnetica-materia: fondamentali per
conoscere la struttura degli atomi e delle molecole
Radiazione elettromagnetica: ONDA che si propaga alla velocità della luce
Caratteristiche di un’onda:
 (lunghezza d’onda): distanza fra due massimi o minimi
n (frequenza): n° di onde che passano in un punto in 1 secondo
A(ampiezza): Altezza del max, indicativa dell’intensità
n = f (; v)
v: velocità di propagazione dell’onda
se v = c : LUCE
n=v/
L’insieme delle radiazioni elettromagnetiche a diverse  costituisce lo spettro
elettromagnetico (Raggi cosmici-Onde elettriche)
Luce visibile: parte dello spettro percepibile con l’occhio umano
SPETTROSCOPIA
Intorno alla metà dell’800 Kirchoff inizia l’analisi
spettroscopica
Gas e vapori riscaldati producono spettri di
emissione a righe
Gustav Kirchoff (1824 – 1884)
Gas e vapori freddi
producono spettri di
assorbimento a righe
Gli spettri di emissione e di assorbimento sono
complementari
Le righe hanno una posizione (e quindi una lunghezza d’onda) caratteristica
della sostanza
L’emissione di luce è prodotta dal movimento eccitatorio degli elettroni
provocato dal calore
La fisica dell’800 non è capace di spiegare gli spettri a righe
LA TEORIA QUANTISTICA
Nel 1900 Max Planck propone la
quantizzazione dell’energia
L’energia non si trasferisce in modo
continuo, ma per quantità discrete, dette
quanti
Max Planck (1857 – 1947)
Per le onde elettromagnetiche
l’energia dei vari quanti dipende
dalla lunghezza d’onda della
radiazione associata
Legge di Planck E = hn
MAX PLANCK (1900) : Teoria sulla quantizzazione
dell’Energia
L’Energia, come la materia, non puo’ essere suddivisa all’infinito, ma
fino a una certa quantità minima: il QUANTO
QUANTO: La più piccola porzione che puo’ essere ottenuta dal processo di
suddivisione dell’Energia.
In tutti i processi fisici l’Energia puo’ essere emessa o assorbita solo in QUANTI o
multipli di essi
E=hn
h = costante di Planck 0.66 x 10-33 J/s
Planck era tuttavia un fisico teorico e non approfondì quindi le possibili
applicazioni della sua rivoluzionaria teoria
Nel 1905 Einstein utilizza la teoria quantistica per
spiegare l’effetto fotoelettrico
A qualsiasi onda luminosa è associabile un
quanto, la cui energia dipende dalla frequenza,
secondo la legge di Planck E = hn
Albert Einstein (1879 – 1955)
Un quanto di sufficiente energia, che colpisce un
elettrone del metallo, lo mette in movimento come
avviene in un urto tra le palle di un biliardo
Un’onda elettromagnetica può essere in certi casi pensata come una particella,
cui viene dato il nome di fotone
La luce ha quindi una doppia natura: ondulatoria e corpuscolare
DUALISMO ONDA-PARTICELLA
E = mc2
Equazione di Einstein
Massa del
fotone
E = hn
Legge di Planck
hn
m 2
c
mc2 = hn
Frequenza dell’onda
elettromagnetica
IL MODELLO ATOMICO DI BOHR (1913)
L’elettrone non può stare a distanza qualsiasi dal
nucleo, perché ruota intorno ad esso solo su orbite
circolari determinate
Il raggio delle orbite può assumere solo valori fissati,
definiti da n (numero quantico principale, che
assume solo valori interi)
Maggiore è n, tanto più lontani dal nucleo ruotano gli
Nils Bohr (1885 – 1962) elettroni e tanto più alta è la loro energia
Quando l’elettrone percorre una di queste
orbite, dette orbite stazionarie, non
emette, né assorbe energia: ecco perché
non può cadere sul nucleo, come
conseguiva invece dal modello di
Rutherford
L’elettrone assorbe o emette energia solo quando salta da un’orbita all’altra
(salto quantico)
Gli elettroni di ogni
elemento scambiano solo
l’energia esattamente
necessaria per passare
da una all’altra delle
proprie orbite
Salto quantico
(caratteristico di
ogni elemento)
Energia
(solo quella
necessaria)
Frequenza
E = hn
Gli spettri di emissione e di assorbimento sono complementari
L’energia dell’elettrone è quantizzata
Colori degli
spettri
Bohr dimostrò che non era possibile ricostruire la struttura dell’atomo
utilizzando solo la fisica classica, ma che era necessario ricorrere alla
teoria quantistica
Tuttavia il suo modello atomico valeva solo per il più semplice degli
atomi (quello di idrogeno), mentre non era più capace di spiegare gli
spettri degli appena più complessi
L’ELETTRONE: PARTICELLA O ONDA?
Nel 1924 il fisico francese de Broglie, ribaltando la
tesi di Einstein, sostiene che, se un’onda luminosa
corrisponde ad una particella (fotone), allora anche
una particella (elettrone) corrisponde ad un’onda
elettromagnetica
Lunghezza
dell’onda
L. de Broglie (1892 – 1987)
h
λ 
cm
Massa
dell’elettrone
L’onda è stazionaria, ovvero oscilla in modo
costante, coprendo le orbite circolari di Bohr con un
numero intero di lunghezze d’onda
Ciò tuttavia non risolve i limiti del modello di Bohr ed
anzi introduce nuovi problemi: come stabilire la
posizione dell’elettrone-onda?
Bohr aveva fatto un primo passo in avanti, sostenendo la quantizzazione
dell’energia dell’elettrone; tuttavia continuava a immaginare il suo moto
regolare e prevedibile, come quello dei pianeti intorno al Sole. La realtà
dell’atomo richiedeva invece passi ulteriori verso una nuova fisica.
Nel mondo macroscopico, ad esempio, non abbiamo problemi nel calcolare
contemporaneamente sia la velocità (e quindi l’energia), che la posizione di
un qualsiasi corpo.
IL PRINCIPIO DI INDETERMINAZIONE (1927)
Non è possibile conoscere, in modo esatto,
sia la posizione che l’energia posseduta da un
elettrone
Se si misura con molta precisione una delle
due grandezze, allora si commette un grosso
errore nella misurazione dell’altra
W. Heisemberg (1901 – 1976)
h
Dx Dp ≥
4
Dx: errore sulla
posizione
Dp (p=mv): errore sulla
velocità
Ciò accade perché misurando si interferisce con la grandezza del
sistema che vogliamo misurare
Questo porta al definitivo superamento della concezione meccanicista
dell’atomo, ove l’elettrone percorre traiettorie fisse con moto regolare.
L’ORBITALE (1926)
Il fisico austriaco Erwin Schrödinger, basandosi
sugli studi di de Broglie, elabora una funzione
matematica (Y) con cui si può calcolare la
probabilità di trovare un elettrone di energia
nota in una certa regione di spazio intorno al
nucleo
Dal modello deterministico, ove si riteneva
possibile conoscere con dettaglio il moto
dell’elettrone in ogni momento, in base alla
conoscenza delle forze fisiche che lo
E. Schrödinger (1887 – 1961) determinano, ad un modello probabilistico,
basato sulla probabilità di trovare l’elettrone in
un dato volume di spazio intorno al nucleo
I lavori di Schrödinger ed Heisemberg, segnano il definitivo superamento della
meccanica classica riguarda la descrizione del mondo atomico. La nuova fisica
che prenderà il suo posto, verrà chiamata meccanica quantistica.
Il moto dell’elettrone è incessante e casuale e
disegna intorno al nucleo una nube di densità
elettronica, ove l’intensità del colore segna la
probabilità di incontrare l’elettrone
Orbitale: regione di spazio nella quale un
certo elettrone trascorre il 90% del proprio
tempo
Le caratteristiche degli orbitali sono definite da tre numeri, chiamati numeri
quantici
Numero quantico principale n
1° livello
2° livello
Può assumere tutti i valori interi compresi tra 1 e 7
Da indicazioni sulle dimensioni e l’energia
degli orbitali
Gli orbitali sono raccolti in livelli energetici
nucleo
3° livello
Numero quantico secondario l
Varia al variare di n, assumendo tutti i valori interi compresi tra 0 e n -1
Da indicazioni sulla forma degli orbitali
l = 0 orbitali sferici (s)
l = 1 orbitali a farfalla (p)
Orbitale s
l = 2 orbitali di forma complessa (d)
l = 3 orbitali di forma complessa (f)
Orbitale p
Numero quantico magnetico m
Varia al variare di l, assumendo tutti i valori interi compresi tra – l…0 e…+l
Da indicazioni sull’orientamento ed il numero degli orbitali di una data forma
(per ogni orientamento deve esserci un orbitale)
Numero quantico di spin ms
Assume solo due valori: + ½ e – ½
E’ riferito all’elettrone, non agli orbitali,
ed indica il suo senso di rotazione su
se stesso.
Principio di esclusione di Pauli
In ogni orbitale possono stare al
massimo due elettroni che
debbono avere spin opposto
W. Pauli
Quadro riassuntivo sui numeri quantici
Simbolo
Valori
Principale
n
1…..7
Angolare
l
0….n-1
Magnetico
m
- l…0…+l Orientamento e numero degli orbitali
Spin
ms
+ ½; – ½
Nome
Significato
Dimensioni ed energia dell’orbitale
Forma dell’orbitale
Senso di rotazione dell’elettrone
1° livello energetico n = 1
l=0
n=1
Livello
energetico
1S2
Numero di elettroni
presenti nell’orbitale
Tipo di
orbitale
m=0
Un orbitale sferico
FUNZIONE DISTRIBUZIONE DI PROBABILITA’
Per l’orbitale 1s la probabilità di trovare l’e- è massima sul nucleo e
decresce asintoticamente man mano che ci si allontana da esso
2° livello energetico n = 2
l=0
n=2
m=0
Un orbitale
sferico
m = -1
l=1
m=0
12
2S
Tre orbitali a
farfalla
m=1
2p6
Regola di Hund
Avendo a disposizione orbitali con la stessa energia, di cui qualcuno
semiriempito e qualcuno vuoto, un elettrone va ad occupare uno di
quelli vuoti, disponendosi con spin parallelo a quello dell’elettrone o
degli elettroni già presenti
3° livello energetico n = 3
l=0
m=0
Un orbitale
sferico
2
3S
m = -1
l=1
m=0
Tre orbitali a
farfalla
3p6
m=1
n=3
m = -2
m = -1
l=2
m=0
m=1
m=2
cinque orbitali d
3d10
4° livello
energetico
n=4
l=0
m=0
m = -1
m=0
m=1
l=1
l=2
n=4
l=3
m = -3
m = -2
m = -1
m=0
m=1
m=2
m=3
Un orbitale
sferico
Tre
orbitali a
farfalla
m = -2
cinque orbitali d
m = -1
m=0
m=1
m=2
sette orbitali f
4f14
2
4S
4p6
4d10
l=1;
m=-1; 0; +1
3 possibili
orientazioni
Orbitali p (px, py, pz)
l=3
m = -2; -1; 0; +1; +2
5 orbilati di tipo d
Quadro riassuntivo sui livelli energetici e sugli orbitali
Livello energetico
Primo
Secondo
Terzo
Quarto
n
l
m
Tipo
N°
nome
1
0
0
S
1
1S
0
0
S
1
2S
1
-1,0,+1
p
3
2p
0
0
S
1
3S
1
-2,-1,0,+1,2
p
3
3p
2
-1,0,+1
d
5
3d
0
0
S
1
4S
1
-1,0,+1
p
3
4p
2
-2,-1,0,+1,2
d
5
4d
3
-3,-2,-1,0,+1,2,3
f
7
4f
2
3
4
IL RIEMPIMENTO DEGLI ORBITALI
Inizia dagli orbitali più vicini al nucleo, che sono anche quelli con minore
energia
Deve rispettare il principio di Pauli e la regola di Hund
Entro uno stesso livello energetico si riempiono prima gli orbitali con l
minore
Tuttavia da un certo punto in poi le cose si complicano……
1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d; 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d
LA CONFIGURAZIONE ELETTRONICA
ovvero il modo in cui gli elettroni si dispongono negli
orbitali
Ogni atomo si caratterizza per il proprio numero atomico Z (numero dei
protoni e degli elettroni)
La configurazione elettronica di un atomo si ottiene facendone il riempimento
col numero di elettroni che gli competono in base al numero atomico
Configurazione elettronica esterna: configurazione dell’ultimo livello
energetico (il più esterno)
Configurazione elettronica interna: configurazione dei livelli energetici che
stanno sotto all’ultimo livello (più all’interno di questo)
La configurazione elettronica esterna è molto più importante di quella
interna, perché gli atomi interagiscono tra di loro solo attraverso gli elettroni
più esterni
Dalla configurazione elettronica esterna di un atomo dipende il suo
comportamento chimico: con chi reagisce, come reagisce, quali composti
forma
CONFIGURAZIONE ELETTRONICA
Costruzione degli atomi e loro struttura elettronica: AUFBAU
Regole da tener presente:
1. Gli elettroni tendono sempre a occupare orbitali disponibili
in ordine di energia crescente
2. Un orbitale non puo’ essere occupato da più di 2 elettroni
3. Due elettroni nello stesso orbitale devono avere spin
opposto (Principio di esclusione di Pauli)
4. Gli elettroni tendono ad occupare il n° massimo di orbitali
disponibili con uguale energia
Nome
Simbolo
Z
Configurazione elettronica
1° livello energetico
Idrogeno
H
1
1S1
Elio
He
2
1S2
2° livello energetico
Litio
Li
3
1S2 2S1
Berillio
Be
4
1S2 2S2
Boro
B
5
1S2 2S2 2p1
Carbonio
C
6
1S2 2S2 2p2
Azoto
N
7
1S2 2S2 2p3
Ossigeno
O
8
1S2 2S2 2p4
Fluoro
F
9
1S2 2S2 2p5
Neon
Ne
10 1S2 2S2 2p6