CHIMICA 2 PDF - Atomi e Radiazioni

ATOMI Antica Grecia: i filosofi si chiedevano: è possibile suddividere la materia in porzioni sempre più piccole, oppure essa è costituita da particelle non ulteriormente divisibili? Per la risposta si suddivisero in due fazioni: Idealismo con Platone e Aristotele: la materia ha carattere continuo,...

ATOMI Antica Grecia: i filosofi si chiedevano: è possibile suddividere la materia in porzioni sempre più piccole, oppure essa è costituita da particelle non ulteriormente divisibili? Per la risposta si suddivisero in due fazioni: Idealismo con Platone e Aristotele: la materia ha carattere continuo, formata da diverse proporzioni di fuoco, aria, terra e acqua (se suddivido l’argilla otterrò sempre argilla); Atomismo con Leucippo e Democrito: la materia è composta da particelle fondamentali indivisibili contenute nello spazio vuoto (così come un muro è composto da mattoni, allora i mattoni sono composti da piccoli mattoncini fino ad arrivare a una particella indivisibile, l’atomo). A partire dal Medioevo, la Chiesa inziò a seguire le idee di Aristotele, e per questo motivo l’idea atomista inizia a scomparire, ma nel 1654 Pierre Gassendi, al Collège Royal di Parigi, propose un corso di filosofia sull’atomismo. Questo corso affascinò un giovane discepolo, Savenien Cyrano de Bergerac, che scrisse: ”bisogna separare mentalmente ogni corpo visibile in un’infinità di piccoli corpi indivisibili e immaginarsi che l’universo infinito è composto da atomi infiniti molto solidi, molto incorruttibili e molto semplici, di cui alcuni sono cubici, altri di forma a parallelogramma, altri angolari, altri rotondi, altri appuntiti, altri piramidali, altri esagonali, altri ovali, e che tutti agiscono diversamente, ciascuno a seconda della sua forma”. (Già in epoca romana gli atomi si suddividevano in base alla loro forma). 1. TEORIA ATOMICA DI DALTON: 1808 --- John Dalton dichiara per la prima volta: “la materia è formata da piccolissime particelle indivisibili e indistruttibili chiamate ATOMI” --- per spiegare la sua teoria utilizzò delle palline di legno con dei fori dentro cui metteva dei bastoncini di legno per andare a identificare i legami chimici che fisicamente univano gli atomi per formare i composti. Sempre nel suo testo più importante espone 5 enunciati, di cui il primo già citato sopra: i. Tutti gli atomi di uno stesso elemento sono identici e hanno la stessa massa; ii. Gli atomi di un elemento non possono essere trasformati in atomi di altri elementi; iii. Gli atomi di un elemento si legano agli atomi di altri elementi solo per numeri interi (non posso legare un intero atomo con un mezzo atomo di un altro elemento); iv. Gli atomi non possono essere né creati né distrutti: essi si trasferiscono interi da un composto all’altro. B. COSA DISTINGUE GLI ATOMI? 1897 --- Joseph John Thomson durante studi sulla conducibilità elettrica attraverso gas rarefatti scoprì che nell’atomo sono presenti particelle con carica negativa, gli elettroni – esperimento che lo portò a scoprire l’esistenza degli elettroni: lui studiava l’effetto della corrente elettrica sui gas rarefatti; prendeva dei tubi di vetro, dentro cui metteva due elettrodi, attaccava il tubo di vetro ad una pompa da vuoto, quindi aspirava l’aria che c’era dentro, e vedeva l’effetto della corrente elettrica. Si accorse che produceva qualcosa poiché se metteva all’interno di questo tubo una sostanza particolare, questa, una volta che veniva applicata la differenza di potenziale, diventava luminosa. Questo qualcosa che succedeva veniva fuori dal catodo e chiamò questa emanazione “raggi catodici”. Questi, quando colpivano lo schermo fluorescente lo illuminavano. Secondo esperimento: provò a sagomare l’anodo e si accorse che i raggi catodici si fermavano facendo formare dietro all’anodo un’ombra. Questi raggi quindi non passavano attraverso il metallo e dovevano perciò essere delle particelle dotate di massa, ma anche di carica. Se mettiamo due piastre elettriche cariche sul fascio di raggi catodici, questi si spostano verso il polo positivo, quindi sono delle particelle cariche negativamente. Su questi raggi catodici ha azione anche il campo magnetico. Il fatto che fossero particelle cariche negativamente è stato ulteriormente confermato dal fatto che se noi mettiamo un piccolo mulinello a pale all’interno del nostro tubicino queste pale si mettono a ruotare quando vengono colpite dai raggi catodici, quindi sono qualcosa dotato di massa in grado di far muovere le pale. Gli esperimenti di Thomson sono conseguenze di esperimenti che un paio di anni prima, nel 1895, uno scienziato tedesco Wilhelm Roentgen aveva fatto. In particolare scoprì degli altri raggi che potevano essere prodotti dai nostri atomi; infatti scoprì che quando i raggi catodici (gli elettroni) colpivano un metallo producevano delle altre radiazioni, di cui non conosceva bene la natura e per cui chiamò “raggi X”. ESPERIMENTO: scoprì casualmente che ponendo un metallo sul cammino dei raggi catodici si genera una radiazione (allora) sconosciuta che chiamò raggi X: 1. Vi è un tubo in vetro in cui c’è il vuoto, dentro c’è un filamento che viene riscaldato, questo riscaldamento produce elettroni, i quali escono dal catodo e vanno verso l’anodo (l’altro elettrodo) che è formato da metallo (tungsteno), colpiscono il metallo e dall’interazione tra gli elettroni e il metallo si producono i raggi X. I raggi X sono quindi: ii. Molto energetici, riescono a passare senza impedimenti attraverso molti materiali, per esempio la pelle; iii. Campi elettrici e magnetici non hanno alcun effetto su di loro; 2  iv. Producono immagini su lastre fotografiche, come la luce visibile. SECONDO ESPERIMENTO: costruì un tubo a raggi X per uso medico agli inizi del 1900 con il quale fece la prima radiografia (mano della moglie appoggiata su una lastra fotografica, sopra è stata illuminata dai raggi X) --- 22/12/1895. Nel 1909 uno scienziato americano Robert Millikan misurò la carica di un singolo elettrone = 1,6x10^-19 coulomb. ESPERIMENTO: prese un contenitore a forma cilindrica, dentro cui mise due piastre cariche elettricamente, che poi collegò ad un generatore di corrente. La piastra sopra è carica positivamente, quella sotto negativamente. Nella piastra in alto fa un forellino. Nella cameretta sopra la piastra di sopra fa un foro e mette un nebulizzatore con cui spruzza l’olio. Le goccioline più piccole e che sono in prossimità del foro riescono a passare e ad andare nella camera sottostante. Nella parete del contenitore a livello della camera sottostante, Millikan fa un foro attraverso cui fa arrivare dei raggi X. Questi sono in grado di caricare negativamente gli oggetti con cui entrano a contatto e quindi quando vanno a colpire le goccioline d’olio le caricano negativamente. Andando ad agire sulla differenza di potenziale, Millikan riesce ad isolare e a bloccare nello spazio una gocciolina carica. Questa è attratta dalla piastra soprastante perché positiva, ed è respinta da quella sottostante perché negativa. Dal microscopio si possono vedere le dimensioni, conoscendo la densità dell’olio si può calcolare la sua massa, la massa dell’olio combinata alla differenza di potenziale che noi dobbiamo applicare per fermarla nello spazio permette di calcolare qual è la carica di un singolo elettrone. 3 Nel 1896 uno scienziato francese Henri Becquerel scoprì che i raggi X potevano essere prodotti anche da sostanze naturali. ESPERIMENTO: osservò che sali d’uranio emettevano delle radiazioni capaci di impressionare una lastra fotografica protetta da uno schermo opaco ai raggi luminosi. Capì così che si trattava di radiazioni che mostravano alcune proprietà comuni a quelle studiate da Roentgen. Una delle prime radiografie in cui una medaglia d’alluminio è stata appoggiata su una lastra fotografica e sopra è stata messa una roccia contente uranio. La radiazione X emessa dalla roccia ha impressionato la lastra fotografica eccetto per la zona coperta dalla medaglia d’alluminio. Nel 1898 Pierre e Marie Curie riuscirono ad isolare altre componenti radioattive nei minerali a base di uranio (polonio e radio). ESPERIMENTO: si fecero portare una tonnellata di pechblenda, uno dei principali minerali contente uranio. Da questa furono in grado di ottenere due nuovi elementi: polonio e radio. In particolare scoprirono che altre sostante avevano caratteristiche simili all’uranio e furono loro a coniare il termine di “radioattività” – quando una sostanza è radioattiva vi sono degli elementi instabili il cui nucleo si trasforma in altri elementi più stabili (decade nel tempo). 4 (Marie Curie morì nel 1934 di anemia aplastica, una malattia dovuta a un’eccessiva esposizione alle radiazioni). LABORATORIO DEI CONIUGI CURIE Sempre nel 1898 uno scienziato neozelandese Ernest Rutherford scoprì che le sorgenti radioattive possono emettere tre tipi di radiazioni: raggi Alfa, Beta, mentre qualche anno dopo uno scienziato francese Paul Villard scoprì anche i cosiddetti raggi Gamma. Sempre Rutherford nel 1919 scoprì la particella positiva del nucleo, il protone. La scoperta dei raggi Alfa e del protone sono piuttosto collegate tra loro, infatti i raggi Alfa sono particelle cariche positivamente. ESEMPIO: se noi prendiamo una sorgente radioattiva, la mettiamo all’interno di un blocco di piombo (in quanto è abbastanza impermeabile a qualsiasi tipo di radiazione) con un foro, ciò che viene prodotto dal materiale radioattivo può uscire soltanto in una direzione. Se metto davanti al materiale radioattiva qualcosa in grado di rivelare la radiazione, come ad esempio la lastra fotografica di Roentgen oppure uno schermo fluorescente come quello di Thomson, si ottengono delle macchie che stanno ad indicare che qualche radiazione è fuoriuscita dal materiale radioattivo ed è andata ad impressionare la lastra. Per distinguere le particelle, possiamo mettere sul loro cammino due piastre cariche una positivamente e una negativamente e vedremo che una parte della radiazione si avvierà verso l’elettrodo carico negativamente – queste sono le particelle Alfa (quelle positive) che sono costituite da due protoni e due neutroni. Il materiale radioattivo può produrre anche delle particelle che si dirigono verso la piastra positiva – queste sono le particelle Beta e sono potenziale degli elettroni ad alta velocità con una carica negativa. Infine potremo vedere una macchia centrale che non viene deviata dalle piastre – questi sono i raggi Gamma, ovvero una radiazione 5 elettro-magnetica che non viene attratta dalle piastre cariche. Le particelle Alfa e quelle Beta hanno anche massa diversa, in quanto le Alfa sono molto meno deviate dal campo elettrico rispetto alle Beta, che invece sono molto più piccole. Raggi Alfa: sono poco penetranti, infatti sul nostro organismo si fermano a livello della pelle, ma essendo di massa notevole sono molto nocivi. Per fermarli basta un materiale poco solido, come ad esempio un foglio di carta; Raggi Beta: sono 100 volte più penetranti, ad esempio sul nostro organismo riescono ad arrivare fino al muscolo. Per fermarli serve una lastra di piombo dello spesso di mezzo cm; Raggi Gamma: sono estremamente penetranti e laddove arrivano creano danni notevoli. Per fermarli serve utilizzare una lastra di piombo di almeno 10 cm. (Questa differenza di penetrazione l’avevano già sperimentata sulla propria pelle sia Becquerel che Marie Curie). C. COME SI MISURA LA RADIOATTIVITA’? Le particelle Alfa, Beta e Gamma inducono la formazione di cariche elettriche sulle molecole con le quali vengono a contatto e allora sfruttando l’aumento di conducibilità, per esempio dell’aria, noi possiamo misurare qual è la radioattività. Attorno al 1910 Hans Geiger propone il suo misuratore di radioattività: il contatore Geiger, che venne poi perfezionato qualche anno dopo. CONTATORE GEIGER: Abbiamo una scatola con una finestra trasparente alle radiazioni, dentro è stato creato il vuoto, la scatola è carica negativamente, dentro il sensore viene messo un elettrodo carico positivamente, quindi viene applicata una differenza di potenziale tra l’elettrodo centrale e la scatola. Se entrano radiazioni si verificherà la ionizzazione delle molecole di gas presenti all’interno. La presenza di ioni fa sì che si 6 possa avere la scarica di corrente e quindi ogniqualvolta entra della radiazione si sentirà nel misuratore o amplificatore un colpo. Nel 1932 James Chadwick scoprì la particella neutra del nucleo, il neutrone. In realtà i neutroni vennero scoperti qualche mese prima da Frederic Joliot e Irene Curie, ma non se ne accorsero credendoli protoni. A questo punto l’atomo, che non è più così indivisibile come sosteneva Dalton, deve contenere particelle con carica negativa, particelle con carica positiva e particelle neutre. MA IN CHE MODO? Vennero a formarsi due scuole di pensiero diverse per quanto riguarda la struttura dell’atomo: 1. Thomson – secondo questa scuola l’atomo è come una specie di budino (modello “plum pudding”): l’atomo è una sfera di carica positiva all’interno della quale sono “sepolti” elettroni di carica negativa; 2. Rutherofrd – propone il modello atomico planetario: la massa dell’atomo risiede in una piccola e densa regione centrale (nucleo) e il volume attorno ad esso è uno spazio vuoto dentro il quale gli elettroni si muovono (esattamente come i Pianeti ruotano attorno al Sole). ESPERIMENTO del 1909 fatto da Hans Geiger e uno studente: prende una sorgente di particelle Alfa, mette dentro il blocco di piombo per evitare che si disperdano, ma possono uscire attraverso un foro sul blocco di piombo e vengono mandate a colpire una lamina d’oro (l’oro è uno dei materiali più duttili e malleabili) di qualche migliaio di atomi (molto sottile). Vide che la gran parte delle particelle Alfa passava attraverso la lamina d’oro con deviazioni molto molto piccole, mentre un piccolo numero di particelle Alfa veniva deviato profondamente e un numero molto piccolo di particelle Alfa ritornava indietro. Questo riusciva a vederlo in quanto attorno alla lamina d’oro aveva posizionato uno schermo fluorescente che si illuminava laddove le particelle Alfa andavano a colpire. Se quindi l’atomo fosse quello di Thomson (plum pudding) le particelle Alfa dovrebbero passare all’interno senza essere minimamente deviate, ma il fatto che alcune particelle venissero deviate o addirittura rimandate indietro stava a significare che ci doveva essere qualcosa all’interno dell’atomo di massa considerevole attorno a cui le particelle Alfa 7 andavano a picchiare o rimbalzavano. Così qualche anno dopo in una sua biografia Rutherford descrive questo suo esperimento come un qualcosa di incredibile. RIASSUMENDO: l’atomo è costituito da: Elettroni, e: -1,602x10^-19 C (la carica di particelle atomiche si esprime come multiplo della carica elettronica = -1) Protoni, p: +1,602x10^-19 C (in termini di carica elettronica = +1) Neutroni, n: 0 (sono le particelle neutre del nucleo) PARTICELLA PROTONE NEUTRONE ELETTRONE Massa (kg) 1,673x10^-27 1,675x10^-23 9,109x10^-23 Carica (C) +1,602x10^-19 0 -1,602x10^-19 I protoni (p o p+) e neutroni (n), collettivamente chiamati nucleoni, sono sistemati nel centro dell’atomo. La maggior parte dello spazio atomico è lo spazio vuoto in cui gli elettroni (e o e-) ruotano, trattenuti vicino al nucleo dalle forze di attrazione tra particelle di carica opposta. Le dimensioni dell’elettrone (circa 10^-18 m) sono piccole rispetto alle dimensioni del nucleo (circa 10^-14 m) che a loro volta sono piccole rispetto alle dimensioni dell’atomo (circa 10^-10 m). Tutti gli atomi di un elemento hanno lo stesso numero di protoni; Carica elettrica atomica = 0 = numero protoni uguale a numero elettroni; Il numero di protoni non è necessariamente uguale al numero di neutroni. 2. ISOTOPI Gli isotopi sono gli atomi dello stesso elemento con numero diverso di neutroni. 1. Hanno masse diverse; 2. Sono presenti in natura in percentuali diverse; 3. Il comportamento chimico dei diversi isotopi è identico; 4. Il comportamento fisico, invece, può essere diverso (alcuni isotopi possono essere radioattivi). a zE E = simbolo dell’elemento (una o due lettere di cui la prima maiuscola); A= numero di massa = numero protoni (p) + numero neutroni (n) nel nucleo; Z = numero atomico = numero protoni (p) nel nucleo. 8  Gli isotopi prendono il nome dell’atomo che ha il loro stesso Z (numero atomico): 6p + 6n = 12 6p + 7n = 13 6p = 6 6p = 6 Carbonio 13 Carbonio 12 Ai nomi degli elementi i chimici hanno sempre cercato di affiancare abbreviazioni che potessero velocizzare l’identificazione. I simboli grafici di Dalton risentivano ancora dell’insegnamento degli alchimisti, ed è con Berzelius che si passa alla simbologia moderna. A. ATOMI E ISOTOPI: vi è un solo tipo di atomi di fluoro 19F; nel cloro il 75.8% degli atomi sono 35Cl, gli altri 37Cl; il magnesio ha un isotopo principale 24Mg (79%) e due minori, 25Mg (10%) e 26Mg (11%); il piombo ha quattro isotopi naturali, 204Pb (1.4%), 206Pb(24.1%), 207Pb (22.1%) e 208Pb (52.4%). Può succedere che gli atomi acquisiscano o perdano elettroni = si ottengono così gli ioni. Atomo di Na perde un elettrone ione (catione) Na+ Atomo di Cl acquista un elettrone ione (anione) Cl- Ione (+) = catione Ione (-) = anione La carica ionica si indica con il segno “+” o “-“ in alto a destra del simbolo chimico. B. LEGGE DI CONSERVAZIONE DELLA MASSA In una reazione chimica, la materia non si crea e non si distrugge, ma si trasforma (Antoine Lavoisier): Sodio Na 7.7g + Cloro Cl2 11.9g = Cloruro di Sodio NaCl 19.6g C. LEGGE DELLE PROPRORZIONI DEFINITE O DI PROUST Quando più elementi reagiscono per formare un certo composto, si combinano secondo proporzioni in massa definite e costanti. FORMULA MOLECOLARE: esprime il numero ed il tipo di atomi presente in una molecola. 9  D. LEGGE DELLE PROPORZIONI MULTIPLE Se due elementi si combinano per formare più composti, il rapporto tra le loro masse relative può essere rappresentato da numeri interi caratteristici. Formula molecolare = se combiniamo insieme azoto ed idrogeno possiamo ottenere diversi composti. Ad esempio: ammoniaca NH3 : 1 atomo di N + 3 atomi di H idrazina. N2H4 : 2 atomi di N + 4 atomi di H 3. RAPPRESENTAZIONI MOLECOLARI Formula molecolare (H2 , H2O , NH3) = ci dice quali atomi sono presenti ed in che numero; Formula di struttura (N – H , H – O – H ) = mostra l’ordine secondo il quale gli atomi sono legati, ma non descrive la forma reale delle molecole; Modello balf-and-stick = usa sfere di colore diverso per rappresentare gli atomi, e bastoncini per rappresentare i legami. Questi modelli mettono in evidenza la struttura 3D delle molecole; Modello space-filling = mostra le dimensioni relative degli atomi e la forma delle molecole, mentre i legami tra gli atomi sono nascosti a causa della sovrapposizione delle sfere atomiche. 4. PESO MOLECOLARE / ATOMICO Peso (massa) atomico = peso (massa) di un atomo Peso (massa) molecolare = peso (massa) di una molecola Esprimere la massa degli atomi in grammi pone qualche problema: ELEMENTO PESO MEDIO DI UN ATOMO H 1.67355x10^-24 g C 1.99436x10^-23 g O 2.65659x10^-23 g 10 Per evitare di avere a che fare con numeri così piccoli, si è cercato di esprimere la massa in termini di peso atomico relativo. UNITA’ DI MASSA ATOMICA (u) = 1/12 massa di un 12C 1 u = 1.66054x10^-24 g PARTICELLA PROTONE NEUTRONE ELETTRONE Massa (g) 1.673x10^-24 1.675x10^-24 9.109x10^-28 Massa (u) 1.0073 1.0087 5.486x10^-7 Il nucleo contiene in pratica tutta la massa dell’atomo Massa protone circa massa neutrone Gli elettroni hanno solo lo 0.5% della massa protonica Il peso molecolare è ottenuto dalla somma dei pesi atomici di tutti gli atomi componenti la molecola: H2O = PM (peso molecolare) = 2PAh + (1) PAo = 2x1.008 u +1x16.00 u = 18.01 u 5. MOLE La mole (mol) è quella quantità di sostanza che contiene 6,022x10*23 unità chimiche elementari (atomi, molecole, ioni, gruppi di ioni o di atomi, protoni, elettroni, ecc…). Numero di Avogadro = 6,022x10*23 particelle/mol Una mole di due sostanze qualsiasi contiene lo stesso numero di molecole (o atomi se si tratta di un elemento), ma ha massa diversa. La massa in grammi di una mole di sostanza è numericamente uguale al suo peso atomico o molecolare. 6. COMPOSTI IDRATATI Se un composto ionico viene preparato a partire da una soluzione acquosa e quindi isolato come solido, nella sua struttura può inglobare alcune molecole di acqua (composto idratato o idrato)....viene se il cloruro di riscaldato, perde...cloruro di cobalto esaidrato la sua acqua di cobalto anidro (rosa scuro)... idratazione e si (blu) traforma in... 11 7. REAZIONE CHIMICA CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H2O REAGENTI VERSO PRODOTTI 2 O2(g) STATO FISICO: s l solido liquido g gassoso COEFFICIENTE aq acquoso STECHIOMETRICO: NUMERO DI ATOMI DI UN ELEMENTO NELLA indica quante molecole MOLECOLA (se è omesso si intende 1) di composto reagiscono 8. IL NUMERO DI OSSIDAZIONE È la carica apparente di un elemento in un dato composto se fosse isolato. La somma algebrica dei numeri di ossidazione deve essere uguale al numero di cariche elettriche portate dal composto. GRUPPO I +1 GRUPPO II +2 GRUPPO III +3 OSSIGENO -2 (raramente -1) ELEMENTI ISOLATI 0 Per alcuni elementi sono possibili più di un numero di ossidazione. Sono importanti perché ci serviranno nel bilanciamento delle reazioni e perché permettono di prevedere il comportamento chimico di una certa sostanza (tutti i composti in cui un elemento è nello stato di ossidazione si comportano circa allo stesso modo). 12 9. BILANCIAMENTO DELLE REAZIONI reazioni chimiche reazioni che avvengono reazioni che avvengono CON variazione del SENZA variazione del numero di ossidazione numero di ossidazione (REDOX o OSSIDORIDUZIONI) Un’equazione chimica deve essere bilanciata prima di poter dare informazioni quantitative utili. Il bilanciamento garantisce che lo stesso numero di atomi compaia da entrambe le parti dell’equazione. Stechiometria = studia i rapporti quantitativi delle sostanze chimiche nelle reazioni chimiche. 1. Legge di conservazione della massa o di Lavoisier: la massa totale dei reagenti deve essere uguale alla massa totale dei prodotti Ci sono diversi modi per scrivere una reazione chimica che avviene in ambiente acquoso. Supponiamo di sciogliere in acqua del cloruro di potassio KCl e nitrato di argento AgNO3; le due sostanze reagiranno tra loro con formazione di cloruro di argento AgCl e nitrato di potassio KNO3. a. Reazione in forma molecolare: mostra la reazione complessiva, ma non necessariamente la forma in cui reagenti e prodotti si trovano realmente in soluzione; b. Equazione ionica completa: rappresenta tutte le specie che sono presenti in soluzione esattamente nella loro forma (ioni o composti molecolari; c. Equazione ionica netta: include solo i componenti che sono coinvolti realmente nella reazione, mentre gli spettatori non sono inclusi. A. BILANCIAMENTO DELLE REAZIONI REDOX Un reagente perde elettroni (si ossida) Un reagente acquista elettroni (si riduce) La reazione globale si considera come se fosse la somma di due semireazioni (riduzione e ossidazione) Si controlla che il numero di elettroni scambiati sia lo stesso e si sommano le due semireazioni In ambiente acido: Si bilanciano le cariche elettriche mettendo H+ Si bilanciano gli O ed H mettendo H2O In ambiente basico: si bilanciano le cariche elettriche mettendo OH- si bilanciano gli O ed H mancanti mettendo H2O 13 10. BILANCIAMENTO DELLE REAZIONI NUCLEARI Nelle reazioni chimiche cambia il modo in cui gli atomi sono legati, ma essi mantengono la loro natura. Nelle reazioni nucleari, invece, anche se sono coinvolti i nuclei, cambia la natura degli atomi. Alcuni isotopi degli atomi più pesanti sono naturalmente instabili o lo diventano se bombardati con atomi leggeri o piccole particelle subatomiche. Decadimento radioattivo: è il processo per il quale un nucleo emette radiazioni (Alfa, Beta negativo e Beta positivo) per formare un nucleo diverso; Trasmutazione: si generano nuovi isotopi per collisione di due o più particelle. Nel bilanciamento delle reazioni nucleari occorre “far quadrare” i numeri atomici (protoni) ed i numeri di massa (protoni + neutroni). Le trasmutazioni nucleari sono talvolta rappresentate scrivendo, di seguito, il nucleo bersaglio, la particella usata come proiettile, la particella emessa e il nucleo prodotto. A. LEGGI DI SODDY 1. Se nella reazione si produce una particella Alfa si ottiene il nuclid e che precede di due posti nella tavola periodica numero di massa -4 2. Se nella reazione di produce una particella Beta negativa si ottiene il nuclide che segue di un posto nella tavola periodica con lo stesso numero di massa 3. Se nella reazione si produce una particella Beta positiva si ottiene il nuclide che precede di un posto nella tavola periodica con lo stesso numero di massa. 11. LE RADIAZIONI ELETTROMAGNETICHE Il modello che attualmente descrive l’atomo di basa sugli studi sperimentali dell’interazione della materia con le radiazioni elettromagnetiche. Nel 1666 Newton accoppiò due prismi ottici e dimostrò che la luce solare è composta da uno spettro continuo di diverse componenti cromatiche. Nei suoi studi delineò la concezione corpuscolare della luce. La concezione corpuscolare spiegava bene i fenomeni di ottica geometrica (riflessione, rifrazione, diffusione e dispersione), ma non quelli di ottica fisica (interferenza, diffrazione e polarizzazione). Nel 1873 secondo Maxwell la luce è un fenomeno ondulatorio dovuto a vibrazioni del campo magnetico ed elettrico che si propagano nello spazio in forma di onde elettromagnetiche Circa nel 1885 Hertz dimostrò sperimentalmente le idee di Maxwell. 14  Lunghezza d’onda ampiezza (potenza) Una oscillazione Lunghezza d’onda: distanza tra punti identici di due onde contigue. Si misura in metri e suoi sottomultipli. Frequenza (v): numero di volte al secondo in cui l’onda compie un ciclo completo (oscillazione). Si misura in cicli per secondo (s*-1), meglio conosciuti come Hertz (Hz). Ampiezza (potenza o intensità): altezza verticale di una crosta, determina la luminosità. Unità Simbolo Lunghezza d’onda (m) Tipo di radiazione Angstrom A 10*-10 Raggi X nanometro nm 10*-9 UV, visibile micrometro um 10*-6 infrarosso millimetro mm 10*-3 infrarosso centimetro cm 10*-2 microonde metro m 1 TV, radio 15  C = velocità della luce Se la lunghezza d’onda è alta, saranno pochi i cicli per unità di tempo che l’onda sarà in grado di fase, quindi la frequenza (v) sarà bassa. Se la lunghezza d’onda è bassa, saranno molti i cicli per unità di tempo che l’onda sarà in grado di fare, quindi la frequenza (v) sarà più elevata. Quando una luce bianca attraversa un prisma si decompone nelle radiazioni colorate che la costituiscono, ciascuna con una differente lunghezza d’onda. L’insieme dei colori costituisce lo spettro della luce visibile. Un oggetto assume una colorazione perché RIFLETTE quella colorazione (o riflette una serie di colorazioni che “sommate” danno quella che impartisce il colore all’oggetto) mentre ASSORBE la maggior parte dei colori dello spettro un “oggetto” (composto da molecole o atomi) può assorbire radiazione UV-visibile. Questa provoca transizioni elettroniche: la radiazione riflessa (non assorbita) causa la colorazione dell’”oggetto”. A. L’EFFETTO FOTOELETTRICO Nel 1905 Einstein scoprì che quando la luce colpisce una superficie metallica si può indurre l’emissione di elettroni. ESPERIMENTO: se una radiazione di frequenza sufficientemente elevata (raggio violetto) illumina l’elettrodo (-), gli elettroni del metallo vengono spostati dalla superficie e fluiscono verso l’elettrodo (+), chiudendo il circuito. I fotoni di lunghezza d’onda inferiore (raggio rosso) non hanno energia sufficiente per rimuovere gli elettroni e non producono effetto fotoelettrico. IMPORTANTE: per ogni metallo c’è una frequenza minima che deve avere la luce al di sotto della quale NON si osserva l’effetto. B. COSA FANNO GLI ELETTRONI? Se gli elettroni sono stazionari devono essere attratti dal nucleo. Secondo il modello atomico di Rutherford gli elettroni orbitano intorno al nucleo come i pianeti intorno al Sole seguendo le leggi classiche di Newton. 16  Se gli elettroni si muovono di moto circolare le leggi dell’elettromagnetismo prevedono che l’atomo emani energia sotto forma di luce, finchè non cessa ogni movimento (spirale della morte dell’elettrone). L’atomo quindi esisterebbe solo per una frazione di secondo Einstein ipotizzò che un raggio di luce sia un fascio di particelle prive di massa dette “fotoni”, di energia dipendente dalla frequenza attraverso l’equazione di Planck. Nel 1900 Max Planck disse che l’acquisto o la cessione di energia da parte di corpi di dimensione atomica o subatomica non segue le leggi che regolano lo stesso scambio tra corpi di dimensione ordinaria. L’energia di un oggetto è quantizzata, cioè circoscritta a valori discreti (quanti), e quindi tale energia può essere emessa (o assorbita) dagli atomi solo in “pacchetti” e non in maniera continua. E=hv H = costante di Planck = 6,63x10*-34 J s L’energia radiante emessa o assorbita da una particella atomica è sempre un multiplo intero di hv, dove hv è un quanto di energia. Quando un fotone colpisce il metallo, la sua E è trasferita ad un elettrone: una parte di essa è necessaria per vincere la forza di attrazione del nucleo, mentre l’eccesso aumenta l’energia cinetica dell’elettrone rimosso. 12. L’ATOMO DI BOHR Nel 1913 Niels Bohr, usando le idee di Planck, affermò che per l’atomo di idrogeno: L’elettrone si muove intorno al protone centrale in un’orbita circolare non planare; sono consentite solamente orbite di un determinato raggio ed energia (stato permesso); In assenza di energia radiante l’elettrone può restare indefinitamente in uno stato permesso (E0); L’interazione con la radiazione elettromagnetica può risolversi nell’assorbimento di energia ed il passaggio ad un altro stato energetico permesso (E1). Se sull’elettrone arriva una radiazione con frequenza tale che(Delta)E = E1 – E0 = hv, avviene l’assorbimento e la transizione da un’orbita ad un’altra. Nel nuovo livello energetico l’elettrone resta una frazione di secondo, quindi ritorna al livello iniziale riemettendo esattamente la stessa energia (Delta)E = hv (spettri a righe). Negli spettri a righe si osservano solo determinate v perché sono possibili soltanto determinate (non continue) variazioni di energia (Delta)E corrispondenti ad altrettanti salti elettronici. Un elettrone può fare dei salti “quantizzati” tra i gradini, ma non può fermarsi a metà di un gradino; La distanza tra i “gradini” decide la quantità di E assorbita (e quindi riemessa). 17 Bohr, quindi, dimostrò l’inapplicabilità della meccanica classica ai problemi atomici e introdusse il principio della quantizzazione (meccanica quantistica), ma si dimostrò inadeguato per interpretare gli spettri di emissione di atomi e ioni multielettronici e per spiegare ‘assenza della spirale della morte dell’elettrone. A. PRINCIPIO DI INDETERMINAZIONE DI HEISENBERG Nel 1927 Werner Heisenberg disse: “più precisamente la posizione è determinata, meno precisamente la quantità di moto è conosciuta in questo istante, e vice versa”. 1) Per “osservare” una particella subatomica occorre utilizzare una radiazione elettromagnetica (“luce”) 2) Un “osservatore” analizzerà poi come la “luce” ha interagito con la particella 3) L’interazione con la “luce” causerà però una perturbazione nel moto elettronico ESEMPIO: possiamo conoscere esattamente la posizione di una pallina, ma non la sua velocità. Se avessimo un misuratore di velocità, potremmo conoscere precisamente il valore di velocità in un punto, ma la pallina sarebbe già altrove. In conclusione, non è possibile misurare simultaneamente la posizione e la velocità di un elettrone. Se l’incertezza della misura della posizione è molto piccola, diventa enorme l’incertezza sulla velocità e viceversa. Perché gli elettroni non cadono sul nucleo? Posizionare un elettrone sul nucleo equivale a conoscerne esattamente la posizione e quindi l’incertezza sulla sua velocità aumenta così tanto che l’elettrone può avere una velocità tale da essere capace di fuggire dai confini imposti (effetto tunnel). Perché gli elettroni non emettono energia radiante durante la rivoluzione intorno al nucleo? Per il principio di indeterminazione non è realistico immaginare gli elettroni ruotanti intorno al nucleo in orbite circolari ben definite e di raggio costante. A questo punto, viene completamente abbandonato qualsiasi concetto di cammino o traiettoria e quindi all’idea deterministica di “orbita” va sostituita quella probabilistica di “orbitale” come spazio in cui la probabilità di trovare l’elettrone è estremamente alta. Perdono significato i concetti richiesti dall’elettrodinamica classica per la perdita continua di energia durante il moto elettronico. 13. DESCRIZIONE QUANTOMECCAMICA DELL’ATOMO Nel 1924 Louis de Broglie ipotizzò che la luce, in genere assimilata ad un’onda, potesse talvolta comportarsi come una particella, e che gli elettroni, in genere assimilati a particelle, potessero talvolta comportarsi come onde (dualismo onda-particella). Nel 1926 Erwin Schrodinger sviluppò l’idea di de Broglie concependo un’equazione (equazione d’onda), le cui soluzioni danno un set di funzioni matematiche (funzioni d’onda) ognuna delle quali descrive uno stato di energia permesso per gli elettroni. 18 Nel 1927 Max Born notò che il quadrato della funzione d’onda esprime la probabilità di trovare l’elettrone in una certa regione dello spazio. Regioni in cui è alta la probabilità di trovare un elettrone si dicono “ad alta densità elettronica”. Nello spazio 3D si richiedono tre coordinate per definire la posizione di un oggetto, e anche per descrivere le funzioni d’onda saranno necessari tre numeri: NUMERI QUANTICI 1. Numero quantico principale n: determina la distanza media dal nucleo dell’elettrone e la sua E totale. n = 1, 2, 3, … 2. Numero quantico angolare o azimutale l: determina la forma dell’orbitale, ovvero quanti nodi, cioè quante regioni a zero probabilità di trovare l’elettrone, si trovano a 360 gradi attorno al centro. l = 0, 1, 2, …, n-1 l = 0: 0 nodi orbitale s l = 1: 1 nodo orbitale p l = 2: 2 nodi orbitale d l = 3: 3 nodi orbitale f diverso n = diverse dimensioni, ma stesso l = stessa forma 3. Numero quantico magnetico m: descrive l’orientazione dell’orbitale nello spazio (in presenza di campo di forza esterno) M = -l, …, 0, …, +l l=0 (orbitale s): m può assumere solo valore 0 l=1 (orbitale p): m può valere -1, 0, +1 l>1 orientazioni più complesse Rappresentazione della densità elettronica nell’orbitale 1s dell’atomo di idrogeno in funzione della distanza del nucleo (al centro): la probabilità di trovare l’elettrone è proporzionale alla densità della nuvola. Altre rappresentazioni della densità elettronica nell’orbitale 1s dell’atomo di idrogeno: in genere si utilizza la superficie all’interno della quale la probabilità di trovare l’elettrone è almeno del 90% In una semplice trattazione secondo Bohr, l’E di un elettrone è proporzionale al suo numero quantico principale n. inoltre, all’interno di ogni valore di n, gli orbitali hanno tutti la stessa E (orbitali degeneri). Questa trattazione è valida solo per gli atomi idrogenoidi (atomi con un solo elettrone: H, He*+, Li*2+). In realtà per Z>1 l’energia dipende anche dalla distanza dal nucleo e dalla forma dell’orbitale (cioè dal numero quantico l). 19  Gli elettroni più interni schermano la carica nucleare che agisce sugli elettroni più esterni. Allontanandoci dal nucleo la carica nucleare che gli elettroni “sentono” (carica efficace) è: Z(eff) < Z(teorica) Per la forma dell’orbitale, gli elettroni contenuti in orbitali s si avvicinano al nucleo più degli elettroni contenuti in orbitali p e d: Z(eff) (s) > Z(eff) (p,d) Negli atomi multielettronici un elettrone s si colloca a E minore degli elettroni p del medesimo strato (s