Struttura dell'atomo

1) Descrivere il modello atomico di Thompson (1910) :

L´atomo è una sfera, in essa la carica positiva è distribuita uniformemente mentre gli elettroni si trovano dispersi all´interno della sfera come i semi in una anguria, la carica della atomo è globalmente neutra.

 

2) Descrivere l´esperimento, il modello atomico di Rutherford (1911) ed i suoi difetti :

Esperimento :       Si bombarda una sottile lamina d´oro con gli ioni  e si nota che non tutti gli ioni vengono deviati allo stesso modo come dovrebbe essere se la atomo fosse la cucuzza di Thompson, invece gli atomi vengono deviati diversamente come se la massa, fosse tutta concentrata in un piccolo volume.

Modello :              Vi è un nucleo carico positivamente contenente quasi l´intera massa della atomo circondato da elettroni che si muovono su orbite circolari, in tal modo si bilanciano forza elettrostatica e forza centrifuga.

Difetto:                  a) Un elettrone che si muove su orbita chiusa deve emettere energia sotto forma di radiazione elettromagnetica, il che per la DE = Dm * c comporta una diminuizione di massa e quindi aumenta progressivamente la attrazione gravitazionale del nucleo sicchè l´elettrone va a cadere nel nucleo.

                               b) lo spettroscopio evidenzia che gli atomi non possono emettere fotoni aventi energia qualsiasi ma  solo fotoni aventi energie ben definite e separate tra loro, quindi in un atomo solo determinate orbite sono consentite.

 

3) Cosa è il saggio alla fiamma ed a cosa serve:

Se si espone una sostanza ad una fonte di calore, si vedrà che la fiamma si colorerà diversamente a seconda della sostanza, ad esempio per il K si ha una fiamma viola, per il sodio gialla e per il rame verde / azzurra, non tutti gli atomi però emettono nello spettro del visibile , pertanto si rende necessario l´uso dello spettroscopio.

 

4) La luce è un´onda o una particella:

La luce come qualsiasi entità possiede sia una lunghezza d´onda che una energia e pertanto ha sia le caratteristiche di un´onda che di una particella, un aspetto prevale sulla altro a seconda della situazione.

 

5) Descrivere la legge di Planck relativa alla luce :

E = h v

Quindi l´energia di una radiazione elettromagnetica è proporzionale alla sua frequenza tramite la costante di Planck, tramite lo spettroscopio noi osserviamo le diverse frequenze ma sappiamo che ad esse sono direttamente proporzionali le energie in gioco.

 

6) Cosa è uno spettroscopio :

È uno strumento nel quale si fa entrare la luce attraverso un sottile foro, la si disperde su di un prisma e se ne osservano le righe spettrali tramite incisione su di una lastra fotografica.ogni diversa riga rappresenta un diverso livello di energia.

Si può far emettere fotoni ad una sostanza scaldandola o eccitandola elettricamente.

 

7) Descrivere il modello atomico di Bohr :

Al fine di spiegare il perchè gli elettroni non cadano sul nucleo Bohr affermò che tra tutte le possibili orbite ve ne erano alcune dette stazionarie sulle quali gli elettroni si muovono senza emissione di radiazione elettromagnetica. La condizione di Bohr cui deve soddisfare l´orbita stazionaria è che il momento angolare della elettrone deve essere un multiplo di un valore minimo dato dalla costante di Plank, in formule :               

L´ordine del multiplo n, viene chiamato numero quantico principale in quanto un elettrone che passa da una di queste orbite ad una più esterna emette un fotone caratterizzato da una energia pari alla differenza energetica tra le 2 orbite.

 

8) Modifiche al modello di Bohr :

a)            possono esservi anche delle orbite ellittiche il cui grado di ellitticità è individuato dal numero quantico secondario, questo spiega emissioni fotoniche con energie diverse ma molto simili dette doppietti e tripletti.

b)            un numero quantico magnetico spiega lo sdoppiamento di alcune righe dello spettro di emissione a seguito                 della avvicinamento di una sorgente magnetica.

 

9) Enunciare il principio di indeterminazione di Heisenberg ed il suo rapporto con il modello di Bohr :

È impossibile determinare esattamente, ad un dato istante, la posizione di una particella avente massa della ordine di grandezza di un elettrone e la sua velocità, questo in quanto la relazione che lega le incertezze sulla posizione e sulla velocità alla massa m della particella è       con h = costante di planck = 6,6252 * 10^-27 erg / sec.    Il modello di Bohr invece applicava la meccanica classica all´elettrone come se si trattasse di una pallina da tennis in moto.

 

10) Enunciare il risultato di De Broglie sulla natura ondulatoria della elettrone :

Ad ogni particella di massa m in movimento a velocità v è associata un´onda .

l = h / mv

11) Quale è l´importanza dei risultati di Heisenberg e De Broglie:

Sanciscono che il metodo con il quale sino ad allora era stato studiato la atomo era inappropriato, ed aprono pertanto la strada alla meccanica ondulatoria.

 

12) Fare un esempio di onda stazionaria :

La corda di un violino pizzicata è stazionaria, infatti ventri e nodi rimangono sempre nella medesima posizione, ciò che varia nel tempo è la distanza di ogni punto dalla sua posizione di riposo.

 

13) Quale è la caratteristica principale di un´onda stazionaria chiusa:

Il perimetro della onda è un multiplo della lunghezza d´onda.

 

14) Descrivere il modello quantistico della atomo di idrogeno :

L´elettrone segue una orbita circolare descrivendo un´onda stazionaria

 

15) Cosa è l´equazione di Schroedinger basata sulla meccanica ondulatoria:

È una funzione matematica il cui quadrato indica la probabilità che l´elettrone ha di trovarsi in un determinato volume unitario dello spazio. Essa deve rispondere ai 3 seguenti requisiti :

normalizzazione    Þ           la probabilità totale (estesa a tutto lo spazio) di trovare un elettrone è massima 100% .

univocità               Þ           in ogni punto dello spazio è plausibile un solo valore della funzione d´onda.

limitatezza             Þ           in alcun punto la densità di probabilità può essere infinita.

 

16) Quante soluzioni ha l´equazione di Schroedinger:

Essa pur se ristretta dai requisiti di normalizzazione, univocità e continuità , ha infinite soluzioni e quindi la funzione d´onda dipende dall´energia meccanica della elettrone e da 4 numeri :

n             numero quantico principale              0, .... , +¥                               indica il guscio K, L, M, N,

l               numero quantico angolare                0, .... , n - 1                            indica la forma

m             numero quantico magnetico             0, ±1 , ±2 , ± 3                       indica gli assi preferenziali

s              numero quantico di spin                    ½            o             -½           indica il verso di percorrenza della orbitale.

il principio di Pauli poi stabilirà che gli elettroni di un atomo non possono avere gli stessi numeri quantici.

 

17) Differenza fondamentale tra l´ipotesi di Bohr e quella di Schroedinger :

Schroedinger afferma che l´energia di un determinato livello è legata non solo al numero quantico principale n ossia alla distanza dal nucleo ma anche alla forma della orbitale, è questo a determinare ad esempio che gli orbitali 3d hanno energia superiore rispetto agli orbitali 4s che pertanto verranno riempiti per primi.

 

18) Cosa rappresenta il n° quantico n :

Identifica una distanza dal nucleo detta raggio di Bohr per la quale esiste un´orbita stazionaria dove l´energia della elettrone assume un determinato valore. Per n = 1 l´energia è minima negativa ed è lo stato a cui tutti gli elettroni tendono essendo il più stabile. Per n = ¥ l´energia è massima e pari a 0 in quanto l´elettrone si trova a distanza infinita dal nucleo.

 

19) Cosa è un orbitale:

È una funzione d´onda che rispetta le 3 restrizioni ed ai quali sono stati assegnati valori plausibili per i 4 numeri quantici.

 

20) Cosa si intende per forma della orbitale:

È una superficie che racchiude un volume all´interno del quale si ha una probabilità del 90% di trovare l´elettrone.

 

21) Cosa è un guscio:

È l´insieme degli orbitali aventi lo stesso numero quantico principale. Esso ha importanza nella teoria degli orbitali molecolari dove, vengono considerati per il legame solo gli atomi relativi al guscio non completo.

 

22) A cosa è legata la probabilità di trovare un elettrone nella atomo di idrogeno per l´orbitale s (l=0) :

È dovuta alla interazione di due tendenze caratteristiche della forma sferica :

a) L´orbitale s ha forma sferica e pertanto la probabilità di trovare un elettrone deve essere la stessa in ogni direzione, ciò implica che la probabilità di trovare un elettrone lungo una determinata direzione decresce con la distanza dal nucleo.

b) La stessa forma sferica aumenta la sua superficie con la distanza e quindi aumenta la probabilità di trovare l´elettrone.

 

23) Descrivere gli orbitali p (l = 1) :

Sono 3 " guscio e non sono ammessi nel guscio K (n=1) hanno forma ad 8 ed il numero quantico magnetico stà ad indicare la asse che trafigge l´8.

 

24) Descrivere gli orbitali d (l = 2) :

Sono 5 " guscio e sono ammessi dal guscio M (n=3) in poi, hanno la forma di un 8 connesso ad un altro 8 o ad uno 0.

 

25) Quale è la principale differenza tra gli orbitali della atomo di idrogeno e quelli degli altri atomi polielettronici :

Nella atomo di idrogeno vi è un solo elettrone e tutti gli orbitali hanno lo stesso livello energetico, negli atomi polielettronici invece ogni elettrone risente oltre che della attrazione elettrostatica del nucleo anche della repulsione elettrostatica di tutti gli altri elettroni, è questo il motivo per cui uno stesso guscio può racchiudere orbitali con un diverso livello energetico.

 

26) Quali principi regolano il riempimento degli orbitali atomici :

a) Il principio di esclusione di Pauli secondo il quale gli elettroni di un atomo non possono essere caratterizzati dagli stessi numeri quantici, pertanto ogni orbitale può accogliere al massimo 2 elettroni con spin antiparalleli.

b) il principio della massima molteplicità di Hund secondo il quale gli elettroni tendono a collocarsi con spin paralleli nel massimo di orbitali disponibili piuttosto che disporsi a 2 a 2 nel minimo numero di orbitale, il motivo è dovuto alla repulsione elettrostatica che rende la 1ª configurazione fattibile con energia minore. Questo naturalmente ha senso laddove si è in presenza di orbitali degeneri cioè con lo stesso livello energetico.

 

27) Come si chiamano le righe della tavola periodica:

Periodi, ad indicare che alcune proprietà delle sostanze che ne fanno parte variano gradualmente da sinistra a destra, ad esempio il volume atomico decresce lungo un periodo, questo perchè gli elettroni si pongono sempre alla stessa distanza ma vengono attratti maggiormente dal nucleo in quanto presenti in maggior numero e dunque il volume della atomo tende a diminuire lungo un periodo.

 

28) Come si chiamano le colonne della tavola periodica:

Gruppi, a voler ricordare che gli elementi che ne fanno parte hanno caratteristiche in comune dettate prevalentemente dalla avere lo stesso n° di elettroni sullo strato più esterno.

 

29) Quale è il significato della notazione 1s² 2s² 2p² :

Significa che abbiamo 2 elettroni nel guscio K (n=1), 4 elettroni nel guscio L (n = 2) di cui 2 nel sottoguscio 2s e 2 nel sottoguscio 2p, dovendo rispettare il principio della massima molteplicità, questi ultimi saranno su 2 diversi orbitali di tipo 2p con spin paralleli.

 

30) Quale è il criterio di riempimento della tavola periodica :

Il numero atomico cresce da in alto a sx verso basso dx, esso indica il numero di protoni e quindi anche il numero di elettroni. Il criterio è di riempire lo strato a livello energetico più basso prima degli altri, è questo il motivo per cui il 21 elettrone nello Scandio invece che il previsto livello 4p va a riempire il livello 3d avente capienza per 10 elettroni ed avente livello energetico inferiore, questa serie è detta di transizione.

Analoga considerazione per i livelli 4d, 5d, 6d, per la serie dei lantanidi 4f e la serie degli attinidi 5f aventi capienza di 14 elettroni.

 

31) Come si spiegano le serie di transizione nella tavola periodica:

Si spiegano osservando che le proprietà chimiche non cambiano in quanto gli elettroni sul livello più esterno rimangono 2 però gli elettroni che vi debbono essere in più per compensare la carica positiva del nucleo vanno a disporsi sugli orbitali d ad un livello energetico più basso.

 

32) Come si spiegano la serie dei lantanidi e la serie degli attinidi nella tavola periodica:

Con lo stesso criterio della serie di transizione, stavolta però vengono riempiti gli orbitali f e le caratteristiche non cambiano molto rispetto al capostipide ossia il Lantanio o l´Attinio.

 

33) Come varia il raggio atomico per gli elementi della tavola periodica:

Lungo i periodi il raggio diminuisce andando verso gli elementi del 7° gruppo in quanto aumentando la carica che deve trovarsi su un determinato livello, il nucleo la attrae con maggior forza.

Lungo i gruppi prevale l´effetto della zona di probabilità che aumenta di dimensioni, pertanto il raggio aumenta in uno stesso gruppo passando dal 1° periodo al 7° periodo.

 

34) Cosa è il potenziale di ionizzazione:

È la minima energia necessaria per rimuovere un elettrone da un atomo isolato e portarlo a distanza infinita. Il potenziale di ionizzazione aumenta  se il raggio atomico diminuisce infatti il nucleo in tal caso attrae i suoi elettroni dello strato più esterno con maggior forza quindi è difficile sottraglierli. Si osserva inoltre che sottrarre un elettrone di un guscio non esterno richiede molta energia il chè porta ad affermare che nelle reazioni chimiche sono coinvolti soltanto gli elettroni dello strato più esterno.

 

35) Cosa è la affinità per elettrone:

È l´energia liberata quando la atomo acquista un elettrone trasformandosi in ione negativo, è anche essa legata al raggio atomico infatti è più facile acquisire un elettrone per elementi che hanno un piccolo raggio atomico in quanto il nucleo è in grado di attrarre un eventuale elettrone esterno con maggiore forza.

 

36) Che rapporto c´è tra la affinità per elettrone e l´elettronegatività:

Sono 2 concetti uguali ma cambiano gli oggetti cui sono applicati, infatti la affinità per elettrone descrive la cattura di un elettrone da parte di un atomo isolato mentre l´elettronegatività si riferisce alla cattura di un elettrone da parte di un elemento facente parte di un composto.