Modelli atomici

I riassunti , gli appunti i testi contenuti nel nostro sito sono messi a disposizione gratuitamente con finalità illustrative didattiche, scientifiche, a carattere sociale, civile e culturale a tutti i possibili interessati secondo il concetto del fair use e con l' obiettivo del rispetto della direttiva europea 2001/29/CE e dell' art. 70 della legge 633/1941 sul diritto d'autore

Le informazioni di medicina e salute contenute nel sito sono di natura generale ed a scopo puramente divulgativo e per questo motivo non possono sostituire in alcun caso il consiglio di un medico (ovvero un soggetto abilitato legalmente alla professione).

Modelli atomici

Il modello atomico

La costruzione dei primi modelli atomici risale alla fine del 1800, in concomitanza con l’identificazione della carica elettrica. Essa viene definita una proprietà temporanea dei corpi, che si manifesta in seguito ad una sollecitazione di tipo meccanico (ad esempio strofinio) o chimico (coinvolgimento in reazioni chimiche). La manifestazione si prolunga per tutta la durata della sollecitazione, fino a ripristinare lo stato di quiete iniziale.

Per convenzione gli stati elettrici possibili sono 2: carica di segno positivo (+) e carica di segno negativo (-). Tra i due stati si instaurano forze di tipo attrattivo o repulsivo: due cariche concordi si respingono, due cariche opposte si attraggono. Coulomb dimostrò come la forza che si genera tra due cariche sia analoga alla forza di attrazione gravitazionale di Newton, secondo la formula:

Coulomb nomina questa forza elettrostatica.

Alla fine del 1800 molti studi furono orientati alla misurazione della carica elettrica dei corpi, e ben presto ci si rese conto che sono gli atomi a caricarsi, se sollecitati opportunamente.

Thomson dimostrò l’esistenza all’interno dell’atomo di cariche sia positive che negative, in uguale numero, supponendo così che in condizioni di quiete un atomo sia stabile. Nel 1897 propose il primo modello atomico, detto “a panettone” (Ing: plum pudding model), nel quale ipotizzò che cariche positive e negative si unissero in maniera casuale in una sfera.

Validità del modello:

il numero delle cariche + sono uguali al numero delle cariche -;
le cariche – vengono definite elettroni; le cariche + protoni. Essi vengono definiti particelle subatomiche, considerate sempre porzioni di materia;
l’atomo non è più la particella più piccola che compone la materia.

Questo modello ebbe vita breve, poiché nuovi esperimenti dimostrarono che tra le cariche positive e le cariche negative appartenenti allo stesso atomo vi è dello spazio “vuoto”, anche considerevole.

Rutherford, nel 1911, propose un nuovo modello, detto “planetario”, immaginando un nucleo in cui si trovano tutti i protoni (le cariche positive) e gli elettroni che orbitano intorno ad esso, seguendo orbite ellittiche (da Keplero).

Validità del modello:

Rutherford mantiene l’idea che in condizioni di quiete il numero di cariche + sia uguale al numero di cariche -;
Disloca la carica negativa su orbite ellittiche a distanze diverse, ma casuali, dal nucleo;
La forza di attrazione elettrostatica che agisce su un singolo elettrone è data dalla somma di tutte le cariche positive, poiché concentrate nel nucleo; la forza diminuisce allontanandosi dal nucleo.
L’elettrone, per sconfiggere la forza elettrostatica, ruota anche su se stesso, secondo un moto di spin.

Con il crescente sviluppo della fisica quantistica, il modello di Rutherford comincia ad indebolirsi, poiché non può descrivere situazioni di stabilità: gli elettroni ruotando continuamente intorno al nucleo dovrebbero emettere energia, fino a cadere sul nucleo e a decretare la fine dell’atomo stesso.

Pochi anni dopo il fisico Bohr riprende e modifica l’atomo planetario, rettificando il concetto di orbita con l’idea che gli elettroni si dispongono intorno al nucleo a distanze ben precise, in cui l’elettrone non emette né assorbe energia. Questo stato viene definito fondamentale.

Assorbendo energia gli elettroni possono spostarsi alla distanza successiva (stato eccitato); terminata la fonte di energia gli elettroni ritornano alla stato fondamentale emettendo una radiazione elettromagnetica. Maggiore è la fonte di energia, e saranno gli elettroni più interni che si eccitano.

Fornendo il giusto valore di energia, l’elettrone più lontano dal nucleo può allontanarsi e non subire più attrazione dal nucleo, rendendo l’atomo carico positivamente (ione positivo o catione).

Na + E à Na⁺ + 1e^-

Ca + E à Ca⁺ + 1e^-

Ca⁺ + E à Ca²⁺ + 2e^-

La configurazione elettronica

L’energia fornita ad un atomo per eliminare l’elettrone più lontano viene detta di ionizzazione.

È possibile calcolare l’energia di ionizzazione valida per ogni elettrone e risalire così alla struttura elettronica (disposizione degli atomi) secondo le distanze dello stato fondamentale teorizzate da Bohr.

Gli elettroni si dispongono intorno al nucleo occupando livelli di energia ben definiti, per ogni atomo. Il valore ottenuto di Ei può essere anche definito il valore energetico, o livello energetico di quell’elettrone posto a quella distanza.

Continuando a fornire E, rimuovendo così tutti gli elettroni dall’atomo, si giunge a definire la configurazione elettronica, e aumentando il numero atomico si riscontrano delle regolarità nella definizione dei livelli.

I° livello: max 2 elettroni

II° livello: max 8 elettroni, suddivisi in 2 sottolivelli (2 + 6)

III° livello: max 8 elettroni, suddivisi in 2 sottolivelli (2 + 6)

IV° livello: max 18 elettroni, suddivisi in 3 sottolivelli (2 + 10 + 6)

A partire dallo Sc si nota che il terzo elettrone che perde l’atomo si posiziona tra le nuove posizioni e il livello precedente. Si ipotizza dunque che questi elementi possiedano un livello energetico compreso tra il IV e il III.

V° livello: max 18 elettroni, suddivisi in 3 sottolivelli (2 + 10 + 6)

VI° livello: max 32 elettroni, suddivisi in 4 sottolivelli (2 + 14 + 10 + 6)

A partire dal La si nota che il terzo elettrone che perde l’atomo si posiziona tra le nuove posizioni e due livelli precedenti. Si ipotizza dunque che questi elementi possiedano un livello energetico compreso tra il VI e il IV livello, oltre che un livello tra il VI e il V.

VII° livello: max 32 elettroni, suddivisi in 4 sottolivelli (2 + 14 + 10 + 6)

I sottolivelli che si completano con 2 elettroni vengono definiti s.

I sottolivelli che si completano con 6 elettroni vengono definiti p. Si riconoscono due ulteriori sottolivelli (3 + 3)

I sottolivelli che si completano con 10 elettroni vengono definiti d. Si riconoscono due ulteriori sottolivelli (5 + 5)

I sottolivelli che si completano con 14 elettroni vengono definiti f. Si riconoscono due ulteriori sottolivelli (7 + 7)

Dunque, tenendo conto delle regolarità:

il I livello contiene solo 2 elettroni à 1s
il II livello contiene 8 elettroni (2 + 6) à 2s 2p
il III livello contiene 8 elettroni + 10 che si completano dopo aver iniziato il livello successivo (IV) à 3s 3p 3d
il IV livello contiene 8 elettroni + 10 che si completano dopo aver iniziato il livello successivo (V) + 14 che si completano dopo aver iniziato due livelli successivi (VI) à 4s 4p 4d 4f
il V livello contiene 8 elettroni + 10 che si completano dopo aver iniziato il livello successivo (VI) + 14 che si completano dopo aver iniziato due livelli successivi (VII) à 5s 5p 5d 5f
il VI livello contiene 8 elettroni + 10 che si completano dopo aver iniziato il livello successivo (VII) à 6s 6p 6d
il VII contiene 8 elettroni à 7s 7p

Nell’ordine, i livelli si completano come segue:

2s 2p

3s 3p

4s 3d 4p

5s 4d 5p

6s 4f 5d 6p

7s 5f 6d 7p

Possiamo definire la configurazione elettronica una proprietà periodica, che varia secondo il seguente andamento:

lungo il periodo aumenta il numero atomico
nel gruppo aumenta il livello energetico. Gli atomi appartenenti allo stesso gruppo hanno gli ultimi elettroni che occupano sempre lo stesso tipo di sottolivello
Gli elementi di transizione occupano il sottolivello s del livello successivo e il sottolivello d del livello corrente
I lantanidi (57/70) e Attinidi (89/102) occupano il sottolivello s successivo, il sottolivello f del livello precedente e il sottolivello d del livello corrente.

Elettroni terminali

Gruppo 1: 1 elettrone nel sottolivello s (n s1, dove n sta per numero del livello energetico corrente)

Gruppo 2: 2 elettroni nel sottolivello s (n s2)

Gruppo 3: 1 elettrone nel sottolivello d (n s2 n-1 d1) non valido per La e Ac, valido per Lu e Lr

Gruppo 4: 2 elettroni nel sottolivello d (n s2 n-1 d2)

Gruppo 5: 3 elettroni nel sottolivello d (n s2 n-1 d3)

Gruppo 6: 4 elettroni nel sottolivello d (n s2 n-1 d4)

Gruppo 7: 5 elettroni nel sottolivello d (n s2 n-1 d5)

Gruppo 8: 6 elettroni nel sottolivello d (n s2 n-1 d6)

Gruppo 9: 7 elettroni nel sottolivello d (n s2 n-1 d7)

Gruppo 10: 8 elettroni nel sottolivello d (n s2 n-1 d8)

Gruppo 11: 9 elettroni nel sottolivello d (n s2 n-1 d9)

Gruppo 12: 10 elettroni nel sottolivello d (n s2 n-1 d10)

Gruppo 13: 1 elettrone nel sottolivello p (n p1)

Gruppo 14: 2 elettroni nel sottolivello p (n p2)

Gruppo 15: 3 elettroni nel sottolivello p (n p3)

Gruppo 16: 4 elettroni nel sottolivello p (n p4)

Gruppo 17: 5 elettroni nel sottolivello p (n p5)

Gruppo 18: 6 elettroni nel sottolivello p (n p6)

Lantanidi e Attinidi: da 1 a 14 elettroni nel sottolivello f (n p2 n-2 f ^e, e = elettroni)

Configurazione elettronica di Rn Z = 86

(Xe) 6s² 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6p⁶

U Z = 92

(Rn) 7s² 5f⁴

Fonte: http://www.liceocavalieri.gov.it/didattica/uploads%5Cfiles%5C7495908854conti.doc

Sito web da visitare: http://www.liceocavalieri.gov.it/

Autore del testo: non indicato nel documento di origine

Il testo è di proprietà dei rispettivi autori che ringraziamo per l'opportunità che ci danno di far conoscere gratuitamente i loro testi per finalità illustrative e didattiche. Se siete gli autori del testo e siete interessati a richiedere la rimozione del testo o l'inserimento di altre informazioni inviateci un e-mail dopo le opportune verifiche soddisferemo la vostra richiesta nel più breve tempo possibile.

Modelli atomici

"Ciò che sappiamo è una goccia, ciò che ignoriamo un oceano!" Isaac Newton. Essendo impossibile tenere a mente l'enorme quantità di informazioni, l'importante è sapere dove ritrovare l'informazione quando questa serve. U. Eco

www.riassuntini.com dove ritrovare l'informazione quando questa serve