Scienze 

Nel corso di potenziamento di scienze, a cura della professoressa Pulejo Rita, sono stati trattati i seguenti argomenti:

  • Atomi
  • Numeri quantici e configurazione elettronica
  • Proprietà delle onde 

Gli atomi  

 a cura di Giulia Grasso e Sarah Bellinvia   

La chimica è la scienza che studia la materia. Si arrivò a dimostrare l'esistenza di una forma elementare della materia solo nel 1803 (John Dalton). Essa si divide in sostanze pure e miscugli, due categorie che presentano a loro volta delle ripartizioni interne:

  • Elemento: una sostanza pura che non può essere scomposta in altre sostanze più semplici;
  • Composto: una sostanza pura che può essere scomposta in altre sostanze più semplici;
  • Miscuglio omogeneo: miscuglio in cui i componenti non sono più distinguibili (una fase);
  • Miscuglio eterogeneo: miscuglio in cui possiamo distinguere più di una fase.


Teoria atomica di Dalton

  • La materia è formata da particelle piccolissime chiamate atorni;
  • Gli atomi di uno stesso elemento sono tutti uguali tra loro per dimensione, forma, massa e proprietà;
  • Gli atomi di elementi diversi hanno massa diversa;
  • Le reazioni chimiche consistono nella separazione e ricombinazione di atomi;
  • Nessun atomo di un elemento si trasforma nell'atomo di un altro elemento (non prevede la reazione nucleare).     

 Rutherford's Experimental Design                                                                                                           La carica positiva dell'atomo è concentrata in una porzione limitata di spazio, detta nucleo. Rutherford andando a colpire una lamina d'oro, vide che le traiettorie non erano uguali.

Numero atomico e numero di massa                                                                                                      Si definisce numero atomico il numero di protoni nel nucleo e si indica con la lettera "z". In un atomo il numero di protoni corrisponde a quello degli elettroni in esso contenuti. Il numero atomico definisce un dato elemento e da esso dipende il comportamento chimico.                        Si definisce numero di massa il numero di protoni e il numero di neutroni contenuti nel nucleo e si indica con "A". 

Il modello atomico di Bohr (1913)

  1. Gli elettroni si muovono su traiettrorie circolari (orbite) e hanno specifici valori di energia
  2.  Si emette luce quando l'elettrone si muove da un livello di energia più alto ad uno o più basso

En= -Rh (1/n^2)                                                                                                                                         n= numero quantico principale                                                                                                            Rh= costante Rydberg                                                                                                                            All'aumentare di n aumenta l'energia dell'elettrone in maniera discreta.                                             Relazione di Plank= E=hv (v=ni=frequenza).

Effetto fotoelettrico-Albert Einstein (1905)                                                                                              La luce è:

  1. Un'onda
  2. Un corpuscolo                                                                                                                             

  Il fotone è una "particella" di luce                                                                                                       E= mc^ 2                                                                                                                                                  E= hv                                                                                                                                                    mc^ 2= hv= h c/λ                                                                                                                                        λ= h/mc 

Principio di indeterminazione di Heisemberg (premio Nobel 1932)                                                     Heisemberg dimostrò che non è possibile determinare simultaneamente la posizione e la velocità dell'elettrone. In conseguenza di ciò, non è possibile definire la traiettoria dell'elettrone a differenza di quanto previsto da Bohr.                                                                                                                          

Numeri quantici e configurazione elettronica 

a cura di Giulia Grasso e Elena Quattrocchi

Equazione di Schrodinger 

Il movimento degli elettroni avviene in tre dimensioni per cui le soluzioni accettabili dell'equazione d'onda derivano dalla combinazione di tre costanti dette Numeri Quantici ed indicati con le lettere n,l,m. Ogni funzione d'onda caratterizzata da tre numeri quantici; ψnim viene chiamata orbitale e corrisponde ad uno stato stazionario possibile per l'elettrone. Orbitale atomico - ψ= f (n,l,m) Numero quantico principale "n" n= 1,2,3,4,...7; distanza di e dal nucleo.                                   Numero quantico secondario o angolare "l"; (n-1)                                                                                    n= 1   l= 0                                                                                                                                                   n= 2  l= 0, 1                                                                                                                                                 n=3   l= 0, 1, 2                                                                                                                                            n=4   l= 0, 1, 2, 3                                                                                                                                      n=5   l= 0, 1, 2, 3, 4                                                                                                                           

   0= orbitale s                                                                                                                               

1= orbitale p

2= orbitale d

3= orbitale f

4= orbitale g

  1. Un orbitale può contenere un numero massimo di 2 elettroni (principio di esclusioni di Pauli). Se vi sono 2 elettroni nell'orbitale, devono avere numero quantico di spin opposto (+ 1/2 - 1/2). Un orbitale può anche essere vuoto o contenere un solo elettrone spaiato.
  2. Nel progressivo riempimento degli orbitali l'elettrone va ad occupare l'orbitale disponibile avente più bassa energia. 
  3. Se vi sono più orbitali con uguale energia (degeneri; ad esempio px, py, pz) la configurazione più stabile (cioè a più bassa energia) è quella che porta alla massima molteplicità cioè in cui gli elettroni si dispongono con spin parallelo (sempre + 1/2 e - 1/2) e quindi orbitali diversi!

Es:                                                                                                                                                           P= 1s2  2p2 2p6 3s2 3p3                                                                                                                        Ca= 1s2 2s2 2ps 3s2 3p6 4s2                                                                                                                  Si= 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2 

Ibridazione                                                                                                                                             L'ibridizzazione (o ibridazione) è un procedimento di combinazione matematica di un certo numero di orbitali (orbitali s, p, d) con contenuto energetico poco diverso (quindi orbitali di valenza) di uno stesso atomo che permette di ottenere nuovi orbitali ibridi equivalenti (isoenergetici) con i lobi orientati lungo le direzioni dei possibili legami che l'atomo centrale di una o più molecole può formare con altri atomi. La caratteristica più importante degli orbitali ibridi è il loro "carattere direzionale". Il numero di orbitali ibridi ottenuti è uguale al numero di quelli che vengono combinati, cosicché il numero totale di orbitali di valenza dell'atomo non cambia. Il processo di ibridazione può essere accompagnato dalla promozione di uno o più elettroni in orbitali più alti; ciò comporta una spesa energetica iniziale da parte dell'atomo che è tuttavia largamente compensata nel momento in cui esso va a legarsi con altri atomi a formare una molecola: l'energia totale del sistema risulta infatti più bassa.                                                            Le ibridizzazioni degli orbitali s e p possono essere di tipo:   

  • sp  (dà luogo a strutture lineari); esempi di ibridizzazione sp si hanno nelle molecole di acetilene (C2H2) e cloruro di berillio (BeCl2); con ibridazione sp: forma 2 legami σ diretti a 180° uno dall'altro                                                                    
  • sp2 (dà luogo a strutture planari); esempi di ibridizzazione sp2 si hanno nelle molecole di trifluoruro di boro (BF3), triossido di zolfo (SO3), diossido di zolfo (SO2) e etene (C2H4); con ibridazione sp2: forma 3 legami σ diretti a 120° uno dall'altro (oppure: 2 legami σ + 1 lone pair) (triangolare planare) 
  • sp3 (dà luogo a strutture tetraedriche).[3] esempi di ibridizzazione sp3 si hanno nelle molecole di ammoniaca (NH3), metano (CH4), acido solforico(H2SO4) e acido solfidrico (H2S). Con ibridazione sp3: forma 4 legami σ diretti a 109,5° uno dall'altro (oppure: 3 legami σ + 1 lone pair; oppure: 2 legami σ + 2 lone pair; ...) (tetraedrica).

Proprietà delle onde

a cura di Giulia Grasso e Elena Quattrocchi

Lunghezza d'onda (Wavelength x  λ) è la distanza tra due picchi (creste dell'onda, in gergo fisico) consecutivi. L'ampiezza d'onda (amplitude) è la distanza dal centro dell'onda di massimo picco. La frequenza (v) è il numero di lunghezza d'onda che passano per un particolare punto in un secondo. La lunghezza d'onda e la frequenza sono inversamente proporzionali.                                                   Quella che i nostri occhi percepiscono come luce bianca è in realtà un insieme di onde elettromagnetiche di lunghezza d'onda (e frequenza) diversa. Esistono, inoltre, onde che i nostri occhi non riescono a percepire come le onde radio, le microonde, raggi infrarossi, raggi ultravioletti, raggi x e raggi γ.

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