Presentazione di PowerPoint

1
Liceo Scientifico Enrico Fermi SantAgata
Militello (ME)
L' atomo e la sua struttura
Particelle Alfa Beta Gamma I legami
chimici Teoria atomica moderna Gli orbitali
Le particelle subatomiche Il numero
atomico Isotopi Modelli Atomici La Tavola
Periodica
nicolosi.teresa_at_yahoo.it
2

• Latomo, per molti secoli ritenuto indivisibile,
  è formato da particelle più piccole
• Il protone, una particella carica
  positivamente, con massa allincirca pari ad 1
  u. m. a.
• Lelettrone, una particella carica
  negativamente, con massa allincirca 1836 volte
  più piccola di quella del protone.
• Il neutrone, una particella neutra, con massa
  leggermente superiore a quella del protone.

3
protoni mp
nucleo
neutroni mn
elettroni me
mp mn me ? 1 1 0,00054
4
Ratomo ? 105 Rnucleo
il nucleo è 100000 volte più piccolo dellatomo!
5
Numero atomico e peso atomico
92 elementi naturali
atomi
nucleo (protoni, neutroni) elettroni
dimensioni 108 cm Å
Z numero atomico
Numero di massa A Z N
A numero di massa
N numero di neutroni
peso atomico
Riferito all' isotopo 12 del carbonio (12C)
6
Atomi, nuclei, particelle le loro dimensioni
7
Le particelle subatomiche
elettrone
protone
neutrone
e
e
0
carica elettrica
lt 1018 cm()
dimensione
1013 cm
1013 cm
9.07 1028 g
1.6731024 g
1.6751024 g
massa
vita media
stabile
stabile
17 min ()
() neutrone libero
() limite superiore
8
Raggio atomico e energia di ionizzazione
9
Il numero atomico si indica con Z ed identifica
tutti gli elementi chimici Es. Z 1
(Idrogeno) Z2 (Elio) I protoni si
trovano nel nucleo, che costituisce il cuore
dellatomo, il loro numero ( numero atomico) è
costante per gli atomi che appartengono ad uno
stesso elemento. Gli elettroni ed i protoni hanno
carica uguale ma di segno contrario, in un atomo
il numero dei protoni è sempre uguale a quello
degli elettroni quindi latomo è neutro. Gli
elettroni si trovano in zone dello spazio
intorno al nucleo chiamate orbitali.
10

• Il numero di massa è uguale alla somma dei
  protoni e dei neutroni (nucleoni) e si indica con
  A.
• I neutroni, come i protoni, si trovano nel
  nucleo. Il numero dei neutroni può variare anche
  per atomi che appartengono ad uno stesso
  elemento. Gli atomi di uno stesso elemento che
  differiscono per il numero dei neutroni vengono
  chiamati isotopi.
• Ad esempio lidrogeno è formato da tre isotopi
• H - Il prozio che possiede un elettrone ed un
  protone.
• D - Il deuterio che possiede un elettrone, un
  protone ed un neutrone.
• T - Il trizio che possiede un elettrone, un
  protone e due neutroni.

11
ISOTOPI Esempio 35Cl 17 protoni 17
elettroni 18 neutroni 37Cl 17 protoni 17
elettroni 20 neutroni
Numero atomico (Z) numero di elettroni
12
isotopi elementi con stesso Z e diverso A
abbondanza relativa ()
peso atomico
A
NAZ
isotopi
Z
elemento
12C 13C 14C
carbonio
6 6 6
12 13 14
6 7 8
98.89 1.11 tracce
12.011
ossigeno
16O 17O 18O
16 17 18
8 9 10
99.759 0.037 0.204
8 8 8
15.9994
potassio
19 19 19
39 40 41
20 21 22
93.138 0.012 6.800
39K 40K 41K
39.0983
piombo
204Pb 206Pb 207Pb 208Pb
82 82 82 82
204 206 207 208
122 124 125 126
1.3 26.0 20.7 52.0
207.19
13

• Modelli Atomici
• Descriviamo brevemente i modelli atomici più
  importanti che storicamente  sono stati proposti.
• Modello di Dalton 1803
• Modello di Thomson 1897
• Esperimento di Rutherford 1909
• Modello di Bohr 1913

14
L'ipotesi che la materia sia formata da atomi
risale a Democrito (400 a.c.). Atomo, in greco,
significa "non divisibile". L'idea atomistica fu
però avversata da Aristotele che,
successivamente, divenne il filosofo "ufficiale"
della chiesa. Per questo motivo dobbiamo
aspettare addirittura fino al 1800 perché gli
scienziati riprendessero in considerazione
l'ipotesi atomica.
15
Nel 1803 Dalton spiegò i ben noti fenomeni
chimici secondo i quali le sostanze sono formate
dai  loro componenti secondo rapporti ben precisi
fra numeri interi, ipotizzando che la materia
fosse  costituita da atomi.  Con la scoperta
della radioattività naturale, si capì
successivamente che gli atomi non erano
particelle indivisibili, essi erano composti da
parti più piccole.
? Fine 1800 lipotesi atomica (Dalton 1808) è
largamente accettata. Ma la struttura
dellatomo è sconosciuta.
16
Nel 1898 Thomson propose il primo modello fisico
dell'atomo. Egli immaginò che un atomo  fosse
costituito da una sferetta di materia caricata
positivamente (protoni e neutroni non
erano stati ancora scoperti) in cui gli
elettroni negativi (da poco scoperti) erano
immersi.  
17
IL MODELLO ATOMICO DI THOMSON (1898)
E la prima struttura atomica che tiene conto
della carica elettrica
Latomo è una minuscola sfera omogenea, dotata di
carica positiva diffusa, entro cui sono
incorporati gli elettroni in numero sufficiente
da rendere nulla la carica totale
Tale modello è stato anche definito a panettone
la massa della pasta rappresenterebbe la carica
positiva diffusa, mentre gli elettroni
corrisponderebbero alluvetta.
18
Quale è la natura dei raggi catodici?
Se emergono dal catodo allora sono negativi?
LESPERIENZA DI THOMSON (1897)
19
LESPERIENZA DI THOMSON (1897)

?
BATTERIA
CATODO
ANODO

?
Aggiungiamo una forza elettrica
Ogni raggio catodico porta una carica elettrica
negativa
20
I raggi catodici hanno dimostrato che i portatori
di carica della corrente sono carichi
negativamente
La corrente scorre quindi dal polo negativo verso
quello positivo
Lipotesi di Fraklyn era quindi sbagliata
La questione tuttavia è solo convenzionale
In fisica ed elettrotecnica si continua infatti a
far andare la corrente dal polo positivo verso
quello negativo
21
Nel 1909 Rutherford fece un esperimento cruciale
per mettere alla prova il modello di Thomson.
Bombardò un sottilissimo foglio di oro con raggi
alfa (atomi di elio completamente ionizzati, ciò 
privati degli elettroni). L'esperimento portò
alla constatazione che i raggi alfa non erano
quasi mai  deviati. Essi attraversavano il foglio
di oro senza quasi mai esserne disturbati. Solo
alcuni raggi  alfa (1 ) erano deviati dal
foglio di oro e lo erano in modo notevole
(alcuni, addirittura, venivano  completamente.
respinti). 
22
Sufficientemente piccole e penetranti, le
particelle si rivelano un buono strumento per
sondare la struttura dellatomo
LE ESPERIENZE DI RUTHERFORD
Ernest Rutherford ( 1871 1937)
Bombardamento con particelle di sottilissime
lamine di oro
23
Cosa ci si aspettava?
Se la massa, in accordo con Thomson, era
distribuita uniformemente tutte le particelle
dovevano attraversare la lamina indisturbate
24
Cosa ottenne?
Fu il fatto più incredibile che mi fosse
capitatoEra così incredibile come se sparando un
proiettile di 15 pollici su un foglio di carta
esso tornasse indietro e vi colpisse
25
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 dellatomo (10-10m)
Latomo è praticamente vuoto
26
Il nucleo è così concentrato che gli elettroni
gli ruotano attorno a distanze relative enormi. 
Il modello di Rutherford ha però un grande
"difetto" che lo mette in crisi. Secondo la 
teoria elettromagnetica una carica in movimento
accelerato (non in moto rettilineo uniforme)
emette onde elettromagnetiche e quindi perde
energia. Per questo motivo, gli elettroni
dell'atomo di Rutherford, perché ruotano su
orbite circolari, dovrebbero emettere onde 
elettromagnetiche e quindi, perdendo energia,
cadere nel nucleo cosa che invece non  accade,
perché gli atomi sono oggetti molto stabili (la
materia appare normalmente  stabile).
27
Sulla base di questo fondamentale esperimento,
Rutherford propose un modello di atomo in cui
quasi tutta la massa dell'atomo è concentrata in
una porzione molto piccola, il cosiddettonucleo
(caricato positivamente) e gli elettroni gli
ruotano attorno così come i pianeti
ruotanoattorno al sole.
28
Modello planetario
forza centrifuga forza di gravitazione tra sole
e pianeta
29
Nel 1913 Bohr propose una modifica concettuale
al modello di Rutherford. Pur accettandonel'idea
di "modello planetario", postulò che gli
elettroni avessero a disposizione orbite di
parcheggio fisse nelle quali non emettono né
assorbono energia. Un elettrone emette od assorbe
energia  elettromagnetica sotto forma di onde
elettromagnetiche solo se "salta" da un'orbita
all'altra.
30
LATOMO DI BOHR
Bohr 1913
Questa idea, non compatibile con le leggi della
fisica classica (di Newton), si basa sulle idee
della  nascente meccanica quantistica.
31
Latomo di Bohr Bohr considera latomo formato da
un nucleo centrale, nel quale risiede quasi tutta
la massa, e dagli elettroni che ruotano intorno
al nucleo descrivendo orbite ben precise
(stazionarie). Gli elettroni possono acquistare o
cedere energia per passare da un orbita
allaltra, la quantità di energia acquistata o
ceduta è pari alla differenza di energia
esistente tra le due orbite.
Nella figura accanto sono rappresentate le sette
orbite stazionarie ipotizzate da Bohr. Secondo
Bohr lelettrone emette o assorbe energia
soltanto se questa gli consente di passare da un
orbita stazionaria allaltra.
32
Secondo la teoria di Bohr, nel passare da un
orbita allaltra, lelettrone dovrebbe emettere
una determinata quantità di energia ?E21 E2
E1h?21 ?E31 E3 E1h?31 ?E32 E3 E2h?32
Le frequenze delle radiazioni emesse variano al
variare della quantità di energia. Nellesempio
sopra riportato si dovrebbero avere tre
radiazioni diverse, ognuna di esse con una
determinata frequenza e quindi con una ben
determinata lunghezza donda.
33
Modello planetario quantizzato. Si ha orbita per
un elettrone quando
forza attrattiva tra nucleo ed elettrone
momento angolare dellelettrone
Riproduce perfettamente lo spettro dellatomo
didrogeno
... e basta.
34
Il modello di Bohr spiegava molto bene l'atomo di
idrogeno ma non quelli più complessi.
Sommerfeld  propose allora una correzione al
modello di Bohr secondo la quale si aveva una
buona corrispondenza  fra la teoria e le
osservazioni degli spettri degli atomi (uno
spettro è l'insieme delle frequenze delle
radiazioni elettromagnetiche emesse o assorbite
dagli elettroni di un atomo). 
35
Successivamente, si pervenne ad un modello
atomico più coerente ai grandi progressi che la 
meccanica  quantistica nel frattempo aveva
fatto. Nel 1930 fu scoperto il neutrone per cui
si pervenne presto ad un modello dell'atomo
pressoché completo in cui al centro vi è il
nucleo composto di protoni (positivi) e neutroni
(protoni e neutroni  si chiamano collettivamente
nucleoni) ed attorno vi ruotano gli
elettroni.  Anche l'idea di come gli elettroni
ruotano attorno al nucleo venne profondamente
modificata alla  luce delle scoperte della
meccanica quantistica.
36
Fu abbandonato il concetto di orbita e fu
introdotto il concetto di orbitale. Secondo la
meccanica quantistica un elettrone non è
descrivibile in termini di traiettoria. Non si
può quindi affermare con certezza dove un
elettrone si trova in un certo istante né dove
si  troverà in un istante successivo. Si può solo
conoscere la probabilità di trovare l'elettrone
in  un certo punto dello spazio. Un orbitale non
è una traiettoria in cui un elettrone (secondo le
idee della fisica classica) può stare, è invece
una "nuvoletta" di probabilità in cui si può
trovare l'elettrone.
37
Esempi di orbitali per l'atomo di idrogeno dove
maggiore luminosità significa maggiore
probabilità  di trovare l'elettrone (in sezione)
38
Orbitali p
39
Orbitali d
40
Teoria atomica moderna Molti studiosi tra cui
Heisenberg, non si trovavano daccordo con quelle
teorie che consideravano lelettrone come un
corpuscolo, essi ritenevano che, date le piccole
dimensione e lelevata velocità con cui si
muoveva, fosse più corretto considerarlo come una
nuvola. Secondo la teoria atomica oggi accettata
gli elettroni non descrivono delle orbite intorno
al nucleo ma si trovano sugli orbitali.
Lorbitale viene definito come la zona dello
spazio intorno al nucleo dove si ha la maggiore
probabilità di trovare lelettrone. La teoria
atomica moderna si base su un equazione
matematica nota come Equazione di Schrödinger. I
numeri quantici sono soluzioni di questa
equazione e consentono di definire forma,
dimensioni ed energia degli orbitali.
41
Ogni orbitale può contenere al massimo due
elettroni che si disporranno con spin opposto.
Quindi il primo livello energetico può contenere
al massimo due elettroni, il secondo otto, il
terzo sedici, il quarto trentadue. Gli elettroni
occuperanno per primi gli orbitali di più bassa
energia. Lenergia cresce con il livello
energetico e con la complessità della forma degli
orbitali. In uno stesso livello energetico
lenergia cresce nel seguente ordine s lt p lt d lt
f, gli orbitali appartenenti allo stesso
sottolivello energetico hanno la stessa energia (
orbitali degeneri ). Quando gli elettroni vanno
ad occupare orbitali con uguale energia li
riempiono prima parzialmente, disponendosi con lo
stesso spin, e poi li completano.
42
A questo punto apparve evidente che gli elettroni
sono costituenti fondamentali della materia e
sono presenti in ogni atomo
Si generava tuttavia un nuovo problemase gli
elettroni sono carichi negativamente, ma gli
atomi sono elettricamente neutri, devono esistere
nellatomo cariche positive capaci di
neutralizzare quelle degli elettroni.
Allora, se da un atomo si rimuovono gli
elettroni, ciò che resta è carico positivamente
viceversa, aggiungendo elettroni ad un atomo si
ha un eccesso, rispetto alla situazione di
partenza, e quindi risulta una carica negativa
Ciò spiega anche la formazione di anioni e
cationi nellelettrolisi
43
Nel modello di Thomson latomo è pieno la
materia non conterrebbe cioè spazi vuoti
LA RADIOATTIVITÀ UNO STRUMENTO PER SONDARE
LATOMO
Alla fine dell800 il fisico francese Becquerel
scopre casualmente che i composti delluranio
emettono spontaneamente particelle, fino allora
sconosciute, dotate di grande capacità di
penetrazione nei corpi materiali
Si scopre poi che le particelle radioattive sono
di tre tipi
Particelle alfa
Raggi ß sono elettroni molto veloci
Raggi ? sono radiazioni dotate di grande
energia, prive di massa ed elettricamente neutre.
44
(No Transcript)
45
Le particelle alfa o raggi alfa sono una forma di
radiazione corpuscolare altamente ionizzante e
con un basso potere di penetrazione dovuto
all'elevata sezione d'urto. Consistono di due
protoni e due neutroni legati insieme dalla forza
forte, si tratta quindi di nuclei 4He. Da un
punto di vista chimico possono anche essere
identificati con il simbolo 4He2. Al contrario
del decadimento beta, mediato dalla forza debole,
il decadimento alfa è mediato dalla forza
forte. Le particelle alfa sono tipicamente emesse
da nuclidi radioattivi degli elementi pesanti,
per esempio dagli isotopi dell'uranio, del torio,
del radio, etc., in un processo denominato
decadimento alfa. A volte questo lascia i nuclei
in uno stato eccitato, l'eccesso di energia può
essere rimosso con l'emissione di raggi gamma. I
raggi alfa, a causa della loro carica elettrica,
interagiscono fortemente con la materia e quindi
vengono facilmente assorbiti dai materiali e
possono viaggiare solo per pochi centimetri
nell'aria. Possono essere assorbiti dagli strati
più esterni della pelle umana e così generalmente
non sono pericolosi per la vita a meno che la
sorgente non venga inalata o ingerita. In questo
caso i danni sarebbero invece maggiori di quelli
causati da qualsiasi altra radiazione ionizzante.
Se il dosaggio fosse abbastanza elevato
comparirebbero tutti i sintomi tipici
dell'avvelenamento da radiazione.
46
(No Transcript)
47
La radiazione beta è una forma di radiazione
ionizzante emessa da alcuni tipi di nuclei
radioattivi come il cobalto-60. Questa radiazione
assume la forma di particelle beta (ß), che sono
elettroni o positroni ad alta energia, espulsi da
un nucleo atomico in un processo conosciuto come
decadimento beta. Esistono due forme di
decadimento beta, ß- e ß, che emettono
rispettivamente un elettrone o un positrone.
48
(No Transcript)
49
I raggi gamma (spesso indicati con la lettera
greca gamma, ?) sono una forma di radiazione
elettromagnetica prodotta dalla radioattività o
da altri processi nucleari o subatomici (non sono
viceversa fotoni gamma quelli provenienti
dall'annichilazione elettrone-positrone, essendo
questo un processo atomico e non nucleare). I
raggi gamma sono più penetranti sia della
radiazione alfa sia della radiazione beta, ma
sono meno ionizzanti. I raggi gamma si
distinguono dai raggi X per la loro origine i
gamma sono prodotti da transizioni nucleari o
comunque subatomiche, mentre gli X sono prodotti
da transizioni energetiche dovute ad elettroni in
rapido movimento. Poiché è possibile per alcune
transizioni elettroniche superare le energie di
alcune transizioni nucleari, i raggi X più
energetici si sovrappongono con i raggi gamma più
deboli.
50
Conseguenza per gli elettroni in un atomo sono
possibili solo onde stazionarie
51
Oscillazione di una corda tesa
sono permesse solo le onde stazionarie
52
onde stazionarie su orbite circolari
orbita non stazionaria
orbita stazionaria
53
Mendeleev, Dmitri Ivanovitch 1834 - 1907
Julius Lothar Meyer 1830-1895
Tavola periodica degli elementi (1860) Elementi
organizzati in base al numero atomico e alle loro
caratteristiche chimico-fisiche.
54
H He
Li Be B C N O F Ne
Na Mg Al Si P S Cl Ar
K Ca Sc Sc Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
Rb Sr Y Y Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
Cs Ba Lu Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
Fr Ra Lr Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt Uun Uuu
La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb
Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No
55
Massa atomica
Numero atomico
8
15,9994
Ossigeno
Elettronegatività
3,5
O
13,61
-2
Prima ionizzazione (eV)
0,66
Numeri di ossidazione
He 2s2 2p4
Raggio atomico (Å)
56
Solidi
57
Gruppi







Periodi

58
(No Transcript)
59
(No Transcript)
60
H He
Li Be B C N O F Ne
Na Mg Al Si P S Cl Ar
K Ca Sc Sc Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
Rb Sr Y Y Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
Cs Ba Lu Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
Fr Ra Lr Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt Uun Uuu
O
La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb
Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No
61
(No Transcript)
62
Elementi chimici atomi con diverso Z
naturali da idrogeno (Z1) a uranio (Z92)
artificiali tecnezio (Z43) e transuranici
(Zgt92)
63
Unità di massa atomica 1/12 della massa di 12C
( 1,660610-27 kg)
Alcune masse atomiche (pesi atomici)
H 1,008 He 4,003 Li 6,941 Be 9,012 B 10,811 C 12,0
11 N 14,007 O 15,999 F 18,998
Ne 20,180 Na 22,990 Mg 24,305 Al 26,982 Si 28,086
P 30,974 S 32,066 Cl 35,453 Ar 39,948
64
Proprietà fisiche e chimiche
? Affinità elettronica ? Energia di
ionizzazione ? Numeri di ossidazione ? Raggio
atomico ? Struttura cristallina
65
Affinità elettronica Capacità di un elemento di
accettare un altro elettrone.
Quella dei non metalli è più alta di quella dei
metalli e quella degli alogeni è la più alta di
tutte.
Energia di ionizzazione Energia necessaria per
rimuovere un elettrone dallelemento.
Aumenta lungo il periodo e diminuisce lungo il
gruppo.
Numeri di ossidazione Carica che latomo di un
elemento assumerebbe nellipotesi che tutti gli
elettroni impegnati nei legami si localizzino
sullatomo più elettronegativo.
66
Energia di ionizzazione di un atomo (o potenziale
di ionizzazione)
A(g) ? A(g) e-(g) ?H I1
Affinità elettronica di un atomo A-(g) ? A(g)
e-(g) ?H A
67
Elettronegatività tendenza di un atomo ad
attrarre su di se gli elettroni di un legame.
Elettronegatività
68
Orbitale atomico Legato alla probabilità di
trovare un elettrone in una certa zona dello
spazio.
Orbitali atomici s (orbitale sferico) p (tre
orbitali a lobo orientati lungo gli assi
cartesiani) d (5 orbitali orientati nello
spazio) ..
In ciascun orbitale possono trovarsi, al
massimo, due elettroni
69
Lenergia del legame A-B è lenergia necessaria
per provocarne la dissociazione, in pratica è il
?H del processo
AB(g) ? A(g) B(g)
I legami chimici sono sempre il frutto di
interazioni elettrostatiche.
70
Lequazione di Shrodinger è unequazione
differenziale del secondordine, la cui soluzione
non è un unica funzione, ?(x), ma una famiglia di
funzioni donda che si distinguono per diversi
valori di alcuni parametri (numeri quantici),
?n,?,m(x).
Numeri quantici
n (principale) 1, 2, 3,
? (momento angolare) 0, 1, (n-1)
m (momento magnetico) -?, , 0, , ?
71
Numero quantico di spin
Una particella carica, che ruota su se stessa,
genera un campo magnetico.
Un elettrone possiede un numero quantico di campo
magnetico di spin, che può avere solo due
valori, s ½ e s -½.
72
Ogni elettrone, in un atomo, è definito dai suoi
numeri quantici
n 1, 2, 3, ? 0, 1, (n-1) m -?, , 0, ,
? s ½, -½
73
Si può immaginare di costruire la struttura
elettronica di un atomo andando a collocare un
elettrone dopo laltro nellorbitale libero ad
energia più bassa. In questa operazione si devono
tenere presenti due principi della meccanica
quantistica.
Principio di Pauli due elettroni di un dato
atomo devono differire almeno per il numero
quantico di spin. Ciò significa che un dato
orbitale, definito da n, l e m, può ospitare
due elettroni, uno con s ½ , laltro con s
- ½.
Regola di Hund nel costruire la struttura
elettronica, gli orbitali, corrispondenti ad un
dato valore di l, devono essere occupati
ciascuno con un elettrone con spin 1/2, e solo
successivamente completati col secondo
elettrone avente spin di segno opposto.
74
Legame chimico

• Covalente (omonucleare o eteronucleare)
• Covalente polare (eteronucleare)
• Ionico
• Idrogeno

75
Le cariche negative degli elettroni si trovano a
contatto
Se non avviene niente tra gli elettroni, i due
atomi si respingono e non si ha nessun legame.
Oppure, si possono verificare due casi limite
76
Uno dei due atomi è più elettronegativo
dellaltro
uno o più elettroni passano allatomo più
elettronegativo
77
LEGAME IONICO
78
I due atomi hanno elettronegatività paragonabile
se si verificano le condizioni adatte, gli
elettroni possano localizzarsi in mezzo ai due
atomi
LEGAME COVALENTE
79
I due atomi hanno elettronegatività diversa, ma
non troppo
gli elettroni si localizzano in mezzo ai due
atomi, ma un po spostati verso quello più
elettronegativo
LEGAME COVALENTE-POLARE
80
(No Transcript)
81
(No Transcript)
82
(No Transcript)
83
(No Transcript)
84
(No Transcript)
85
(No Transcript)
86

• Sovrapposizione degli orbitali atomici possono
  essere condivisi soltanto due elettroni a spin
  opposto.

• Perché il legame si formi la sovrapposizione
  degli orbitali atomici deve portare ad una
  stabilizzazione del sistema.

• Il legame covalente è direzionale poiché gli
  orbitali atomici hanno una precisa orientazione
  nello spazio.

• Il legame covalente si può formare tra atomi
  uguali, e anche tra atomi diversi.

• Si possono formare molecole piccole o grandi
  (idrogeno e emoglobina), oppure reticoli di atomi
  collegati tra loro (diamante e quarzo).

87
Orbitale molecolare Combinazione lineare degli
orbitali atomici.
88
?2p
N2
2p
2p
?2p
?2p
x
y
z
?2p
?2s
2s
2s
?2s
89
Ibridazione
Quando un atomo, che ha elettroni su orbitali s e
p, inizia a formare dei legami molecolari abbiamo
che si ha una combinazione tra gli orbitali p e
lorbitale s per dare dei nuovi orbitali
molecolari.
Orbitale s e un orbitale p 2 orbitali
ibridi sp
Orbitale s e due orbitali p 3 orbitali
ibridi sp2
Orbitale s e tre orbitali p 4 orbitali
ibridi sp3
90
sp
Orbitali ibridi
180
CO2
sp3
BF3
sp2
109,5
120
CH4
91
Talvolta la geometria degli orbitali atomici non
è sufficiente a spiegare la geometria della
molecola
BeH2 la struttura sperimentale è
H Be H
BF3 la struttura sperimentale è
92

• I numeri quantici sono
• n - numero quantico principale, indica il livello
  energetico e le dimensioni degli orbitali.
  Insieme ad l determina lenergia dellorbitale.
  Può assumere valori interi, in genere, compresi
  tra 1 e 7.
• L - numero quantico secondario o angolare, indica
  il sottolivello energetico e la forma degli
  orbitali. Dipende dal valore di n. Può assumere
  tutti i valori compresi tra 0 e n-1.
• m - numero quantico magnetico, indica
  lorientamento nello spazio della nuvola
  elettronica ed il numero degli orbitali. Dipende
  dal valore di l. Può assumere tutti i valori
  compresi tra -1 e l.
• s - numero quantico magnetico di spin, indica il
  senso di rotazione dellelettrone intorno al
  proprio asse, può avvenire in senso orario o
  antiorario, assumendo rispettivamente i valori
  ½ e - ½.

93
Struttura elettronica degli elementi I
sottolivelli energetici ed i relativi orbitali
vengono indicati da alcune lettere minuscole
dellalfabeto. In questo corso prenderemo in
considerazione gli orbitali s, p, d, f . Il
sottolivello s è identificato dal valore l0,
possiede un solo orbitale e può contenere due
elettroni. Il sottolivello p è identificato dal
valore l1, possiede tre orbitali e può contenere
sei elettroni. Il sottolivello d è identificato
dal valore l2, possiede cinque orbitali e può
contenere dieci elettroni. Il sottolivello f è
identificato dal valore l3, possiede sette
orbitali e può contenere quattordici elettroni.
94
Il primo livello energetico possiede soltanto il
sottolivello s, e quindi un solo orbitale. Il
secondo livello energetico possiede i
sottolivelli s e p, per un totale di quattro
orbitali. Il terzo livello energetico possiede i
sottolivelli s, p e d, per un totale di nove
orbitali. Il quarto livello energetico possiede i
sottolivelli s, p, d e f, per un totale di sedici
orbitali.
95
Lordine di riempimento degli orbitali, che si
può ricavare ricorrendo alla regola della
diagonale, è il seguente 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s,
3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p,7s, 5f, 6d,
7p. A volte può essere utile scrivere la
struttura elettronica rappresentando gli orbitali
con dei quadratini e gli elettroni con delle
frecce orientate in modo da tenere conto dello
spin.
96
n1 l0 m0 1s I livello energetico
n2 l0 m0 2s II livello energetico
m-1
l1 m0 2p
m1
97
n3 l0 m0 3s III livello energetico
l1 m1 m-1 m0 3p
l2 m2 m1 m0 m-1 m-2 3d
98
n4 l0 m0 4s IV livello energetico
l1 m1 m-1 m0 4p
l2 m2 m1 m0 m-1 m-2 4d
l3 m3 m2 m1 m0 m-1 m-2 m-3 4f
99
1s
2s 2p
3s 3p 3d
4s 4p 4d 4f
5s 5p 5d 5f
6s 6p 6d
7s 7p
Regola della diagonale
100
1s2 Ar Z 18

2s2 2p6

3s2 3p6

Esempi di strutture elettroniche
1s2 S Z 16

2s2 2p6

3s2 3p4

101
Ossigeno, ha 8 elettroni. 1s2 2s2 2p4
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