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Le particelle subatomiche Il numero atomico Isotopi Modelli Atomici La Tavola Periodica Particelle Alfa Beta Gamma I legami chimici Teoria atomica moderna.

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2 Le particelle subatomiche Il numero atomico Isotopi Modelli Atomici La Tavola Periodica Particelle Alfa Beta Gamma I legami chimici Teoria atomica moderna Gli orbitali Liceo Scientifico Enrico Fermi SantAgata Militello (ME)

3 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.

4 protonim p neutronim n elettronim e m p : m n : m e 1 : 1 : 0,00054 nucleo

5 R atomo 10 5 R nucleo R nucleo m = 1 fm R atomo m = 1 Å Z protoni m p = kg q = +e = C N neutroni m n = kg q = 0 Z elettroni m e = kg q = -e = C il nucleo è volte più piccolo dellatomo!

6 Numero atomico e peso atomico atomi 92 elementi naturali dimensioni » 10 –8 cm = Å nucleo (protoni, neutroni) + elettroni Z = numero atomico A = numero di massa N = numero di neutroni peso atomico : Riferito all' isotopo 12 del carbonio ( 12 C) unità di misura SI : 1 unità di massa atomica (u.m.a.) = 1 dalton = g Numero di massa: A = Z + N

7 Atomi, nuclei, particelle: le loro dimensioni

8 Le particelle subatomiche carica elettrica dimensione massa vita media elettrone – e < 10 –18 cm (*) –28 g stabile (*) limite superiore protone + e 10 –13 cm –24 g stabile neutrone 0 10 –13 cm –24 g 17 min (**) (**) neutrone libero

9 Raggio atomico e energia di ionizzazione

10 Il numero atomico si indica con Z ed identifica tutti gli elementi chimici: Es. Z= 1 (Idrogeno); Z=2 (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.

11 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.

12 ISOTOPIEsempio: 35 Cl : 17 protoni + 17 elettroni + 18 neutroni 37 Cl : 17 protoni + 17 elettroni + 20 neutroni Numero atomico (Z) = numero di elettroni

13 isotopi = elementi con stesso Z e diverso A 12 C 13 C 14 C tracce elemento isotopiZ A N=A–Z abbondanza relativa (%) peso atomico carbonio ossigeno 16 O 17 O 18 O potassio 39 K 40 K 41 K piombo 204 Pb 206 Pb 207 Pb 208 Pb

14 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

15 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.

16 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.

17 1897: Thomson scopre l elettrone Modello a panettone 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.

18 IL MODELLO ATOMICO DI THOMSON (1898) J.J. Thomson (1856 – 1940 ) 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.

19 BATTERIA CATODO ANODO + + Se emergono dal catodo allora sono negativi? Quale è la natura dei raggi catodici? LESPERIENZA DI THOMSON (1897)

20 BATTERIA CATODO ANODO LESPERIENZA DI THOMSON (1897) Aggiungiamo una forza elettrica Ogni raggio catodico porta una carica elettrica negativa

21 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

22 1909: Esperimento di Rutherford Il modello di Thomson è SBAGLIATO!! PrevisioneRisultato 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).

23 Sufficientemente piccole e penetranti, le particelle si rivelano un buono strumento per sondare la struttura dellatomo LE ESPERIENZE DI RUTHERFORD Bombardamento con particelle di sottilissime lamine di oro Ernest Rutherford ( 1871 – 1937)

24 Cosa ci si aspettava? Se la massa, in accordo con Thomson, era distribuita uniformemente tutte le particelle dovevano attraversare la lamina indisturbate

25 Cosa ottenne? Fu il fatto più incredibile che mi fosse capitato…Era così incredibile come se sparando un proiettile di 15 pollici su un foglio di carta esso tornasse indietro e vi colpisse…

26 + 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 ( m) in confronto al resto dellatomo ( m) Latomo è praticamente vuoto

27 MODELLO PLANETARIO DELLATOMO 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).

28 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 cosiddetto nucleo (caricato positivamente) e gli elettroni gli ruotano attorno così come i pianeti ruotano attorno al sole.

29 Modello planetario forza centrifuga = forza di gravitazione tra sole e pianeta + nucleoorbitaelettrone - pianeta soleorbita

30 Nel 1913 Bohr propose una modifica concettuale al modello di Rutherford. Pur accettandone l'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.

31 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.

32 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.

33 Secondo la teoria di Bohr, nel passare da un orbita allaltra, lelettrone dovrebbe emettere una determinata quantità di energia: E 21 =E 2 – E 1 =h 21 E 31 =E 3 – E 1 =h 31 E 32 =E 3 – E 2 =h 32 E1E1 E2E2 E3E3 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.

34 Modello planetario quantizzato. Si ha orbita per un elettrone quando: forza attrattiva tra nucleo ed elettrone forza centrifuga della rotazione dellelettrone intorno al nucleo = momento angolare dellelettrone multiplo intero della costante di Planck = Riproduce perfettamente lo spettro dellatomo didrogeno Modello atomico di Bohr Niels Henrik Bohr Copenhagen Copenhagen Nobel per la Fisica e basta.

35 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).

36 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.

37 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.

38 Esempi di orbitali per l'atomo di idrogeno dove maggiore luminosità significa maggiore probabilità di trovare l'elettrone (in sezione) :

39 Orbitali p

40 Orbitali d

41 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.

42 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 < p < d < 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.

43 Si generava tuttavia un nuovo problema:se 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 A questo punto apparve evidente che gli elettroni sono costituenti fondamentali della materia e sono presenti in ogni atomo

44 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 β: sono elettroni molto veloci Raggi γ : sono radiazioni dotate di grande energia, prive di massa ed elettricamente neutre.

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46 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 4 He. Da un punto di vista chimico possono anche essere identificati con il simbolo 4 He 2+. Al contrario del decadimento beta, mediato dalla forza debole, il decadimento alfa è mediato dalla forza forte. sezione d'urtoprotonineutroni forza forte decadimento betaforza deboledecadimento alfaforza 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.nuclidiradioattiviisotopiuraniotorioradiodecadimento alfa nucleienergiaraggi 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.carica elettricaariaavvelenamento da radiazione

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48 La radiazione beta è una forma di radiazione ionizzante emessa da alcuni tipi di nuclei radioattivi come il cobalto- 60.radiazione ionizzantecobalto Questa radiazione assume la forma di particelle beta (β), 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, β e β +, che emettono rispettivamente un elettrone o un positrone.elettronipositronienergianucleo atomico decadimento beta

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50 I raggi gamma (spesso indicati con la lettera greca gamma, γ) 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.γradiazione elettromagnetica radioattivitàannichilazione elettrone-positroneatomico nucleare radiazione alfaradiazione beta ionizzantiraggi X

51 Dualismo onda-materia Louis Victor Duc de Broglie Dieppe Parigi 1987 Nobel per la Fisica 1929 elettroniConseguenza: per gli elettroni in un atomo sono possibili solo onde stazionarie Ad ogni particella, di massa m che si muove con velocità v, è associata un onda di lunghezza :

52 Oscillazione di una corda tesa sono permesse solo le onde stazionarie

53 onde stazionarie su orbite circolari: orbita non stazionaria orbita stazionaria

54 Julius Lothar Meyer Mendeleev, Dmitri Ivanovitch Tavola periodica degli elementi (1860) Elementi organizzati in base al numero atomico e alle loro caratteristiche chimico-fisiche.

55 HHe LiBeBCNOFNe NaMgAlSiPSClAr KCaScTiVCrMnFeCoNiCuZnGaGeAsSeBrKr RbSrYZrNbMoTcRuRhPdAgCdInSnSbTeIXe CsBaLuHfTaWReOsIrPtAuHgTlPbBiPoAtRn FrRaLrRfDbSgBhHsMtUunUuu LaCePrNdPmSmEuGdTbDyHoErTmYb AcThPaUNpPuAmCmBkCfEsFmMdNo

56 O [He] 2s 2 2p ,9994 3,5 -2 Numero atomico Massa atomica Elettronegatività Numeri di ossidazione Ossigeno 13,61 0,66 Prima ionizzazione (eV) Raggio atomico (Å)

57 Gas Liquidi YbTmErHoDyTbGdEuSmPmNdPrCeLa NoMdFmEsCfBkCmAmPuNpUPaThAc Solidi

58 Periodi Gruppi

59 orbitali d orbitali s orbitali p orbitali f

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61 HHe LiBeBCNOFNe NaMgAlSiPSClAr KCaScTiVCrMnFeCoNiCuZnGaGeAsSeBrKr RbSrYZrNbMoTcRuRhPdAgCdInSnSbTeIXe CsBaLuHfTaWReOsIrPtAuHgTlPbBiPoAtRn FrRaLrRfDbSgBhHsMtUunUuu LaCePrNdPmSmEuGdTbDyHoErTmYb AcThPaUNpPuAmCmBkCfEsFmMdNo O

62 ElettronegativitàH2,2 Na0,9 K0,8 Li1,0 Rb0,8 Cs0,8 Be1,6 Mg1,3 Ca1,0 Sr1,0 Ra0,9 Ba0,9 Sc1,4 Y1,1 Ac1,1 La1,1 Ti1,5 Zr1,3 Hf1,3 V1,6 Nb1,6 Ta1,5 Cr1,7 Mo2,2 W2,4 Mn1,6 Tc1,9 Re1,9 Fe1,8 Ru2,2 Os2,2 Co1,9 Rh2,3 Ir2,2 Ni1,9 Pd2,3 Pt2,3 Cu1,9 Ag1,9 Au2,5 Zn1,7 Cd1,7 Hg2,0 B2,0 Al1,5 Ga1,8 In1,8 Tl2,0 C2,6 Si1,8 Ge2,0 Sn2,0 Pb2,3 N3,0 P2,2 As2,2 Sb2,1 Bi2,0 O3,4 S2,6 Se2,6 Te2,1 Po2,0 F4,0 Cl3,2 Br3,0 I2,7 At2,2 Ne0 Ar0 KrKr00KrKr000 Xe0 Rn0 He0 Fr 0,7

63 Elementi chimici: atomi con diverso Z naturali: da idrogeno (Z=1) a uranio (Z=92) artificiali: tecnezio (Z=43) e transuranici (Z>92)

64 Unità di massa atomica: 1/12 della massa di 12 C ( = 1,6606× kg) H1,008 He4,003 Li6,941 Be9,012 B10,811 C12,011 N14,007 O15,999 F18,998 Ne20,180 Na22,990 Mg24,305 Al26,982 Si28,086 P30,974 S32,066 Cl35,453 Ar39,948 Alcune masse atomiche (pesi atomici):

65 Proprietà fisiche e chimiche Affinità elettronica Energia di ionizzazione Numeri di ossidazione Raggio atomico Struttura cristallina

66 Affinità elettronica: Capacità di un elemento di accettare un altro elettrone. Energia di ionizzazione: Energia necessaria per rimuovere un elettrone dallelemento. Numeri di ossidazione: Carica che latomo di un elemento assumerebbe nellipotesi che tutti gli elettroni impegnati nei legami si localizzino sullatomo più elettronegativo. Quella dei non metalli è più alta di quella dei metalli e quella degli alogeni è la più alta di tutte. Aumenta lungo il periodo e diminuisce lungo il gruppo.

67 Affinità elettronica di un atomo: A - (g) A(g) + e - (g) H ° = A Energia di ionizzazione di un atomo (o potenziale di ionizzazione): A(g) A + (g) + e - (g) H ° = I 1

68 Elettronegatività: tendenza di un atomo ad attrarre su di se gli elettroni di un legame. Elettronegatività Energia di ionizzazioneAffinitàelettronica+

69 Orbitale atomico: Legato alla probabilità di trovare un elettrone in una certa zona dello spazio. Orbitali atomici: s s (orbitale sferico) p p (tre orbitali a lobo orientati lungo gli assi cartesiani) d d (5 orbitali orientati nello spazio) ….. In ciascun orbitale possono trovarsi, al massimo, due elettroni

70 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.

71 m (momento magnetico) = -, …, 0, …, + m (momento magnetico) = -, …, 0, …, + 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). n (principale) = 1, 2, 3, … (momento angolare) = 0, 1, … (n-1) (momento angolare) = 0, 1, … (n-1) Numeri quantici:

72 Numero quantico di spin NS Un elettrone possiede un numero quantico di campo magnetico di spin, che può avere solo due valori, s = + ½ e s = - ½. Una particella carica, che ruota su se stessa, genera un campo magnetico.

73 Ogni elettrone, in un atomo, è definito dai suoi numeri quantici: n = 1, 2, 3, … = 0, 1, … (n-1) m = -, …, 0, …, + s = +½, -½ n,,m (x) In un atomo non possono esistere più elettroni con tutti i numeri quantici uguali. (Principio di esclusione di Pauli) Wolfgang Pauli Vienna – Zurigo Nobel per la Fisica 1945

74 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.

75 Legame chimico Covalente (omonucleare o eteronucleare) Covalente polare (eteronucleare) Ionico Idrogeno

76 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:

77 Uno dei due atomi è più elettronegativo dellaltro: uno o più elettroni passano allatomo più elettronegativo

78 Uno dei due atomi è più elettronegativo dellaltro: + - si forma uno ione positivo ed uno negativo che si attraggono LEGAME IONICO

79 I due atomi hanno elettronegatività paragonabile: se si verificano le condizioni adatte, gli elettroni possano localizzarsi in mezzo ai due atomi LEGAME COVALENTE

80 I due atomi hanno elettronegatività diversa, ma non troppo: LEGAME COVALENTE-POLARE gli elettroni si localizzano in mezzo ai due atomi, ma un po spostati verso quello più elettronegativo

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87 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).

88 Orbitale molecolare: Orbitale molecolare: Combinazione lineare degli orbitali atomici. 1s H2H2 * 1s

89 2s * 2s N2N2N2N2 2p x yz * 2p

90 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 sp 2 Orbitale s e tre orbitali p 4 orbitali ibridi sp 3

91 Orbitali ibridi sp 2 sp 3 sp CO 2 BF 3 CH 4 180° 120° 109,5°

92 Talvolta la geometria degli orbitali atomici non è sufficiente a spiegare la geometria della molecola BeH 2 : la struttura sperimentale è H – Be – H 180° BF 3 : la struttura sperimentale è FFF B 120°

93 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.

94 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 l=0, possiede un solo orbitale e può contenere due elettroni. Il sottolivello p è identificato dal valore l=1, possiede tre orbitali e può contenere sei elettroni. Il sottolivello d è identificato dal valore l=2, possiede cinque orbitali e può contenere dieci elettroni. Il sottolivello f è identificato dal valore l=3, possiede sette orbitali e può contenere quattordici elettroni.

95 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.

96 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.

97 n=2l=0m=02sII livello energetico m=-1 l=1m=02p m=+1 n=1l=0m=01sI livello energetico

98 n=3l=0m=03sIII livello energetico l=1m=+1 m=-1 m=0 3p l=2m=+2 m=+1 m=0 m=-1 m=-2 3d

99 n=4l=0m=04sIV livello energetico l=1m=+1; m=-1 m=0 4p l=2m=+2; m=+1; m=0; m=-1 m=-2 4d l=3m=+3; m=+2; m=+1 m=0; m=-1; m=-2; m=-3 4f

100 1s 2s2p 3s3p3d 4s4p4d4f 5s5p5d5f 6s6p6d 7s7p Regola della diagonale

101 1s 2 ArZ=18 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 1s 2 SZ=16 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 Esempi di strutture elettroniche

102 1s 2s 3s 4s 2p 3p 4p 3d 4d 5s5pE Ossigeno, ha 8 elettroni. 1s 2 2s 2 2p 4


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