Struttura atomica Elettroni: hanno una massa praticamente trascurabile rispetto a quella di protoni e neutroni ed hanno carica negativa. Ruotano intorno al nucleo. Nucleo: possiede praticamente tutta la massa dell’atomo ed è formato da protoni (carica positiva) e da neutroni (nessuna carica), che hanno massa molto simile. Ma come si muovono gli elettroni?

Modello planetario pianeta sole orbita forza centrifuga = forza di gravitazione tra sole e pianeta +nucleo orbita elettrone -

Variazione del campo elettrico Variazione del campo magnetico Onde elettromagnetiche velocità della luce, c= velocità della luce, c=

raggi gamma raggi X ultravioletto infrarosso microonde onde radio frequenza (in hertz) (in hertz) lunghezza d’onda (in centimetri) (in centimetri) luce visibile

lunghezza d’onda = colore + blù rosso

luce visibile lunghezza d’onda = colore luce bianca

Fisica quantistica: Energia della luce  Frequenza dell’onda E = h E = h costante di Planck Max Planck Kiel Gottingen Nobel per la Fisica 1918 Albert Einstein Ulm Princeton Nobel per la Fisica 1921 Fisica classica: Energia della luce  Quadrato dell’ampiezza d’onda (quindi indipendente dalla frequenza.)

energia h (in eV) raggi gamma raggi X ultravioletto infrarosso microonde onde radio frequenza (in hertz) (in hertz) lunghezza d’onda (in centimetri) (in centimetri) luce visibile

Spettro atomico luce emessa per il salto degli elettroni tra le varie orbite spettro a righe: sono permesse solo alcune orbite per gli elettroni scarica elettrica in un gas

400 nm500 nm600 nm700 nm Idrogeno Mercurio Neon

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

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

Oscillazione di una corda tesa sono permesse solo le “onde stazionarie”

“onde stazionarie” su orbite circolari: “orbita non stazionaria” “orbita stazionaria”

Equazione di Schrödinger Erwin Rudolf Josef Alexander Schrödinger Vienna 12 Agosto 1887 – Vienna 4 Gennaio 1961 Nobel per la Fisica 1933 Per una particella che si muove lungo la dimensione x, con energia E e con potenziale V(x): è la funzione d’onda che descrive la particella.

è una funzione d’onda che descrive la particella, ma in se non ha un significato fisico, è solo un artificio matematico. Tuttavia: P(x) è la probabilita di trovare la particella alla coordinata x

x pxpx Principio di indeterminazione di Heisenberg Werner Heisenberg Würzburg Monaco di Baviera 1976 Nobel per la Fisica 1932

m (momento magnetico) = -, …, 0, …, + m (momento magnetico) = -, …, 0, …, + Indica l’orientamento dell’orbitale nello spazio L’equazione di Shrodinger è un’equazione differenziale del second’ordine, la cui soluzione non è un unica funzione,  (x), ma una famiglia di funzioni d’onda che si distinguono per diversi valori di alcuni parametri (numeri quantici),  n,,m (x). n (principale) = 1, 2, 3, … Indica la dimensione dell’elettrone e quindi lo stato di energia dell’elettrone (momento angolare) = 0, 1, … (n-1) (momento angolare) = 0, 1, … (n-1) Indica la forma dell’elettrone Numeri quantici:

nm n = 1, 2, 3, … = 0, 1, … (n-1) m = -, …, 0, …, + = 0 orbitale tipo s = 1 orbitale tipo p = 2 orbitale tipo d = 3 orbitale tipo f..

= 0 orbitale tipo s 1s 2s z x y z x y pxpx z x y pypy = 1 orbitale tipo p pzpz

1s 2s 3s 4s 2p 3p 4p 3d 4d 4f Atomo con un solo elettrone (idrogeno)

1s 2s 3s 4s 2p 3p 4p 3d 4d Atomo con un due o più elettroni 5s 5p

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 stessa, genera un campo magnetico. Indica il senso di rotazione dell’elettrone intorno al proprio asse

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

1s 2s 3s 4s 2p 3p 4p 3d 4d 5s5pE 2 - Negli orbitali alla stessa energia (degeneri) gli elettroni si dispongono il più possibile con lo stesso spin (Principio della massima molteplicità). 1 - Si “riempiono” prima gli orbitali a più bassa energia.

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

1s 2s 3s 4s 2p 3p 4p 3d 4d 5s5pE Sodio, ha 11 elettroni. 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1    3s 1 [Ne] 3s 1

Principio di Aufbau Gli elettroni si dispongono in un atomo occupando prima gli orbitali liberi con energia minore Principio di esclusione di Pauli In un atomo non possono coesistere due o più elettroni che abbiano i quattro numeri quantici uguali Se si dispongono orbitali degeneri (isoenergetici) gli elettroni si distribuiscono singolarmente con spin paralleli Principio di massima molteplicità

H1s 1 He1s 2 Li1s 2 2s 1 Be1s 2 2s 2 B1s 2 2s 2 2p 1 C1s 2 2s 2 2p 2 N1s 2 2s 2 2p 3 O1s 2 2s 2 2p 4 F1s 2 2s 2 2p 5 Ne1s 2 2s 2 2p 6 Na1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 Mg1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 Al1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 Si1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 P1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 S1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 Cl1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 Ar1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p

orbitali d orbitali s orbitali p orbitali f Ubicazione degli elettroni di valenza

periodo gruppo

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

Elettronegatività: tendenza di un atomo ad attrarre su di se gli elettroni di un legame. Elettronegatività Energia di ionizzazioneAffinitàelettronica+

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

F Cl Br I H He Ne ArKrXeRn

L’energia del legame A-B è l’energia 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.

nucleo con carica positiva centrale “nube” elettronica con carica negativa intorno al nucleo

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:

Uno dei due atomi è più elettronegativo dell’altro: uno o più elettroni passano all’atomo più elettronegativo

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

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

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

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 I due atomi hanno elettronegatività diversa, ma non troppo:

Formazione di un legame ionico: KF prima si ha il salto dell’elettrone dall’atomo K all’atomo F K(g) + F(g)  K + (g) + F - (g) poi si ha l’attrazione tra i due ioni di segno opposto che si avvicineranno fino alla distanza di legame (2,17× m) K + (g) + F - (g)  KF (g)

Dalla legge di Coulomb: KF(g)  K + (g) + F - (g)  H = 640 kJ mol -1 (due cariche di segno opposto alla distanza di 2,17× m) Energia di ionizzazione: K(g)  K + (g) + e -  H = 419 kJ mol -1 Affinità elettronica: F - (g)  F(g) + e -  H = 328 kJ mol -1 Bilancio energetico del un legame ionico KF l’energia del legame K-F è il  H della reazione KF(g)  K(g) + F(g)

In ottimo accordo con il valore sperimentale! Combinando le reazioni in modo opportuno si ha: K + (g) + e -  K(g)  H = -419 kJ mol -1 F - (g)  F(g) + e -  H = 328 kJ mol -1 KF(g)  K + (g) + F - (g)  H = 640 kJ mol -1 KF(g)  K(g) + F(g)  H = 549 kJ mol -1

Legame covalente: H 2 ****orbitaleantilegante orbitalelegante H1s 1  1s zona di sovrapposizione delle due funzioni d’onda in antifase in fase

 * orbitale antilegante  orbitale legante in antifase in fase

in antifase ****orbitaleantilegante orbitalelegante

ogni atomo N ha configurazione elettronica 1s 2 2s 2 2p 3 si formano un legame da un orbitale tipo  e due legami da orbitali tipo  Molecola N 2 : x   

Esempio di legame covalente polare: HCl Si forma un legame dovuto ad un orbitale  ottenuto dall’orbitale 1s di H e 3p di Cl Cl… 3s 2 3p 5 H1s 1 

HCl Distribuzione della carica degli elettroni: HCl Essendo il cloro più elettronegativo, la carica degli elettroni tende ad addensarsi maggiormente da quella parte. Ne consegue che...

H – Cl +0,2 -0,2 La molecola è polare. Il legame è più forte di quello che ci si aspetterebbe se fosse covalente

Molecola H 2 S H1s 1 S1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 90° Gli esperimenti mostrano un angolo di legame di 92°  3s3p 3p1s1s

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°

CH 4 : la struttura sperimentale è a tetraedro, con l’atomo C al centro e i quattro atomi H ai vertici e i quattro legami uguali a 109,5°

BeH 2 : il berillio ha configurazione elettronica 1s 2 2s 2 2s 2p al momento della formazione del legame, le due funzioni  2s e  2p danno luogo ad una combinazione lineare formando due orbitali identici (ibridi),  sp, a 180°. sp sp

CH 4 : il carbonio ha configurazione elettronica 1s 2 2s 2 2p 2 al momento della formazione del legame, la funzioni  2s e le tre funzioni  2p danno luogo ad una combinazione lineare formando quattro orbitali identici (ibridi),  sp3, a 109,5°.

Ibridazione degli orbitali s pspp s psp 2 p s psp 3 109,5° 120° 180°

NH 3 : l’azoto ha configurazione elettronica 1s 2 2s 2 2p 3 al momento della formazione del legame, la funzioni  2s e le tre funzioni  2p danno luogo ad una combinazione lineare formando quattro orbitali identici (ibridi),  sp3, a 109,5°. sp 3   lone pair

H 2 O: l’ossigeno ha configurazione elettronica 1s 2 2s 2 2p 4 al momento della formazione del legame, la funzioni  2s e le tre funzioni  2p danno luogo ad una combinazione lineare formando quattro orbitali identici (ibridi),  sp3, a 109,5°.  sp 3  

due atomi cristallo con molti atomi banda di valenza banda di conducibilità gap di banda  1 +  2  antilegante  legante E

conduttori isolanti semiconduttori