Lezione 4 Teoria atomica Prof. Simona Concilio Università di Salerno
Lezione 4 <ul><li>Teoria atomica </li></ul><ul><li>Esperimenti di Thompson e Millikan </li></ul><ul><li>Modello di Thompso...
La struttura dell’atomo 10 -10  m 10 -14  m
Proprietà delle tre particelle subatomiche fondamentali l’unità di massa atomica (simbolo: uma) è uguale a  1.660540 x 10 ...
Primi esperimenti - Thomson Thomson (1898-1903) determino’ il rapporto carica/massa dell’elettrone studiando le scariche e...
Primi esperimenti - Millikan Millikan (1909) ha determinato la carica di un elettrone e indirettamente la sua massa: 9.11*...
Primi esperimenti - Rutheford Produzione di particelle alfa Esperimento di Rutheford Modello di Rutheford Rutheford (1911)...
 
Struttura dell’atomo – riassunto dei primi esperimenti Millikan  (1909) determinò la carica di un elettrone (1.602  •  10 ...
Radiazione Elettromagnetica <ul><li>La radiazione elettromagnetica è un campo elettrico oscillante con le caratteristiche ...
Onde elettromagnetiche
Lo spettro elettromagnetico <ul><ul><li>Raggi   </li></ul></ul><ul><ul><li>Raggi X </li></ul></ul><ul><ul><li>Luce ultrav...
Regioni dello spettro elettromagnetico
Spettri di righe atomici <ul><li>Gli oggetti solidi emettono radiazioni elettromagnetiche in un intervallo di lunghezze d’...
Spettro di assorbimento dell’idrogeno atomico
Primi esperimenti - Bohr Spettro di assorbimento dell’idrogeno
Equazione di Planck <ul><li>L’energia della luce è in piccoli pacchetti chiamati fotoni. L’equazione di Planck correla l’e...
Il modello di Bohr per l’atomo di idrogeno <ul><li>Il fatto che gli atomi emettono luce solo di definite lunghezze d’onda ...
Esempio con l’atomo di idrogeno
 
Il modello di Bohr. Riepilogo <ul><li>L’energia dell’atomo è quantizzata, perché il moto dell’elettrone è limitato ad orbi...
 
 
Emissione-assorbimento Spettro di assorbimento dell’idrogeno Elemento Colore fiamma Lunghezza d’onda  in nm litio rosso 67...
Dualismo onda-particella:  equazione di de Broglie <ul><li>Combinando le due relazioni seguenti </li></ul><ul><li>E = m c ...
Proprietà ondulatorie dell’elettrone <ul><li>Il comportamento degli elettroni negli atomi polielettronici è in accordo con...
Principio di indeterminazione di Heisemberg <ul><li>Non è possibile conoscere simultaneamente la posizione e l’energia del...
La quantizzazione dell’energia non è più un postulato ma una conseguenza della natura ondulatoria dell’elettrone
L’equazione di Schr ö dinger e la funzione d’onda <ul><li>L’equazione di Schr ö dinger è il modello matematico degli elett...
L’equazione di Schr ö dinger e la funzione d’onda <ul><li>L’equazione di  Schr ö dinger  è il modello matematico degli ele...
Lezione 5 Orbitali atomici Prof. Simona Concilio Università di Salerno
Lezione 5 <ul><li>Atomi polielettronici </li></ul><ul><li>Orbitali atomici  </li></ul><ul><li>Carica nucleare efficace </l...
L’equazione di Schr ö dinger e la funzione d’onda <ul><li>L’equazione di  Schr ö dinger  è il modello matematico degli ele...
L’equazione di Schr ö dinger e la funzione d’onda <ul><li>Le soluzioni dell’equazione di Schr ö dinger sono una serie di r...
Diagramma della densità elettronica <ul><li>Per un dato livello energetico, la probabilità di trovare l’elettrone entro un...
Numeri quantici
Numeri quantici <ul><li>Ci sono alcune soluzioni valide per l’equazione di Schr ö dinger e molte funzioni d’onda, ciascuna...
Osservazione dell’effetto dello spin dell’elettrone Un campo magnetico non uniforme, generato da magneti con espansioni di...
Numeri quantici e orbitali <ul><li>Il numero totale di orbitali per un dato valore di  n  è  n 2 . </li></ul><ul><li>Gli s...
Numeri quantici ed orbitali <ul><li>n  = 1  ℓ   = 0 m  = 0 1 orbitale 1s </li></ul>n  = 2  ℓ   = 0 m  = 0 1 orbitale 2s  ℓ...
Schema degli orbitali atomici
Livelli energetici degli orbitali atomici dell’idrogeno
Forme degli orbitali atomici <ul><li>La probabilità di trovare l’elettrone in punti differenti intorno al nucleo definisce...
Rappresentazioni orbitaliche: 1s
Rappresentazioni orbitaliche: 2s
Rappresentazioni orbitaliche: 3s
Rappresentazioni orbitaliche: 2p Un elettrone occupa in uguale misura entrambe le regioni di un orbitale 2 p  e trascorre ...
Orbitali s e p
Orbitali d
Rappresentazioni orbitaliche: 4f L’orbitale 4 f xyz   ha otto lobi e tre piani nodali. Anche gli altri sei orbitali 4 f  h...
Superfici a   2  costante e loro e sezioni
Atomi polielettronici
Livelli energetici negli atomi polielettronici
Livelli energetici negli atomi polielettronici
Carica nucleare efficace
Effetto della carica nucleare e di un elettrone addizionale nello stesso orbitale <ul><li>L’aumento della carica nucleare ...
Effetto di altri elettroni negli orbitali interni <ul><li>Gli elettroni interni schermano molto efficacemente gli elettron...
Effetto della forma dell’orbitale l'energia dell’orbitale 2s è più bassa di quella del 2p un elettrone 2 s  trascorre la m...
Regola dell’ AUFBAU Gli orbitali si riempiono in ordine di energia crescente
Lezione 6 Configurazioni elettroniche Prof. Simona Concilio Università di Salerno
Lezione 6 <ul><li>Configurazioni elettroniche </li></ul><ul><li>AUFBAU </li></ul><ul><li>Simboli di Lewis </li></ul><ul><l...
Numeri quantici
Regola dell’ AUFBAU Gli orbitali si riempiono in ordine di energia crescente
Principio di  Pauli <ul><li>In un atomo non possono esistere due o più elettroni con i quattro numeri quantici uguali </li...
Regola di HUND Configurazioni elettroniche degli elementi
Configurazioni elettroniche degli atomi 1° periodo
2° periodo
3° periodo
Livelli energetici negli atomi polielettronici
 
 
Configurazioni elettroniche di atomi appartenenti allo stesso gruppo
Relazione tra riempimento degli orbitali e tavola periodica
Gruppo e periodo di appartenenza  di un atomo <ul><li>Periodo  = corrisponde al più alto livello energetico raggiunto dall...
Esempi: Periodo 2 Gruppo 4
Forme degli orbitali e Proprietà Chimiche <ul><li>Il  legame  tra ciascuna coppia di atomi è il risultato della sovrapposi...
SIMBOLI DI LEWIS <ul><li>Essi sono espressi dal simbolo dell’elemento considerato, con intorno tanti puntini quanti sono g...
Simboli di Lewis <ul><li>Il simbolo dell’elemento rappresenta il nucleo e gli elettroni interni, i puntini attorno a esso ...
Teoria di Lewis <ul><li>Lewis propose la  teoria dell'ottetto , per la quale la struttura elettronica di una molecola deve...
Ioni degli elementi dei gruppi principali e configurazioni elettroniche dei gas nobili <ul><li>La maggior parte degli elem...
CLASSIFICAZIONE DEI LEGAMI CHIMICI <ul><li>LEGAME IONICO </li></ul><ul><li>LEGAME COVALENTE </li></ul><ul><li>LEGAME METAL...
Lezione 7: Il legame chimico Prof. Simona Concilio Università di Salerno
Lezione 7  <ul><li>Teoria di Lewis – regola dell’ottetto </li></ul><ul><li>Teoria VSEPR </li></ul><ul><li>Il legame chimic...
Premessa al legame chimico <ul><li>La tendenza di due o più atomi a legarsi spontaneamente fra loro formando legami chimic...
I tre modelli del legame chimico Elettrostatico Atomico Metallico
Il legame chimico atomico
Teoria di Lewis <ul><li>Lewis propose la  teoria dell'ottetto , per la quale la struttura elettronica di una molecola deve...
Espansione di valenza C: 1s 2 2s 2 2p 2  bivalente   C tetravalente
Forme molecolari - Teoria  VSEPR   Teoria della repulsione dei doppietti elettronici di valenza Teoria VSEPR ( V alence  S...
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Lezioni Settimana 2

  1. 1. Lezione 4 Teoria atomica Prof. Simona Concilio Università di Salerno
  2. 2. Lezione 4 <ul><li>Teoria atomica </li></ul><ul><li>Esperimenti di Thompson e Millikan </li></ul><ul><li>Modello di Thompson, Rutheford </li></ul><ul><li>Effetto fotoelettrico </li></ul><ul><li>Quantizzazione dell’energia </li></ul><ul><li>Modello di Bohr </li></ul><ul><li>Il dualismo onda-particella. </li></ul><ul><li>Il principio di indeterminazione di Heisenberg. </li></ul><ul><li>Il modello quantomeccanico dell’atomo </li></ul>
  3. 3. La struttura dell’atomo 10 -10 m 10 -14 m
  4. 4. Proprietà delle tre particelle subatomiche fondamentali l’unità di massa atomica (simbolo: uma) è uguale a 1.660540 x 10 -24 g. Carica Massa Nome (simbolo) relativa assoluta (C) relativa (uma)* Assoluta (g) Posizione nell’atomo Protone (p + ) 1 + + 1.602 x 10 -19 1.00727 1.67262 x 10 -24 nucleo Neutrone (n 0 ) 0 0 1.00866 1.67493 x 10 -24 nucleo Elettrone (e - ) 1 - -1.602 x 10 -19 0.00054858 9.10939 x 10 -28 all’esterno del nucleo
  5. 5. Primi esperimenti - Thomson Thomson (1898-1903) determino’ il rapporto carica/massa dell’elettrone studiando le scariche elettriche in tubi di vetro in cui era stato fatto un moderato vuoto. Tubo catodico
  6. 6. Primi esperimenti - Millikan Millikan (1909) ha determinato la carica di un elettrone e indirettamente la sua massa: 9.11*10 -31 Kg Esperimento di Millikan
  7. 7. Primi esperimenti - Rutheford Produzione di particelle alfa Esperimento di Rutheford Modello di Rutheford Rutheford (1911) realizzo’ un esperimento che spazzò via il modello atomico di Thomson. La maggior parte dello spazio di un atomo e’ vuoto!
  8. 9. Struttura dell’atomo – riassunto dei primi esperimenti Millikan (1909) determinò la carica di un elettrone (1.602 • 10 -19 C) e indirettamente la sua massa (9.11 • 10 -31 Kg) Rutheford (1911) realizzò un esperimento che spazzò via il modello atomico di Thomson. La maggior parte dello spazio di un atomo è vuoto! Rutheford calcolò la carica nucleare con notevole accuratezza, ma non riuscì a spiegare tutta la massa dell’atomo. Thomson (1898-1903) determino’ il rapporto carica/massa dell’elettrone studiando le scariche elettriche in tubi di vetro in cui era stato fatto un moderato vuoto.
  9. 10. Radiazione Elettromagnetica <ul><li>La radiazione elettromagnetica è un campo elettrico oscillante con le caratteristiche di un’onda. </li></ul><ul><li>La lunghezza d’onda  è la distanza tra due creste dell’onda. </li></ul><ul><li>La frequenza  della radiazione è il numero di cicli dell’onda per secondo. </li></ul><ul><li>L’ampiezza A è l’altezza dell’onda. </li></ul><ul><li>Nel vuoto la radiazione elettromagnetica si propaga alla velocità della luce ( c = 2.998 × 10 8 m/s ), qualunque siano i suoi valori di lunghezza d’onda  e frequenza  . </li></ul><ul><li> ×  = c poiché m × 1/s = m/s </li></ul><ul><li>Perciò una radiazione con frequenza alta ha una lunghezza d’onda piccola e viceversa. </li></ul>
  10. 11. Onde elettromagnetiche
  11. 12. Lo spettro elettromagnetico <ul><ul><li>Raggi  </li></ul></ul><ul><ul><li>Raggi X </li></ul></ul><ul><ul><li>Luce ultravioletta </li></ul></ul><ul><ul><li>Luce visibile </li></ul></ul><ul><ul><li>Luce infrarossa </li></ul></ul><ul><ul><li>Microonde </li></ul></ul><ul><ul><li>Onde radio </li></ul></ul><ul><ul><li>Violetto </li></ul></ul><ul><ul><li>Blu </li></ul></ul><ul><ul><li>Verde </li></ul></ul><ul><ul><li>Giallo </li></ul></ul><ul><ul><li>Arancio </li></ul></ul><ul><ul><li>Rosso </li></ul></ul>La radiazione elettromagnetica ha un intervallo di lunghezze d’onda. L’intero intervallo viene definito come spettro elettromagnetico Corte lunghezze d’onda e alte frequenze: Elevate lunghezze d’onda e basse frequenze
  12. 13. Regioni dello spettro elettromagnetico
  13. 14. Spettri di righe atomici <ul><li>Gli oggetti solidi emettono radiazioni elettromagnetiche in un intervallo di lunghezze d’onda, producendo uno spettro continuo di luce emessa. </li></ul><ul><li>Gli atomi in fase gassosa emettono radiazioni elettromagnetiche a solo poche specifiche lunghezze d’onda, producendo uno spettro di righe di luce emessa. </li></ul><ul><li>Ciascun elemento in fase gassosa emette luce a particolari lunghezze d’onda producendo uno spettro di linee caratteristico . </li></ul>
  14. 15. Spettro di assorbimento dell’idrogeno atomico
  15. 16. Primi esperimenti - Bohr Spettro di assorbimento dell’idrogeno
  16. 17. Equazione di Planck <ul><li>L’energia della luce è in piccoli pacchetti chiamati fotoni. L’equazione di Planck correla l’energia di un fotone alla frequenza della luce </li></ul><ul><li>E quanto = h ×  radiazione </li></ul><ul><li>h = costante di Planck = 6.626 10 -34 J . s </li></ul><ul><li>In termini di lunghezza d’onda </li></ul><ul><li>E quanto = hc/  </li></ul><ul><li>Perciò onde di maggiore lunghezza d’onda hanno maggiore energia. </li></ul>Gli oggetti emettono continuamente radiazioni elettromagnetiche in un ampio intervallo di lunghezze d’onda
  17. 18. Il modello di Bohr per l’atomo di idrogeno <ul><li>Il fatto che gli atomi emettono luce solo di definite lunghezze d’onda implica che: </li></ul><ul><ul><li>L’atomo ha soltanto certi livelli energetici permessi, chiamati stati stazionari . L’energia è quantizzata. </li></ul></ul><ul><ul><li>L’atomo non irraggia energia mentre è in uno dei suoi stati stazionari. </li></ul></ul><ul><ul><li>L’atomo compie una transizione da uno stato stazionario ad un altro (l’elettrone si trasferisce in un’altra orbita) soltanto assorbendo o emettendo un fotone la cui energia uguale alla differenza di energia tra i due stati. </li></ul></ul><ul><ul><li>Quando l’elettrone dell’atomo cambia livello energetico (da n iniziale a n finale ), l’energia della luce assorbita o emessa è data da: </li></ul></ul>La lunghezza d’onda della radiazione assorbita o emessa
  18. 19. Esempio con l’atomo di idrogeno
  19. 21. Il modello di Bohr. Riepilogo <ul><li>L’energia dell’atomo è quantizzata, perché il moto dell’elettrone è limitato ad orbite fisse. </li></ul><ul><li>L’elettrone può trasferirsi da un’orbita all’altra solo se l’atomo assume o emette un fotone la cui energia è uguale alla differenza di energia tra i due livelli energetici (orbite). </li></ul><ul><li>Si generano spettri di righe perché queste variazioni di energia corrispondono a fotoni di specifiche lunghezze d’onda. </li></ul><ul><li>Il modello di Bohr è essenzialmente un modello a un solo elettrone . </li></ul>
  20. 24. Emissione-assorbimento Spettro di assorbimento dell’idrogeno Elemento Colore fiamma Lunghezza d’onda in nm litio rosso 671 (rosso); 610 (arancio) sodio giallo 590 (giallo), 589 ( giallo ) potassio Rosso-violetto 770 ( rosso ), 766 ( rosso ); 405 (violetto), 404 (violetto) cesio Blue-violetto 459 (blue), 455 (blue)
  21. 25. Dualismo onda-particella: equazione di de Broglie <ul><li>Combinando le due relazioni seguenti </li></ul><ul><li>E = m c 2 E = h  = h c /  </li></ul><ul><li>de Broglie dedusse l’equazione: </li></ul><ul><li>Poiché la lunghezza d’onda è inversamente proporzionale alla massa, i corpi di massa elevata hanno lunghezze d’onda più piccole del corpo stesso. </li></ul>
  22. 26. Proprietà ondulatorie dell’elettrone <ul><li>Il comportamento degli elettroni negli atomi polielettronici è in accordo con il principio che l’elettrone abbia sia proprietà corpuscolari che ondulatorie. </li></ul><ul><li>L’equazione d’onda di ogni particella in movimento è data dall’equazione di deBroglie </li></ul><ul><li>La lunghezza d’onda di oggetti macroscopici, osservabili, è troppo piccola per essere misurata. </li></ul><ul><li>La lunghezza d’onda dell’elettrone è simile al diametro dell’atomo. </li></ul>
  23. 27. Principio di indeterminazione di Heisemberg <ul><li>Non è possibile conoscere simultaneamente la posizione e l’energia dell’elettrone. </li></ul><ul><li>L’incertezza nella posizione dell’elettrone è data da: </li></ul><ul><li>La costante di Planck è molto piccola percio’ l’incertezza nella posizione è molto grande. </li></ul><ul><li>Perciò l’elettrone non si muove in un’orbita ad una distanza fissa dal nucleo. </li></ul>
  24. 28. La quantizzazione dell’energia non è più un postulato ma una conseguenza della natura ondulatoria dell’elettrone
  25. 29. L’equazione di Schr ö dinger e la funzione d’onda <ul><li>L’equazione di Schr ö dinger è il modello matematico degli elettroni di un’onda tridimensionale. Le soluzioni dell’equazione di Schr ö dinger sono una serie di relazioni matematiche conosciute come funzioni d’onda (  ) che descrivono il comportamento di un elettrone in un atomo di H. </li></ul><ul><li>L’energia dell’elettrone è data da E n = -Rhc/n 2 . </li></ul><ul><li>n è un numero positivo intero associato con  . </li></ul><ul><li> 2 descrive la probabilità di trovare l’elettrone in una posizione intorno al nucleo. </li></ul><ul><li>Un orbitale è la regione dove è massima la probabilità di trovare l’elettrone (compresa tra il 90 e il 95%). </li></ul>
  26. 30. L’equazione di Schr ö dinger e la funzione d’onda <ul><li>L’equazione di Schr ö dinger è il modello matematico degli elettroni di un’onda tridimensionale. </li></ul><ul><li>In forma semplificata l’equazione di Schr ö dinger si scrive: </li></ul><ul><li>H  = E  </li></ul><ul><li>in cui: </li></ul><ul><ul><li>E = energia dell’atomo. </li></ul></ul><ul><ul><li> = funzione d’onda, descrizione matematica del moto della materia-onda associata all’elettrone in termini di tempo e di posizione. </li></ul></ul><ul><ul><li>H = operatore hamiltoniano, un insieme di operazioni matematiche che, effettuate su una funzione  , dà uno stato energetico permesso. </li></ul></ul>
  27. 31. Lezione 5 Orbitali atomici Prof. Simona Concilio Università di Salerno
  28. 32. Lezione 5 <ul><li>Atomi polielettronici </li></ul><ul><li>Orbitali atomici </li></ul><ul><li>Carica nucleare efficace </li></ul><ul><li>Aufbau – Principi di Pauli e Hund </li></ul>
  29. 33. L’equazione di Schr ö dinger e la funzione d’onda <ul><li>L’equazione di Schr ö dinger è il modello matematico degli elettroni di un’onda tridimensionale. </li></ul><ul><li>In forma semplificata l’equazione di Schr ö dinger si scrive: </li></ul><ul><li>H  = E  </li></ul><ul><li>in cui: </li></ul><ul><ul><li>E = energia dell’atomo. </li></ul></ul><ul><ul><li> = funzione d’onda, descrizione matematica del moto della materia-onda associata all’elettrone in termini di tempo e di posizione. </li></ul></ul><ul><ul><li>H = operatore hamiltoniano, un insieme di operazioni matematiche che, effettuate su una funzione  , dà uno stato energetico permesso. </li></ul></ul>
  30. 34. L’equazione di Schr ö dinger e la funzione d’onda <ul><li>Le soluzioni dell’equazione di Schr ö dinger sono una serie di relazioni matematiche conosciute come funzioni d’onda (  ) che descrivono il comportamento di un elettrone in un atomo di H. </li></ul><ul><li>L’energia dell’elettrone è data da E n = -Rhc/n 2 . </li></ul><ul><li>n è un numero positivo intero associato con  . </li></ul><ul><li> 2 descrive la probabilità di trovare l’elettrone in una posizione intorno al nucleo. </li></ul><ul><li>Un orbitale è la regione dove è massima la probabilità di trovare l’elettrone (compresa tra il 90 e il 95%). </li></ul>
  31. 35. Diagramma della densità elettronica <ul><li>Per un dato livello energetico, la probabilità di trovare l’elettrone entro un certo volume di spazio si può rappresentare mediante i diagrammi della densità elettronica. </li></ul><ul><li>La densità elettronica diminuisce all’aumentare della distanza dal nucleo lungo una semiretta r uscente dal nucleo. </li></ul>Funzione d’onda orbitale. Probabilità che l’elettrone sia in un punto r  ,   2 Distribuzione di probabilità radiale: probabilità che l’elettrone sia in un guscio sferico r  2
  32. 36. Numeri quantici
  33. 37. Numeri quantici <ul><li>Ci sono alcune soluzioni valide per l’equazione di Schr ö dinger e molte funzioni d’onda, ciascuna delle quali descrive un differente orbitale. Un orbitale atomico è specificato da tre numeri quantici. </li></ul><ul><li>n numero quantico principale </li></ul><ul><ul><li>Valori consentiti: interi positivi 1, 2, 3, 4, …,  </li></ul></ul><ul><ul><li>n è in relazione con il livello energetico dell’orbitale </li></ul></ul><ul><li>ℓ numero quantico momento angolare </li></ul><ul><ul><li>Valori consentiti: interi positivi da 0 fino ad n -1 </li></ul></ul><ul><ul><li>ℓ è anche designato da una lettera (0 = s, 1 = p, 2 = d, 3 = f) ed è in relazione con la forma dell’orbitale </li></ul></ul><ul><ul><li>n limita ℓ e il numero di valori possibili di ℓ è uguale ad n </li></ul></ul><ul><li>m numero quantico magnetico </li></ul><ul><ul><li>Valori consentiti: interi da – ℓ a + ℓ incluso lo 0 (0, ±1, ±2, …, ± ℓ ) </li></ul></ul><ul><ul><li>m è in relazione con l’orientamento dell’orbitale nello spazio </li></ul></ul>
  34. 38. Osservazione dell’effetto dello spin dell’elettrone Un campo magnetico non uniforme, generato da magneti con espansioni di differenti forme, separa in due parti un fascio di atomi di idrogeno. La separazione ( splitting ) del fascio è dovuta ai due possibili orientamenti dello spin dell'elettrone in ciascun atomo.
  35. 39. Numeri quantici e orbitali <ul><li>Il numero totale di orbitali per un dato valore di n è n 2 . </li></ul><ul><li>Gli stati energetici e gli orbitali dell’atomo sono descritti con termini specifici e sono associati ad uno o più numeri quantici: </li></ul><ul><ul><li>Livello . È dato dal valore di n. Minore è n, più basso è il livello energetico e maggiore è la probabilità che l’elettrone sia vicino al nucleo. </li></ul></ul><ul><ul><li>Sottolivello . I livelli dell’atomo contengono sottolivelli (o sottogusci ) che designano la forma dell’orbitale. Ciascun sottolivello è indicato con una lettera (s, p, d, f) </li></ul></ul><ul><ul><li>Orbitale . Ciascuna combinazione permessa di n, ℓ e m specifica uno degli orbitali dell’atomo. Perciò, i tre numeri quantici che descrivono un orbitale ne esprimono la dimensione (l’energia), la forma e l’orientamento spaziale. </li></ul></ul>
  36. 40. Numeri quantici ed orbitali <ul><li>n = 1 ℓ = 0 m = 0 1 orbitale 1s </li></ul>n = 2 ℓ = 0 m = 0 1 orbitale 2s ℓ = 1 m = 0,±1 3 orbitali 2p n = 3 ℓ = 0 m = 0 1 orbitale 3s ℓ = 1 m = 0,±1 3 orbitali 3p ℓ = 2 m = 0,±1,±2 5 orbitali 3d n = 4 ℓ = 0 m = 0 1 orbitale 4s ℓ = 1 m = 0,±1 3 orbitali 4p ℓ = 2 m = 0,±1,±2 5 orbitali 4d ℓ = 3 m = 0,±1,±2,±3 7 orbitali 4f
  37. 41. Schema degli orbitali atomici
  38. 42. Livelli energetici degli orbitali atomici dell’idrogeno
  39. 43. Forme degli orbitali atomici <ul><li>La probabilità di trovare l’elettrone in punti differenti intorno al nucleo definisce la distribuzione di densità elettronica . Questo definisce la forma degli orbitali . </li></ul><ul><li>Gli orbitali possono possedere più di un lobo e le loro dimensioni crescono al crescere di n . </li></ul><ul><li>Un nodo è la regione dove è 0 (zero) la probabilità di trovare l’elettrone. </li></ul><ul><li>L’ energia degli orbitali cresce al crescere di n . </li></ul>
  40. 44. Rappresentazioni orbitaliche: 1s
  41. 45. Rappresentazioni orbitaliche: 2s
  42. 46. Rappresentazioni orbitaliche: 3s
  43. 47. Rappresentazioni orbitaliche: 2p Un elettrone occupa in uguale misura entrambe le regioni di un orbitale 2 p e trascorre il 90% del suo tempo in questo volume. Sul piano nodale , che passa per il nucleo, la probabilità di trovare l’elettrone è nulla
  44. 48. Orbitali s e p
  45. 49. Orbitali d
  46. 50. Rappresentazioni orbitaliche: 4f L’orbitale 4 f xyz ha otto lobi e tre piani nodali. Anche gli altri sei orbitali 4 f hanno superfici di contorno multilobate.
  47. 51. Superfici a  2 costante e loro e sezioni
  48. 52. Atomi polielettronici
  49. 53. Livelli energetici negli atomi polielettronici
  50. 54. Livelli energetici negli atomi polielettronici
  51. 55. Carica nucleare efficace
  52. 56. Effetto della carica nucleare e di un elettrone addizionale nello stesso orbitale <ul><li>L’aumento della carica nucleare fa diminuire l’energia dell’orbitale. </li></ul>Ciascuno dei due elettroni scherma parzialmente l’altro nei confronti della carica nucleare completa e aumenta l’energia dell’orbitale.
  53. 57. Effetto di altri elettroni negli orbitali interni <ul><li>Gli elettroni interni schermano molto efficacemente gli elettroni esterni e aumentano notevolmente l’energia dell’orbitale. </li></ul>
  54. 58. Effetto della forma dell’orbitale l'energia dell’orbitale 2s è più bassa di quella del 2p un elettrone 2 s trascorre la maggior parte del suo tempo più lontano dal nucleo rispetto a un elettrone 2 p , ma penetra in prossimità del nucleo.
  55. 59. Regola dell’ AUFBAU Gli orbitali si riempiono in ordine di energia crescente
  56. 60. Lezione 6 Configurazioni elettroniche Prof. Simona Concilio Università di Salerno
  57. 61. Lezione 6 <ul><li>Configurazioni elettroniche </li></ul><ul><li>AUFBAU </li></ul><ul><li>Simboli di Lewis </li></ul><ul><li>Introduzione al legame chimico </li></ul>
  58. 62. Numeri quantici
  59. 63. Regola dell’ AUFBAU Gli orbitali si riempiono in ordine di energia crescente
  60. 64. Principio di Pauli <ul><li>In un atomo non possono esistere due o più elettroni con i quattro numeri quantici uguali </li></ul><ul><li>Su uno stesso orbitale (stessi n , l e m ) potranno trovarsi al massimo due elettroni, con spin antiparalleli </li></ul>
  61. 65. Regola di HUND Configurazioni elettroniche degli elementi
  62. 66. Configurazioni elettroniche degli atomi 1° periodo
  63. 67. 2° periodo
  64. 68. 3° periodo
  65. 69. Livelli energetici negli atomi polielettronici
  66. 72. Configurazioni elettroniche di atomi appartenenti allo stesso gruppo
  67. 73. Relazione tra riempimento degli orbitali e tavola periodica
  68. 74. Gruppo e periodo di appartenenza di un atomo <ul><li>Periodo = corrisponde al più alto livello energetico raggiunto dalla configurazione elettronica, quindi al valore numero quantico principale dell’ultimo orbitale occupato da elettroni. </li></ul><ul><li>Gruppo = corrisponde alla somma degli elettroni di valenza, cioè quelli che riempiono il sottoguscio più esterno. </li></ul><ul><li>Valenza = corrisponde al numero di elettroni spaiati presenti su un atomo </li></ul>
  69. 75. Esempi: Periodo 2 Gruppo 4
  70. 76. Forme degli orbitali e Proprietà Chimiche <ul><li>Il legame tra ciascuna coppia di atomi è il risultato della sovrapposizione di orbitali. </li></ul><ul><li>Solo gli elettroni negli orbitali esterni sono coinvolti nel legame. </li></ul><ul><li>La maggior parte degli orbitali nella molecola è molto simile agli orbitali degli atomi. </li></ul><ul><li>La forma e l’orientazione dei vari orbitali su una molecola determina il tipo di reazione che una molecola può subire. </li></ul>Quando gli atomi si combinano per formare molecole :
  71. 77. SIMBOLI DI LEWIS <ul><li>Essi sono espressi dal simbolo dell’elemento considerato, con intorno tanti puntini quanti sono gli elettroni di valenza dell’atomo e l’indicazione della carica ionica se diversa da zero. </li></ul>Caso particolare: espansione di valenza
  72. 78. Simboli di Lewis <ul><li>Il simbolo dell’elemento rappresenta il nucleo e gli elettroni interni, i puntini attorno a esso gli elettroni di valenza, appaiati o spaiati. </li></ul><ul><li>Il numero di puntini spaiati indica il numero di elettroni ceduti da un atomo metallico, il numero di elettroni acquistati da un atomo non metallico, o il numero di legami covalenti formati di solito da un atomo non metallico. </li></ul>
  73. 79. Teoria di Lewis <ul><li>Lewis propose la teoria dell'ottetto , per la quale la struttura elettronica di una molecola deve essere tale che ogni atomo sia circondato da un ottetto di elettroni. </li></ul><ul><li>Così ogni atomo assume la configurazione del gas nobile che lo segue. In effetti questa regola non è vera in assoluto, anche se è stata molto utile per comprendere alcune formule elettroniche altrimenti di difficile descrizione, come per esempio quella del monossido di carbonio. </li></ul><ul><li>In effetti, quando entrano in gioco elementi del 3° periodo , la regola può non essere valida, come succede, per esempio per PF 5 , ClF 3 , SF 6 ,... </li></ul>
  74. 80. Ioni degli elementi dei gruppi principali e configurazioni elettroniche dei gas nobili <ul><li>La maggior parte degli elementi che formano ioni monoatomici isoelettronici con un gas nobile sono localizzati nei quattro gruppi che fiancheggiano il Gruppo 8A(18), due per parte. </li></ul>
  75. 81. CLASSIFICAZIONE DEI LEGAMI CHIMICI <ul><li>LEGAME IONICO </li></ul><ul><li>LEGAME COVALENTE </li></ul><ul><li>LEGAME METALLICO </li></ul><ul><li>LEGAMI DEBOLI: </li></ul><ul><ul><li>LEGAME DI IDROGENO E INTERAZIONI DI VAN DER WAALS </li></ul></ul>
  76. 82. Lezione 7: Il legame chimico Prof. Simona Concilio Università di Salerno
  77. 83. Lezione 7 <ul><li>Teoria di Lewis – regola dell’ottetto </li></ul><ul><li>Teoria VSEPR </li></ul><ul><li>Il legame chimico </li></ul><ul><li>Legame covalente </li></ul><ul><ul><ul><li>Valence Bond </li></ul></ul></ul><ul><ul><ul><li>Orbitali molecolari </li></ul></ul></ul><ul><li>5. Legami  e  </li></ul><ul><li>6. Legami multipli </li></ul>
  78. 84. Premessa al legame chimico <ul><li>La tendenza di due o più atomi a legarsi spontaneamente fra loro formando legami chimici è un aspetto della tendenza di ogni sistema a diminuire il proprio contenuto di energia. </li></ul><ul><li>Se due atomi A e B reagiscono fra loro spontanea,ente la reazione è: A + B  AB + energia </li></ul><ul><li>Il legame può essere ELETTROSTATICO, ATOMICO ( intramolecolare o intermolecolare ) o METALLICO. </li></ul>
  79. 85. I tre modelli del legame chimico Elettrostatico Atomico Metallico
  80. 86. Il legame chimico atomico
  81. 87. Teoria di Lewis <ul><li>Lewis propose la teoria dell'ottetto , per la quale la struttura elettronica di una molecola deve essere tale che ogni atomo sia circondato da un ottetto di elettroni. </li></ul><ul><li>Così ogni atomo assume la configurazione (s 2 p 6 ) del gas nobile che lo segue. In effetti questa regola non è vera in assoluto, anche se è stata molto utile per comprendere alcune formule elettroniche altrimenti di difficile descrizione. </li></ul><ul><li>In effetti, quando entrano in gioco elementi del 3° periodo , la regola può non essere valida, come succede, per esempio per PF 5 , ClF 3 , SF 6 ,... </li></ul>
  82. 88. Espansione di valenza C: 1s 2 2s 2 2p 2 bivalente C tetravalente
  83. 89. Forme molecolari - Teoria VSEPR Teoria della repulsione dei doppietti elettronici di valenza Teoria VSEPR ( V alence S hell E lectron P air R epusion) Ciascun gruppo di elettroni di valenza attorno a un atomo centrale è situato il più lontano possibile dagli altri per minimizzare le repulsioni.
  84. 90. Forme molecolari - Lineare
  85. 91. Forme molecolari – Planare Trigonale
  86. 92. Forme molecolari - Tetraedrica
  87. 93. Forme molecolari – Bipiramidale Trigonale
  88. 94. Forme molecolari - Ottaedrica

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