ORBITALE ATOMICO. Forma

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1 L ATOMO

2 ORBITALE ATOMICO n (numero quantico principale) Energia e Dimensione l (numero quantico azimutale) Forma m l (numero quantico magnetico) Orientazione nello spazio l dipende da n assume n valori: 0 l n-1 m l dipende da l assume 2l+1 valori: -l l +l

3 ORBITALI 1s e 2s

4 ORBITALI 2p

5 ORBITALI 3d

6 ORBITALI 4f

7 ORBITALI DELL ATOMO DI H n l m l orbitale E s E s E p x 2p y 2p z s E p x 3p y 3p z d xy 3d yz 3d zx 3d x2-y2 3d z s E p x 4p y 4p z d xy 4d yz 4d zx 4d x2-y2 4d z f z3 4f xz2 4f yz2 4f xyz 4z (x2-y2) 4f x(x2-3y2) 4f y(3x2-y2)

8 L energia degli orbitali degli atomi idrogenoidi dipende solo dal numero quantico principale n. Per cui tutti gli orbitali appartenenti al medesimo guscio o strato sono DEGENERI. Per atomo idrogenoide si intende un atomo in cui è presente un solo elettrone Es: He + Li +2 B +4 Per atomo idrogenoide si intende un atomo in cui è presente un solo elettrone

9 Atomi multielettronici Le energie dei sottostrati (stesso valore di n) di un atomo multielettronico si succedono nell ordine: s < p < d < f Soltanto orbitali che differiscono per il solo numero quantico m l rimangono degeneri.

10 Ordine di energia dei sottostrati degli atomi multielettronici

11 SPIN ELETTRONICO Secondo la meccanica quantistica l elettrone ha accesso a due stati di spin: α e β determinati dal numero quantico di spin m s α m s =+1/2 m s =-1/2 β

12 Configurazione elettronica: l elenco di tutti gli orbitali occupati insieme con il numero di elettroni presenti in esso. Stato fondamentale: gli orbitali vengono occupati in modo da rendere minima l energia dell atomo.

13 Fu formulato nel 1925 sulla base di dati sperimentali e successivamente elaborato teoricamente. Principio di esclusione di Pauli W. Pauli Nello stesso atomo non vi possono essere due elettroni caratterizzati dal medesimo insieme di numeri quantici Un orbitale può essere occupato al massimo da due elettroni, e in questo caso i loro spin devono appaiarsi

14 Regola di Hund F. H. Hund Se in un sottostrato si dispone di più di un orbitale degenere, associare gli elettroni, con spin parallelo, a orbitali distinti anziché appaiarne due in uno stesso orbitale

15 AUFBAU IL procedimento utilizzato per formulare la configurazione di stato fondamentale di un elemento. 1. Riempire gli orbitali in ordine di energia crescente 2. Non mettere più di due elettroni in ciascun orbitale 3. Se si dispone di più orbitali degeneri associare gli elettroni con spin parallelo a orbitali distinti anziché appaiarne due sul solito orbitale

16 Notazione della configurazione elettronica H 1s Notazione a caselle Notazione spettroscopica Strato elettronico (n) 1s 1 n. di elettroni Tipo di orbitale (l)

17 Z = 9 F 1s 2s 2p x Metalloidi 2p y 2p z 1s 2 2s 2 2p x 2 2p y 2 2p z 1 1s 2 2s 2 2p 5 Z = 10 Ne 1s 2s 2p x 2p y 2p z 1s 2 2s 2 2p x 2 2p y 2 2p z 2 1s 2 2s 2 2p 6

18 Z = 2 H 1s 1 I A Z = 2 Z = 3 Z = 4 Z = 5 Z = 6 He 1s 2 Li 1s 2 2s 1 Be 1s 2 2s 2 B 1s 2 2s 2 2p 1 x C 1s 2 2s 2 2p 1 x 2p 1 y VIII A I A II A III A IV A Z = 7 N 1s 2 2s 2 2p x 1 2p y 1 2p z 1 V A Z = 8 O 1s 2 2s 2 2p x 2 2p y 1 2p z 1 VI A Z = 9 F 1s 2 2s 2 2p 2 x 2p 2 y 2p 1 z Z = 10 Ne 1s 2 2s 2 2p 2 x 2p 2 y 2p 2 z VII A VIII A

19 ELETTRONI DI CORE ELETTRONI DI VALENZA Z = 11 Z = 12 Z = 13 Z = 14 Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 Mg 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 Al 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 x Si 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 x 3p 1 y I A II A III A IV A Z = 15 P 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p x 1 3p y 1 3p z 1 V A Z = 16 S 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p x 2 3p y 1 3p z 1 VI A Z = 17 Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 x 3p 2 y 3p 1 z Z = 18 Ar 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 x 3p 2 y 3p 2 z VII A VIII A

20 Configurazioni esterne 1 (I A) ns 1 2 (II A) ns 2 3 (III B) ns 2 (n-1)d (I B) ns 2 (n-1)d (III A) ns 2 np 1 14 (IV A) ns 2 np 2 15 (V A) ns 2 np 3 16 (VI A) ns 2 np 4 17 (VII A) ns 2 np 5 18 (VIII A) ns 2 np 6

21 Elementi appartenenti ad uno stesso gruppo presentano di norma caratteristiche simili. Gli elementi che appartengono allo stesso gruppo possiedono la stessa configurazione elettronica esterna Le proprietà chimiche degli elementi dipendono dagli elettroni più esterni (elettroni di valenza e da quanto questi sono legati al nucleo)

22 Lungo il periodo Lungo il periodo Z (quindi la carica nucleare) aumenta mentre n rimane costante. L attrazione del nucleo sugli elettroni di valenza aumenta lungo il periodo.

23 Lungo un gruppo Lungo un gruppo Z (quindi la carica nucleare) aumenta ma aumenta anche n. L attrazione del nucleo sugli elettroni di valenza rimane pressochè costante lungo un gruppo.

24 Il raggio atomico diminuisce lungo il periodo e aumenta lungo il gruppo

25 Energia di ionizzazione I È l energia minima necessaria per togliere l elettrone più esterno ad un atomo neutro e isolato. Essa è tanto maggiore quanto l elettrone è legato al nucleo Aumenta lungo il periodo e diminuisce lungo il gruppo. Le piccole deviazioni sono dovute alle repulsioni interelettroniche.

26 Elettronegatività Capacità di un atomo di attrarre a sé gli elettroni di legame In genere l elettronegatività aumenta lungo il Periodo e diminiusce lungo il Gruppo Nella Tavola Periodica gli elementi più elettronegativi si trovano in alto a destra (N, O, F, Cl, Br) e quelli più elettropositivi in basso a sinistra (tutti gli elementi del gruppo s)

27 LEGAME CHIMICO E una connessione tra atomi e avviene se e solo se la risultante disposizione dei nuclei e degli elettroni possiede energia minore di quella totale corrispondente ai due atomi separati

28 LEGAME IONICO: uno o più elettroni vengono trasferiti da un atomo all altro. Gli ioni risultati sono tenuti insieme dalla forza elettrostatica LEGAME COVALENTE: alcuni degli elettroni sono condivisi dai due atomi. Si formano molecole distinte LEGAME METALLICO: un gran numero di cationi è tenuto insieme da un mare di elettroni.

29 LEGAME COVALENTE 1. OMOPOLARE (fra atomi di uguale elettronegatività) 2. POLARE (fra atomi con differente elettronegatività, ad esso è associato un momento di dipolo ) H 2 F 2 N 2 Cl 2 HF HCl

30 Diff. elettronegatività COVALENTE OMOPOLARE (diff di elettroneg. =0) COVALENTE POLARE: 0 < (diff di elettroneg.) < 2 IONICO (diff. di elettroneg. > 2) A B

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32 ATTENZIONE! E IMPOSSIBILE capire le lezioni di chimica organica se non si sanno disegnare le strutture di LEWIS (programma di CHIMICA GENERALE).

33 Valence Shell Electron Pair Repulsion Teoria proposta da R.J. Gillespie e R.S. Nyholmm (1957) per predire la forma della molecole.

34 POSTULATI La forma di una molecola è determinata dal numero di coppie di elettroni attorno all atomo centrale (zone ad elevata densità elettronica) e da come queste si orientano intorno all atomo centrale. Queste coppie possono essere condivise (coppie di legame) oppure essere coppie solitarie (Lone Pairs LP). Per minimizzare le forze di repulsione queste zone di dispongono il più possibile lontano dalle altre (pur mantenendo la stessa distanza dall atomo centrale). LP occupano più spazio degli elettroni coinvolti in un legame. Doppi legami occupano più spazio di legami singoli. La forza di repulsione tra le differenti coppie segue l ordine: LP -LP > LP- coppia di legame > coppia di legame -coppia di legame

35 Due zone ad elevata densità Angolo = 180 Geometria = lineare

36 Due e tre zone ad elevata densità Angolo = 120 Trigonale Planare Angolo = Tetraedrica

37 Cinque e sei zone ad elevata densità Angoli = 120 e 90 Trigonale Bipiramidale Angolo = 90 Ottaedrica

38 Es. CH 2 O (formaldeide) C = 4e H = 1e O = 6e 12e H : O : C H 3 zone ad alta densità

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40 MOLECOLE POLARI E APOLARI Sono apolari le molecole cha hanno momento dipolare elettrico risultante nullo. La presenza di legami polari in una molecola è condizione necessaria ma NON sufficiente a rendere una molecola polare.

41 Tutte le molecole biatomiche formate da elementi diversi (quindi diversa elettronegatività) sono polari. Per le molecole poliatomiche può accadere che la simmetria molecolare faccia sì che la somma vettoriale dei momenti dipolari associati ai singoli legami si annulli.

42 Il metodo VSEPR permette anche di stabilire se una certa molecola è polare o meno. Attenzione: se i legami di una molecola sono polari, non è detto che anche la molecola lo sia. Molecole Apolari H H O C O µ = 0 Molecole Polari H F H O H µ

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