La struttura dell atomo

La struttura dell’atomo

PROTONI carichi positivamente

NEUTRONI privi di carica

ELETTRONI carichi negativamente Protoni e neutroni hanno più o meno la stessa massa che è circa 1800 volte più

grande di quella degli elettroni. La maggior parte della massa dell’atomo è nel nucleo.

La maggior parte del volume di un atomo è occupata dagli elettroni.

N° PROTONI = N° ELETTRONI Allo stato fondamentale

l’atomo è NEUTRO

A X

Z

IL NUCLEO

Simbolo:

X

Numero atomico:

Z

Numero di massa:

A

N = A - Z

1

H

1

Idrogeno

12

C

6

Carbonio

9

Be

4

Berillio

14

N

7

Azoto

1 protone 0 neutroni

6 protoni 6 neutroni

7 protoni 7 neutroni

4 protoni 5 neutroni

2

H H

1

1 ³ 1

H

Idrogeno Deuterio Trizio

ISOTOPI:

lo stesso numero di neutroni. Gli isotopi di un elemento hanno stesso numero atomico (Z) ma diverso numero di massa (A)

Gli ISOTOPI

1 protone 0 neutroni

1 protone 1 neutrone

1 protone 2 neutroni

Il Peso Atomico di un elemento naturale è la media pesata della massa dei suoi atomi (isotopi).

12C = 98,89% ¹³C = 1,11 % Carbonio naturale

12,0000 x 0,9889 + 13,0034 x 0,0111 = 12,011 uma Peso atomico del Carbonio

12C = 12,0000 uma ¹³C = 13,0034 uma

Gli ELETTRONI

Gli ELETTRONI sono particelle cariche negativamente aventi anche proprietà ondulatorie.

La meccanica quantistica usa le stesse equazioni matematiche che descrivono il movimento oscillante di una corda di chitarra per caratterizzare il moto dell’elettrone intorno al nucleo.

Secondo Schroedinger (1887-1961) il comportamento di ogni elettrone in un atomo o in una molecola può essere descritto da una equazione d’onda.

Le soluzioni dell’equazione di Schroedinger sono dette funzioni d’onda o ORBITALI e ci danno informazioni sull’energia dell’elettrone e sulla regione di spazio intorno

al nucleo in cui è più probabile trovare l’elettrone.

Nube elettronica

Gli ELETTRONI

Gli ELETTRONI di un atomo si trovano a determinate distanze dal nucleo e formano strati o gusci elettronici concentrici , ciascuno dei quali possiede una certa energia (quantizzata), detta livello energetico.

Il primo livello è quello più vicino al nucleo, il secondo livello si trova più lontano del primo ed ancora più lontano si trovano il terzo livello ed i successivi

n = 1 n = 2 n = 3

n = 1 n = 2 n = 3

Livello N° elettroni (massimo)

1 2

2 8

3 18

1° Livello 1 Sottolivello (s) 1 orbitale “1s”

2° Livello 2 Sottolivelli (s, p)

1 orbitale “2s”

3 orbitali “2p”

3° Livello 3 Sottolivelli (s,p,d)

1 orbitale “3s”

3 orbitali “3p”

5 orbitali “3d”

Configurazione elettronica

Ogni livello energetico contiene dei sottolivelli chiamati ORBITALI ATOMICI.

Orbitali atomici: i Numeri Quantici

Valori permessi Numeri Quantici Nome, Simbolo

(proprietà)

Principale, n

(energia, dimensioni)

Intero positivo (1, 2, 3...)

Momento Angolare, l

(forma)

Da 0 a n-1

Magnetico, m

(orientazione)

Da -l a +l

n = 1

n = 2

n = 3

1° Livello 1 Sottolivello (s) 1 orbitale “1s”

Configurazione elettronica

1° Livello

Principio di Esclusione di PAULI:

Un orbitale può essere occupato al massimo da 2 elettroni aventi spin opposto.

1

H

1 1 solo elettrone occuperà l’orbitale 1s 1s¹

1s

1s²

4

He

2 2 elettroni occuperanno l’orbitale 1s

1s

Configurazione elettronica

2° Livello

Principio dell’aufbau (“costruzione”):

Ogni elettrone va sempre nell’orbitale atomico a più bassa energia.

2° Livello 2 Sottolivelli (s, p)

1 orbitale “2s”

3 orbitali “2p”

6

Li

3 3 elettroni occuperanno gli orbitali 1s e 2s 1s² 2s¹

1s 2s

6

Be

4 4 elettroni occuperanno gli orbitali 1s e 2s 1s² 2s²

1s 2s

Configurazione elettronica

2° Livello

Regola di HUND:

Quando ci sono orbitali degeneri (aventi stessa energia) l’elettrone occupa un orbitale vuoto prima di appaiarsi con un altro elettrone.

2° Livello 2 Sottolivelli (s, p)

1 orbitale “2s”

3 orbitali “2p”

11

B

5 5 elettroni occuperanno gli orbitali 1s, 2s e 2p 1s² 2s² 2p¹

1s 2s 2p

12

C

6 6 elettroni occuperanno gli orbitali 1s, 2s e 2p 1s² 2s² 2p²

1s 2s 2p

Configurazione elettronica

Regola dell’ottetto:

Un atomo ha la massima stabilità quando o il suo livello più esterno è completo o il suo livello più esterno contiene otto elettroni. (regola empirica)

1s²

1s² 2s² 2p⁶

Atomi ELETTROPOSITIVI

7

Li

3

1s² 2s¹

- elettrone ⁷ ₃

Li ⁺

1s² 2s⁰

1° livello completo

Il litio tende a perdere un elettrone (dal livello esterno o guscio di valenza) per assumere una configurazione elettronica

stabile.

ione litio

Gli elementi che hanno bassa energia di ionizzazione sono detti ELETTROPOSITIVI (Li, Na, K, ecc).

Gli elementi nella prima colonna della tavola periodica sono tutti elettropositivi, ovvero perdono facilmente un elettrone nel livello più esterno.

23

Na

11

1s² 2s² 2p⁶ 3s¹

- elettrone ²³ ₁₁

Na ⁺

1s² 2s² 2p⁶ 3s⁰

2° livello completo ione sodio

Per rimuovere un elettrone da un atomo occorre energia, e questa energia è detta Energia di Ionizzazione. Il litio ha un’energia di ionizzazione bassa.

Atomi ELETTRONEGATIVI

19

F

9

1s² 2s² 2p⁵

+ elettrone ¹⁹ ₉

F ^-

1s² 2s² 2p⁶

2° livello completo ione floruro

Il fluoro ha sette elettroni di valenza, di conseguenza acquista facilmente un elettrone in modo da avere un livello esterno con otto elettroni.

Cl

Cl ^-

1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵ 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶

+ elettrone

Cl ^-

. .

. . . .

. .

Cl _{. .}

. . . . .

Gli elementi che acquistano facilmente un elettrone sono detti ELETTRONEGATIVI, poichè acquistando un elettrone

diventano carichi negativamente.

Anche gli altri elementi della colonna del fluoro, gli alogeni (cloro, bromo, iodio) acquistano facilmente un elettrone per completare il guscio di valenza.

LEGAMI IONICI

Poichè il sodio cede facilmente un elettrone , ed il cloro acquista facilmente un elettrone, quando si mischiano sodio metallico e cloro gassoso ogni atomo di sodio cede un elettrone ad un atomo di cloro , e come risultato si formano cristalli di cloruro di sodio (sale da cucina).

Il LEGAME è una forza attrattiva tra due atomi.

Le forze attrattive tra cariche di segno opposto si chiamano attrazioni elettrostatiche.

Un legame che sia il risultato esclusivamente di forze elettrostatiche si chiama LEGAME IONICO.

Esempi di legami ionici: KF, LiBr, NaI... (un elemento della prima colonna si combina con uno dell’ultima)

Gli ioni sodio carichi positivamente e gli ioni

cloruro carichi negativamente sono tenuti assieme

dall’attrazione tra cariche opposte.

cristalli di NaCl

reticolo cristallino di NaCl

LEGAMI COVALENTI

Invece di acquistare o cedere elettroni, un atomo può raggiungere un livello esterno completo condividendo elettroni.

Per esempio due atomi di fluoro possono ottenere ciascuno un livello completo di otto elettroni condividendo i loro elettroni di valenza spaiati.

+

. .

F _{. .}

. . .

. .

F _{. .}

. . . . .

F _{. .} ^{. .}

. .

F _{. .}

. . . .

. .

F _{. .} ^{. .}

. .

F _{. .}

. .

Il legame che si forma mediante la condivisione di elettroni è detto LEGAME COVALENTE.

elettroni spaiati

elettroni appaiati (legame)

Anche due atomi di idrogeno possono formare un legame covalente condividendo

gli elettroni posseduti. In tal modo ciascun idrogeno avrà un guscio di valenza completo quindi stabile.

due elettroni condivisi (legame) sono rappresentati con una linea che unisce i due atomi legati

LEGAMI COVALENTI

L’ossigeno ha sei elettroni di valenza, deve formare due legami per raggiungere l’ottetto.

8

O

16

1s² 2s² 2p⁴

L’azoto, con cinque elettroni di valenza, deve formare tre legami per completare il guscio esterno.

7

N

14

1s² 2s² 2p³ ammoniaca

acqua

6

C

13

1s² 2s² 2p²

Il carbonio, ha quattro elettroni di valenza, deve formare quattro legami per avere il livello esterno completo.

metano

LEGAMI COVALENTI POLARIZZATI

Nei legami covalenti

H H

F F

Ne risulta una distribuzione di carica paritetica (non polare). Un legame di questo tipo è detto legame covalente APOLARE.

COSA ACCADE SE GLI ATOMI LEGATI SONO DIVERSI?

Gli elettroni di legame dell’acido cloridrico, dell’acqua o dell’ammoniaca sono invece attratti più da un atomo che dall’altro, poiché gli atomi che condividono gli elettroni in queste molecole sono diversi e hanno diversa ELETTRONEGATIVITÀ.

L’elettronegatività è la tendenza di un atomo ad attirare gli elettroni verso di sé.

Legami covalenti: ELETTRONEGATIVITÀ

Valori di Elettronegatività di alcuni elementi

Elettronegatività crescente

Elettronegatività crescente

I valori di elettronegatività sono relativi, non assoluti. Per questo esistono varie scale di eletronegatività. Quella mostrata è la scala di PAULING.

Il legame covalente polare ha una parziale carica positiva ad una estremità ed una parziale carica negativa all’altra. L’estremità negativa corrisponde all’atomo più elettronegativo.

ELETTRONEGATIVITÀ E TIPI DI LEGAMI

Legami tra atomi diversi, ma con valori di elettronegatività paragonabile, possono essere considerati legami covalenti apolari. Carbonio e Idrogeno, ad esempio, hanno valori di elettronegatività molto vicini (2.5 e 2.1 rispettivamente) pertanto il legame C-H è da

considerarsi un legame apolare in cui C e H condividono in misura paragonabile gli elettroni.

TIPI DI LEGAME

IONICO COVALENTE POLARE COVALENTE APOLARE

In parentesi è riportata la differenza di elettronegatività tra i due atomi legati (2.2)

(3.1)

(1.4)

(0.9)

(0)

(0.4)

La comprensione della polarità dei legami è fondamentale per capire come avvengono le reazioni organiche, perché una regola basilare che governa la reattività dei composti organici è che atomi o molecole ricchi di elettroni sono attratte da atomi o molecole carenti di elettroni

Elettronegatività e Raggio atomico

Valori di Elettronegatività di alcuni elementi

RAGGIO ATOMICO

dimensioni crescenti

dimensioni crescenti

Strutture di LEWIS

Le strutture di Lewis costituiscono un utile strumento per la rappresentazione schematica delle molecole.

In particolare gli elettroni dei legami covalenti vengono indicati con linee mentre gli elettroni non condivisi sono rappresentati da punti.

Le strutture di Lewis sono utili perché ci aiutano a capire quali atomi sono legati tra loro se ci sono atomi che possiedono coppie solitarie di elettroni e/o carica formale.

Disegniamo la struttura di Lewis dell’acqua:

H

O

1) Determiniamo il numero totale di elettroni di valenza (1 per ogni H e 6 per O = 1+ 1+ 6 =8 ) 2) Utilizziamo gli 8 elettroni di valenza per legare gli atomi tra loro...

3) ...e per completare l’ottetto dell’ossigeno con coppie di elettroni solitari.

Strutture di LEWIS

4) Una volta completato il livello esterno di ciascun atomo si può passare al calcolo della carica formale.

CARICA FORMALE = N° elettroni di valenza – (N° elettroni solitari + ½ elettroni di legame) Per l’ossigeno: 6 – (4 + 2) = 6 – 6 = 0

Per ciascun idrogeno: 1 – (0 + 1) = 0

Gli atomi dell’acqua non hanno carica formale.

La carica formale è definita come la differenza tra il numero degli elettroni di valenza che l’atomo ha quando non è legato e il numero di elettroni che possiede quando è legato.

Disegniamo la struttura di Lewis dello ione idronio (o idrossonio):

H

O

1) Determiniamo il numero totale di elettroni di valenza (1 per ogni H e 6 per O = 1+ 1+ 1 +6 =9 )

La presenza di una carica positiva, nello ione idronio, ci impone di sottrarre un elettrone dal guscio esterno: 9 – 1= 8

2) Utilizziamo gli elettroni di valenza per legare gli atomi tra loro .

3) Riempiamo gli ottetti con le coppie di elettroni solitari.

Strutture di LEWIS

Tutti gli atomi hanno ora il livello esterno completo

Strutture di LEWIS

4) Calcoliamo le cariche formali

CARICA FORMALE = N° elettroni di valenza – (N° elettroni solitari + ½ N° elettroni di legame)

per l’ossigeno: 6 – (2 + 3) = +1

per ciascun idrogeno: 1 – (0 + 1) = 0

Struttura di Lewis

IONE IDRONIO La carica formale dell’ossigeno è +1

Strutture di LEWIS

Disegniamo la struttura di Lewis dello ione IDROSSIDO:

OH

1) Determiniamo il numero totale di elettroni di valenza (1 per H e 6 per O = 1+ 6 =7 )

La presenza di una carica negativa, nello ione idrossido, ci impone di aggiungere un elettrone nel guscio esterno: 7 + 1= 8

2) Utilizziamo gli elettroni di valenza per legare gli atomi tra loro .

3) Riempiamo gli ottetti con le coppie di elettroni solitari.

4) Calcoliamo le cariche formali:

per l’ossigeno: 6 – (6+1)= – 1 per l’idrogeno: 1 – (0+1)= 0

IONE IDROSSIDO

Strutture di LEWIS

Disegniamo la struttura di Lewis dell’acido nitroso:

HNO

1) elettroni di valenza (1 per H, 5 per N e 6 per ciascun O = 1+ 5 + 6 + 6 = 18 ) 2) Utilizziamo gli elettroni di valenza per legare gli atomi tra loro .

3) Riempiamo gli ottetti con le coppie di elettroni solitari.

4) Se dopo aver assegnato tutti gli elettroni qualche atomo non ha l’ottetto completo usiamo una coppia solitaria per formare un DOPPIO LEGAME

3) Calcoliamo le cariche formali:

ossigeno: 6 – (4+2) = 0 azoto: 5 – (2 + 3) = 0 idrogeno: 1 – (0+1)= 0

Acido NITROSO

Strutture di LEWIS

Disegniamo la struttura di Lewis dell’acido nitrico:

HNO

1) elettroni di valenza (1 per H, 5 per N e 6 per ciascun O = 1+ 5 + 6 + 6 + 6= 24 ) 2) Utilizziamo gli elettroni di valenza per legare gli atomi tra loro .

3) Riempiamo gli ottetti con le coppie di elettroni solitari.

4) Se dopo aver assegnato tutti gli elettroni qualche atomo non ha l’ottetto completo usiamo una coppia solitaria per formare un DOPPIO LEGAME

3) Calcoliamo le cariche formali:

ossigeno: 6 – (4+2) = 0, ossigeno: 6 – (6 +1) = – 1 azoto: 5 – (0 + 4) = +1

idrogeno: 1 – (0+1)= 0 Acido NITRICO

LEGAME COVALENTE DATIVO

Il legame covalente DATIVO è un particolare legame covalente in cui un atomo (donatore) condivide una coppia solitaria di elettroni con un’altro atomo (accettore).

Questo tipo di legame, con parziale carattere ionico, si forma tra un atomo che ha già raggiunto l’ottetto (in tal caso l’azoto) ed un atomo più elettronegativo al quale mancano 2 elettroni per completare il guscio di valenza (nel caso specifico l’ossigeno).

acido Nitrico

ORBITALI ATOMICI

Un ORBITALE è una regione dello spazio, intorno al nucleo, dove c’è un’alta probabilità di trovare un elettrone.

Calcoli matematici indicano che l’orbitale s ha forma sferica con al centro il nucleo.

Un elettrone nell’orbitale 1s può trovarsi in qualsiasi punto all’interno della sfera 1s, mentre un orbitale 2s ha una zona, chiamata NODO, dove la probabilità di trovare un elettrone è nulla.

orbitale 1s orbitale 2s

nodo

Poichè la distanza media dal nucleo è maggiore per un elettrone in un orbitale 2s che per un elettrone in un orbitale 1s un orbitale atomico 2s è rappresentato da una sfera più grande.

ORBITALI ATOMICI

Gli orbitali atomici p vengono comunemente raffigurati con due lobi a forma di goccia.

I due lobi hanno fase opposta che può essere indicata con i segni + e – o anche con colori differenti.

I simboli + e – non indicano cariche elettriche ma la fase dell’orbitale, sono segni aritmetici che la funzione d’onda assume nello spazio.

La probabilità di trovare un elettrone sul piano nodale è pari a zero.

orbitale 2p

piano nodale

+

-

Nel 2° livello troviamo 1 orbitale s e 3 orbitali p degeneri (stessa energia).

L’energia dell’orbitale 2p è leggermente maggiore di quella dell’orbitale 2s poiché la posizione media dell’elettrone nell’orbitale atomico 2p è più distante dal nucleo.