1. Lezione 4 Teoria atomica Prof. Simona Concilio Università di Salerno

3. La struttura dell’atomo 10 -10 m 10 -14 m

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. 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. 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. 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!

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.

11. Onde elettromagnetiche

13. Regioni dello spettro elettromagnetico

15. Spettro di assorbimento dell’idrogeno atomico

16. Primi esperimenti - Bohr Spettro di assorbimento dell’idrogeno

19. Esempio con l’atomo di idrogeno

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)

28. La quantizzazione dell’energia non è più un postulato ma una conseguenza della natura ondulatoria dell’elettrone

31. Lezione 5 Orbitali atomici Prof. Simona Concilio Università di Salerno

36. Numeri quantici

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.

41. Schema degli orbitali atomici

42. Livelli energetici degli orbitali atomici dell’idrogeno

44. Rappresentazioni orbitaliche: 1s

45. Rappresentazioni orbitaliche: 2s

46. Rappresentazioni orbitaliche: 3s

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

48. Orbitali s e p

49. Orbitali d

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.

51. Superfici a  2 costante e loro e sezioni

52. Atomi polielettronici

53. Livelli energetici negli atomi polielettronici

54. Livelli energetici negli atomi polielettronici

55. Carica nucleare efficace

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.

59. Regola dell’ AUFBAU Gli orbitali si riempiono in ordine di energia crescente

60. Lezione 6 Configurazioni elettroniche Prof. Simona Concilio Università di Salerno

62. Numeri quantici

63. Regola dell’ AUFBAU Gli orbitali si riempiono in ordine di energia crescente

65. Regola di HUND Configurazioni elettroniche degli elementi

66. Configurazioni elettroniche degli atomi 1° periodo

67. 2° periodo

68. 3° periodo

69. Livelli energetici negli atomi polielettronici

72. Configurazioni elettroniche di atomi appartenenti allo stesso gruppo

73. Relazione tra riempimento degli orbitali e tavola periodica

75. Esempi: Periodo 2 Gruppo 4

82. Lezione 7: Il legame chimico Prof. Simona Concilio Università di Salerno

85. I tre modelli del legame chimico Elettrostatico Atomico Metallico

86. Il legame chimico atomico

88. Espansione di valenza C: 1s 2 2s 2 2p 2 bivalente C tetravalente

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.

90. Forme molecolari - Lineare

91. Forme molecolari – Planare Trigonale

92. Forme molecolari - Tetraedrica

93. Forme molecolari – Bipiramidale Trigonale

94. Forme molecolari - Ottaedrica