L'atomo

L'atomo è la più piccola parte della materia, è formato dalle seguenti particelle: l'elettrone, particella carica negativamente; il protone, particella carica positivamente; il neutrone, particella priva di carica la cui massa è pari a quella del protone. Il protone e il neutrone hanno una massa relativa pari a 1 mentre l'elettrone ha una massa irrilevante, quindi la massa dell'atomo è data dai neutroni e dagli elettroni. Generalmente in un atomo il numero dei protoni e quello degli elettroni è uguale, per cui l'atomo è neutro. Se l'atomo perde elettroni si carica positivamente e diventa uno ione positivo, se un atomo acquista elettroni si carica negativamente e diventa uno ione negativo.

Gli scienziati nel tempo hanno formulato diversi modelli atomici per spiegare la struttura dell'atomo. Nel 1898 Thomson elaborò un modello secondo il quale l'atomo era simile ad una sfera contenente cariche positive e cariche negative in ugual numero e uniformemente distribuite (Modello atomico di Thomson). Il modello atomico di Bohr però contrastava con il principio di indeterminazione di Heisenberg (1927) secondo il quale è impossibile assegnare all'elettrone, in un dato istante, una ben precisa posizione nell'orbita di appartenenza.

La principale differenza tra questa teoria e quella di Bohr è che secondo Bohr gli elettroni si trovano all'interno di orbite ben definite, mentre secondo il modello quanto-meccanico, gli elettroni si trovano negli orbitali che rappresentano la zona attorno al nucleo dove c'è la maggiore probabilità di trovare l'elettrone.

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NUMERO QUANTICO

 • Numero quantico magnetico m. Il numero quantico magnetico m determina il numero di orbitali possibili per ciascun sottolivello.

Principio di esclusione di Pauli. Il principio di Pauli afferma che un orbitale atomico può contenere soltanto due elettroni che devono avere spin opposto.

LA CONFIGURAZIONE ELETTRONICA

Con il termine configurazione elettronicadi un elemento si intende la descrizione della disposizione degli elettroni nei suoi orbitali.

Per descrivere la configurazione elettronica, ogni orbitale viene rappresentato convenzionalmente con un quadratino all'interno del quale vanno inseriti gli elettroni i cui numeri quantici di spin sono rappresentati con frecce verticali rivolte verso l'alto o verso il basso.

A ciascun orbitale viene associata una sigla composta da un numero e da una lettera.

Per scrivere la configurazione elettronica di un elemento ci sono tre regole da seguire:

1) Principio di esclusione di Pauli: ogni orbitale può contenere al massimo due elettroni, purchè di spin opposto. 

2) Principio della costruzione progressiva (o principio di Aufbau): si occupano prima gli orbitali a più bassa energia e poi quelli a energia più elevata. Il contenuto energetico degli orbitali e quindi la sequenza di riempimento è rappresentata nello schema seguente (ogni orbitale è rappresentato da un quadratino.

3) Se vi sono più orbitali con uguale energia( Degeneri ) gli elettroni si dispongono con spin parallelo.

L' IBRIDAZIONE DEL CARBONIO

Consideriamo l'atomo di carbonio: la configurazione elettronica del carbonio è 1s2 2s2 2p2.

Come si può notare, il carbonio ha solo due orbitali 2p semipieni e, pertanto, dovrebbe dare origine solamente a due legami covalenti.

In realtà il carbonio, come nel metanoCH4, è prevalentemente tetravalente, cioè in grado di formare 4 legami con altri atomi.

Si suppone la promozione di un elettrone dall'orbitale 2s all'orbitale 2p vuoto.

Tale atomo di carbonio eccitato ha ora quattro orbitali semipieni, e potrebbe formare quattro legami:

Tuttavia, siccome l'orbitale atomico 2s sferico ha energia inferiore e forma diversa da quella dei tre orbitali 2px, 2py, 2pz, dovremmo aspettarci tre legami uguali ed uno diverso.

Tutto ciò è in contrasto con i fatti sperimentali che accertano la presenza nel metano (CH4) di 4 legami covalenti identici.

Ibridazione sp3 - singolo legame -

La teoria suggerisce il "mescolamento" dell'orbitale 2s con i tre orbitali 2p.  Tale mescolamento è matematico, delle funzioni d'onda dell'orbitale e quindi non è un reale fenomeno fisico.

Come risultato si ottengono 4 nuovi orbitali identici tra loro, di forma, energia e disposizione nello spazio del tutto diverse da quelle originarie. Questa operazione matematica prende il nome di ibridazione.

I nuovi 4 orbitali ibridi, chiamati sp3, hanno per 1/4 le caratteristiche dell'orbitale s di partenza e per 3/4 le caratteristiche degli orbitali 2p. Il 3 esponente di p indica il numero di orbitali p che partecipano alla formazione dell'ibrido.

I 4 orbitali ibridi sp3 sono tra loro identici e hanno la seguente forma:

Il lobo di dimensione maggiore è quello che viene utilizzato nei legami. Talvolta, per questioni di praticità, non si reppresenta il lobo di dimensione minore.

Nella formazione della molecola del metano, si ha una sovrapposizione tra i 4 orbitali ibridi s3 e 4 orbitali 1s appartenenti a 4 atomi di idrogeno diversi:

Ibridazione sp2- doppio legame -

Oltre all'ibridazione sp3 esistono anche altre ibridazioni. Dal mescolamento di un orbitale s con due orbitali di tipo p si ottengono 3 orbitali ibridi detti orbitali sp2 che si dispongono su di un piano formando angoli di 120° l'uno dall'altro (geometria trigonale planare).

L'orbitale p non coinvolto nell'ibridazione si dispone perpendicolarmente al piano formato dai tre orbitali ibridi sp2

Presentano ibridazione sp2 gli atomi di carbonio uniti da un legame covalente doppio (>C=C<), come ad esempio nella molecola dell'etene (o etilene) H2C=CH2. Il doppio legame C=C si realizza in seguito alla sovrapposizione frontale tra due orbitali ibridi sp2 e alla sovrapposizione laterale tra i 2 orbitali p non coinvolti nell'ibridazione.

Ibridazione sp - triplo legame -

La combinazione di un orbitale di tipo s e uno di tipo p dà origine a 2 orbitali ibridi sp. Ogni orbitale ibrido sp ha il 50% di carattere s e il 50% di carattere p.

I due orbitali ibridi sp (nei quali per questioni di praticità, si omette di rappresentare il lobo di dimensione minore) si dispongono a 180° l'uno rispetto all'altro (geometria lineare).

Gli orbitali p non coinvolti nell'ibridazione sono disposti perpendicolarmente tra loro e sono perpendicolari ai due orbitali ibridi sp:

Presentano ibridazione sp gli atomi di carbonio uniti da un legame covalente triplo (-C≡C-), come ad esempio nella molecola dell'etino HC≡CH. Il triplo legame -C≡C- si realizza in seguito alla sovrapposizione frontale tra due orbitali ibridi sp e alla sovrapposizione laterale tra le due coppie di orbitali p non coinvolti nell'ibridazione.

LE ISOMERIE

Isomeria è un termine che viene utilizzato per definire quei composti che, pur avendo identica formula grezza e quindi la stessa massa molecolare, presentano proprietà chimiche e proprietà fisiche diverse. In altre parole, due composti diversi sono chiamati isomeri se hanno la stessa formula molecolare.

Gli isomeri possono essere di due tipi:

1) isomeri di struttura (detti anche isomeri costituzionali);

2) stereoisomeri.

Gli isomeri di struttura hanno identica formula grezza ma differiscono per il modo in cui gli atomi di carbonio sono legati tra loro; i loro atomi di carbonio, in altre parole, sono uniti fra loro in un differente ordine.