Teoria degli Orbitali Molecolari e Solidi Metallici

Teoria degli orbitali molecolari

• Descrive la formazione degli orbitali molecolari a partire dalla combinazione lineare degli orbitali atomici.
• Gli orbitali molecolari sono regioni di spazio in cui è probabile trovare gli elettroni nella molecola.
• Gli orbitali molecolari di legame hanno energia inferiore agli orbitali atomici da cui derivano e sono stabilizzati.
• Gli orbitali molecolari di antilegame hanno energia superiore agli orbitali atomici e sono destabilizzati.
• L'ordine di legame è un indice della forza del legame chimico tra due atomi. Si calcola sottraendo il numero di elettroni negli orbitali antileganti dal numero di elettroni negli orbitali leganti, e poi dividendo il risultato per 2.

Solidi metallici

• Struttura cristallina, molto compatta e densa
• Elevata conducibilità elettrica e termica
• Effetto fotoelettrico e termoionico
• Elevata duttilità e malleabilità
• Lucentezza, non trasparenza
• Elettropositività

Teoria delle bande di Bloch

• Si applica a solidi non metallici, come i semiconduttori e gli isolanti.
• I livelli di energia degli atomi si combinano per formare bande di energia.
• La banda di valenza è la banda di energia più bassa, riempita dagli elettroni.
• La banda di conduzione è la banda di energia più alta, vuota o parzialmente riempita degli elettroni.
• Il gap energetico tra la banda di valenza e quella di conduzione determina se il materiale è un conduttore, un semiconduttore o un isolante.

Legami chimici

• Covalente: Due atomi condividono una o più coppie di elettroni. Legame omopolare o covalente puro quando la differenza di elettronegatività tra gli atomi è piccola, e covalente polare quando la differenza è più elevata.
• Ionico: Un atomo cede un elettrone ad un altro atomo formando uno ione positivo e uno negativo che si attraggono.
• Metallico: Gli elettroni di valenza sono condivisi da tutti gli atomi del reticolo metallico, formando un "mare di elettroni".

Forme allotropiche del carbonio

• Diamante: Sp3 ibridizzazione, forma tetraedrica, molto duro, non conduttore.
• Grafite: Sp2 ibridizzazione, strati piani, conduttore, più tenero.
• Fullereni (C60, nanotubi): Strutture di carbonio con geometria molecolare più complessa, applicati in nano-tecnologia per le loro proprietà meccaniche e termiche.

Ibridazione degli orbitali atomici

• Sp: Si formano due orbitali ibridi, disposti in modo lineare con angolo di 180°. Legano, ad esempio, due atomi di carbonio nell'etino.
• Sp²: Tre orbitali ibridi disposti in modo trigonale planare con angolo di 120°, come nel caso del doppio legame tra due atomi di carbonio nell'etene.
• Sp³: Quattro orbitali ibridi disposti in modo tetraedrico con angolo di 109.5° , come nel caso del metano.

Legami covalenti

• σ (sigma): Sovrapposizione frontale degli orbitali
• π (pi): Sovrapposizione laterale degli orbitali, delocalizzati

Teoria del legame di valenza

• Descrive il legame covalente in termini di sovrapposizione di orbitali atomici.
• Si basa sulle proprietà degli orbitali degli atomi che si legano tra di loro, prevedendo la direzione.
• Gli angoli delle coppie di elettroni sono determinati dalla forma geometrica della molecola e sono correlati con i tipi d'ibridazione degli orbitali.