Concetti Chiave
- L'energia di prima ionizzazione è necessaria per rimuovere un elettrone da un atomo neutro, formando un catione monovalente.
- L'affinità elettronica misura l'energia liberata quando un atomo neutro acquista un elettrone, diventando un anione.
- I legami ionici, che si formano tra atomi con una grande differenza di elettronegatività, sono i legami più forti e fondamentali nei solidi cristallini.
- Il legame covalente coinvolge la condivisione di elettroni tra atomi, classificandosi in covalente puro e covalente polare a seconda della differenza di elettronegatività.
- Il numero di ossidazione di un elemento in un composto si determina seguendo regole specifiche che considerano il tipo di legame e lo scambio elettronico.
Energia di ionizzazione e affinità elettronica
L’energia di prima ionizzazione è l’energia misurata in chilo calorie fratto moli o joule fratto moli, necessaria per strappare un elettrone ad un neutrone allo stato gassoso ottenendo un catione monovalente.
Per strappare un elettrone a un catione monovalente ottenendo un catione bivalente l’unità di misura è chilo calorie fratto moli o joule fratto moli.
L’affinità elettronica è l’energia misurata in chilo calorie fratto moli o joule fratto moli che un atomo neutro allo stato gassoso libera quando acquista un elettrone diventando uno ione negativo cioè un anione.
Elettronegatività e legami molecolari
Un atomo è stabile quando nell’ultimo livello ha otto elettroni.
L’elettronegatività è la tendenza di un atomo ad acquistare elettroni, nella scala di Pauling va da un minimo di 0,7 a un massimo di 4.
Molecolari: avvengono tra atomi e danno origine alle molecole.
Intermolecolari: avvengono tra molecole e danno origine alla materia .
Le formule di Lewis rappresentano in modo schematico gli elettroni di valenza, indicando intorno al simbolo del elemento gli elettroni di valenza che saranno rappresentati con un puntino (elettroni spaiati) o con una stanghetta (elettroni appaiati).
Numeri quantici e scoperta del neutrone
SODIO
Na 3° periodo 3S1
1° livello BOHR
1° numero quantico:
n = numero quantico principale
n = 1,2,3,4,5,6,7
indica i livelli energetici
2° numero quantico:
l = numero quantico secondario
l = va da 0 a “n-1”
energia e forma degli orbitali
3° numero quantico:
m = numero quantico magnetico
m = va da “-l” a “+l”
4° numero quantico:
Ms = numero quantico magnetico di Spin
Ms = -1/2 +1/2
Sommerfild ha scoperto il secondo numero quantico per spiegare il movimento dell’ elettrone introdurre le orbite ellittiche al posto di quelle circolari.
Fatto precedentemente da Bohr ma poco precisa, Hisemberg nel 1927, dice che non si può trovare, viene introdotta la meccanica ondulatoria che tiene conto del calcolo delle probabilità. 
Il neutrone “N” è stato scoperto da Chadwick nel 1933 usando una lastra di berillio (Be).
Legami ionici e covalenti
Il legame ionico è il legame più forte presente in natura, è alla base dei solidi cristallini.
Avviene tra due atomi la qui differenza di elettro negatività è maggiore di 1,9.
L’atomo più elettro negativo strappa un elettrone al altro atomo diventando uno ione negativo cioè un anione.
L’atomo meno elettro negativo perde un elettrone, diventando uno ione positivo cioè un catione.
Tra i due ioni di carica opposta si instaura una attrazione elettrostatica che crea un legame.
Il legame covalente avviene tra due atomi che mettono in comune un doppietto elettronico al fine di raggiungere l’ottetto, il legame covalente si divide in covalente puro e covalente polare.
Covalente puro:i due atomi sono uguali e la loro differenza di elettronegatività è uguale a zero.
Covalente polare:avviene tra due atomi la qui differenza di elettronegatività è compresa tra 0 e 1,9.
Scoperte di Thomson e Goldstein
le particelle si spostano dal polo negativo al polo positivo quindi sono cariche negative. al interno di questo tubo ci sono anche vari oggetti tipo un “filtro” una lamina forata un mulinello o una croce di malta tutti questi oggetti servivano a far vedere gli spostamenti delle particelle.
1897 Thomson scopri la massa dell’elettrone.
1914 Goldstein scopri il protone
TUBO DI CROOKES, con l’esperienza di Goldstein
Al interno di questo tubo veniva messo un gas nobile inizialmente l’argo. Al interno di tale tubo ci sono particelle neutre quindi tanti neutroni quanti protoni, il tubo ha avuto dei cambiamenti prima era vuoto ora contiene un gas nobile e, prima era fisso ora è
mobile. il catodo è forato e i raggi anodici si spostano nel senso opposto a quelli catodici quindi vanno dalla carica positiva a quella negativa.
TEORIA V.S.E.P.R. = repulsione dei doppietti elettronici di valenza. Ecco alcuni esempi
BeH2
Geometria lineare180°
BH3
Geometria planare 120°
Il carbonio è al centro
Geometria tetrarchica 109,5.
L'ammoniaca: il doppietto non usato si rilassa e fa stringere l’angolo da 190,5° a 107°.
Legami primari e secondari
[newpage]Legami primari -covalente
-puro
-polare
-dativo
-multiplo
-ionico
legami secondari
-Van Der Waals
-dipolo-dipolo
-intermolecolari,o ad idrogeno
Legame di natura elettrostatica, dovuto alle cariche molecolari.
Il legame rimane unito grazie al fatto che un polo e negativo e l’altro positivo come nel legame intermolecolare.
A differenza del legame dipolo-dipolo il legame intermolecolare è unito da atomi di idrogeno che vengono chiamati ponti h.
BINARI=2 atomi -idruri
-idracidi
-ossidi
-basici
-acidi
numero di ossidazione = (N.OX) è un numero dotato di segno che tiene conto del tipo di legame effettuato dal atomo e dello scambio elettronico.
Regole per trovare il N.OX
In tutti i composti puri l’elemento ha N.OX = 0.
N2 = N.OX 0
O2 = N.OX 0
l’idrogeno a sempre N.OX uguale a +1 tranne che negli idruri che è -1.
l’ossigeno ha sempre N.OX = -2.
gli elementi del primo gruppo hanno sempre N.OX = a +1.
gli elementi del secondo gruppo hanno sempre N.OX = a +2.
gli elementi del terzo gruppo hanno sempre N.OX = a +3.
la somma dei N.OX x gli indici è uguale a 0in un composto neutro.
Me + H metallo + idrogeno
Na H = idruro di sodio
K H = idruro di potassio idruri del primo gruppo
Li H = idruro di litio
Ca H2 = idruro di calcio idruro del secondo gruppo
H Cl = acido cloridico
H F = acido floridico
H Br = acido bromidico da imparare a mamoria
H I = acido iodrinico
H2 S = acido solfidrico
Ossidi e loro nomenclatura
La differenza tra idracidi e idruri è che negli idruri l’idrogeno è posto d’avanti al altro atomoOSSIDI
La differenza tra ossidi basici e ossidi acid, è che gli ossidi basici si chiamano “ossido…”, mentre gli ossidi acidi si chiamano “anidride…”
Metodi per assegnare i nomi agli ossidi:
tiene conto del numero di ossigeni presenti nel composto (monossido= 1 ossigeno / biossido= 2 ossigeni / triossido= 3 ossigeni…).
tiene conto del numero di ossidazione del metallo scrivendolo tra parentesi in numero romano.
si usano 2 desinenze, “oso” per il numero di ossidazione più piccolo, “ico” per il numero di ossidazione più grande.
Domande da interrogazione
- Cos'è l'energia di ionizzazione e come si misura?
- Qual è la differenza tra legami ionici e covalenti?
- Come si definisce l'elettronegatività e qual è la sua scala?
- Qual è il ruolo dei numeri quantici nella descrizione degli elettroni?
- Come si classificano i legami secondari e quali sono i loro tipi?
L'energia di prima ionizzazione è l'energia necessaria per rimuovere un elettrone da un atomo neutro in stato gassoso, misurata in chilocalorie per mole o joule per mole.
I legami ionici si formano tra atomi con una differenza di elettronegatività maggiore di 1,9, mentre i legami covalenti avvengono quando due atomi condividono un doppietto elettronico, potendo essere puri o polari a seconda della loro differenza di elettronegatività.
L'elettronegatività è la tendenza di un atomo ad acquisire elettroni, e nella scala di Pauling varia da un minimo di 0,7 a un massimo di 4.
I numeri quantici descrivono i livelli energetici e le forme degli orbitali degli elettroni, con il primo numero quantico che indica il livello energetico e gli altri che definiscono la forma e l'orientamento degli orbitali.
I legami secondari includono le interazioni di Van der Waals, i legami dipolo-dipolo e i legami intermolecolari, come i ponti di idrogeno, che sono legami di natura elettrostatica tra molecole.
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