Appunti Chimica: Orbitali, Grandezze Periodiche, Legame Covalente

Atomo di He e atomi polielettronici

Atomo di _He atomi polielettronici pag di non interage - non è per forza traspurabile teoria di Schrödinger - dobbiamo fare delle approssimazioni anche se il conterminio energetico tanto maggiore è il numero tutto maggior in sue la dissipazione tra il livello elettrico e ce dell'accolto _m^He ^Ekf m = e^- = m ^p+ per atomi polielettronici a cui saguo l'atterione dei _p⁺ e la repulsione degli altri e^- es. Z = 3 _{Li^1s 2} 3p^- e^- 2 nodo: questa rispetto l'attrazione dei 3p^- &aell dei e^-.

A parità di numera quantità cambiare le funziona. All'aumento del numera atomico gli orbitali aumentano pero il numero depente una perton attrattivo maggiore 1s 2p 2d 2f.

Atomo di He atom o poli elettronico non può perdipiù risolvere l'eq di Schrödinger delle approssimazioni anche se il contenuto energetico tanto maggiore e l'appross. tutta maggiori in sela dis. capacità fra il doppio reale e delle correzioni ψ_K ≠ E_K = f (m_k) e^-k per atomo poli elettronici m = e^- = m e^- P⁺ e ^- perché l'attrazione dei P⁺ e la repulsione degli altri e^- es: Z = 3 = LiH₀ 3p⁰ e3e^-n pseudo: questo risente l'attrazione dei 3p⁰ e dei e^-.

A parità di numero quantico cambiano le funzioni. All'aumento del numero atomico gli orbitali aumenta perché il nucleo dipartra una forza attrattivo maggiore s p d 2d f.

Regole per il riempimento degli orbitali

• Principio della minima energia.
• Principio di esclusione di Pauli.
• Regola di Hund o della massima molteplicità.

Esiste un 4^o numero quantico che definisce il 2^o principio. Momento di spin di ciascun elettrone. L'asse verticale rappresenta l'm_s. Non è relativo all'orbitale ma all'elettrone. Giace parallelo o antiparallelo all'asse.

1. In un atomo non possono esistere 2 elettroni che abbiano tutti e 4 i numeri quantici identici. 2^e di tipo diverso possono assolutamente trovarsi nello stesso orbitale. Ogni orbitale con massima molteplicità deve contenere 2 elettroni con N opposto.

2. Si occupano gli orbitali di pari energia. Gli elettroni singoli sono stabiliti con spin opposto. La regola che riguarda la distribuzione degli elettroni di pari energia è analogo a quello degli orbitali di numero quantico principale successivo.

3. Gli elettroni si dispongono negli orbitali posizionati con minori r azione centrale, cioè il livello contenente 136000.

Configurazione elettronica

Configurazione elettronica - 1s¹ 3^e dell’orbitale 1s e 1^o a lie in deHe Z = 2 1s² - si riempiono gli orbitali caratterizzati da n = 3 nella configurazione che rappresenta e distribuzione della stato fondamentale.

B Z = 5 1s² 2s² 2p¹

C Z = 6 1s² 2s² 2p²

N Z = 7 1s² 2s² 2p³

O Z = 8 1s² 2s² 2p⁴

F Z = 9 1s² 2s² 2p⁵

Ne Z = 10 1s² 2s² 2p⁶

Na Z = 11 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹ configurazione elettronica esterna Ne 3s¹ congiunción configurazione atomica esterna.

K Z = 19 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹ (He) 2s¹ configurazione (He) 2 es: il 3^o gruppo Ca 2e scritto è Ar (Ar) 4s¹ 3d⁵ alcalini a destra senza gas nobile e asimmetrico gruppo della stessa configurazione elettronica esterna alcalino.

Sol'individuo in massa non coinvolto en configurazioni elettr. esterne uguali il comportamento simile solo con l'ultimo diverso preparato paragoni gli elementi hanno stesso m tipi di colori giallo tipo 's' blu tipo 'p' bianco tipo di verde - blocco 'd'.

Composti, miscele e grandezze periodiche

Composero, ha una composizione chimica definita e costante miscela ha una composizione chimica definita ma media costante grandezze periodiche metà varore elementi del, simili periodo spostamento del peso dotazione del xx o di val peso degli oppure elettronici apparenti ambiente presente cambio stato ragtione proc. in fisica non completa aumenta equilibrio aumentati elettronico il nucleo pesa negli elettroni.

Energia di ionizzazione

Energia di ionizzazione [kJ/mol] energia che deve essa fornita con un atomo neutro/gasioso pregnare un elettrone e formare uno cion positivo.

A = A⁺ + e⁻

A⁺ = A₂⁺ + e⁻ E(I)

Nel periodo il raggio atomico è diminuito ... esterno viene esporto parla riutilizzio energia ... energia di ionizzazione è energia di questo elemento gli elettroni di questo elemento all'energia aumentata è e t è energia di base.

Affinità elettronica ed elettronegatività

Affinità elettronica *energia [kJ/mol] ***Respinta** e in gioco in questo processo di fenomeno di ione con negativo AΕ A.

L'affinità elettronica è associata alle dimensioni dell'atomo **l'affinità elettronica** co il ... maggiore quanto più piccolo è il volume dell'atomo.

Elettroegativo **Esprime la tendenza di un atomo ha di attrarre su di sé gli elettroni di legame** diminuisce - aumenta diminuisce - per i gas nobili e elettro negativo non esiste. Il Fluoro è quello elettroegativo ha elettronegatività 4 per la scala di Paoling config elettronica N+1 e Ne D è molto stabile Cl - ha compi dollo dell'kuk Atl24°/l° dati del nome.

Tipi di legame chimico

Legame ionico tra metalli e non metalli grande differenza di elettronegatività bassa dell'attrazione elettrostatica di opposta.

• Metalli + non metalli - Legame ionico es. Na Cl e Ca Cl₂.
• Non metalli + non metalli - Legame covalente condivisione elettroni.
• Metalli + Metalli - Legame metallico.

Legame covalente

Legame covalente H₂ abbinati 2 atomi di H nucleo (H) elettrone Energia Buca di potenziale Distanza di legame Distanza internucleare.

Se i 2 sistemi si trovano ad una distanza tendenzialmente a 0 gli atomi non risentono di alcuna forza e quindi l’energia del sistema = 2 volte Energia dell’atomo di H.

Man mano però che gli atomi si avvicinano, l'E del sistema diminuisce perché l^e- dell’H risentiranno l’attrazione anche del nucleo dell’altro atomo di H (B) => nel grafico a si sposta verso sinistra.

Avvicinandosi ancora si avranno delle forze di tipo repulsivo a causa della presenza di forze attrattive tra i due atomi, la forza repulsiva diventa maggiore di quella attrattiva perché non si raggiunge una distanza particolarmente elevata. Distanza di legame: quando questa distanza è piccola provoca la forza repulsiva su quella attrattiva.

Cambia a seconda della specie chimica coinvolta. Maggior è la buca di potenziale, maggiore sarà la stabilità della molecola formata.

Legame covalente: H₂ Zona di sovrapposizione. Questa zona fu da collettante i 2 nuclei Mica 1 legame covalente è doppio a:)

La condivisione di una coppia di e^- portati via contributo l’orbitale dei 2 atomi: esistenza di sovrapposizione di orbitali si diamara orbitale molecolare cioè comprendente entrambi i nucleus.

Rappresenta il n° di e^- Formula di struttura D/ O e rappresenta uno degli e^- esterni e della loro geometria * I due elettroni occupano lo stato regionale di probabilità con il numero spm antiparalleli. Le molecole biatomiche sono lineari.

Es. H-Cl: un legame di tipo σ assiale o che ha simmetria rotazionale rispetto all’asse di congiungimento tra i nuclei. Ciascun atomo di medesimetto raggiunge la configurazione elettronica dell’He che è l’elemento che lo precede.

H 1s² → Cl 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵ → H-H.

Legame covalente H-Cl → gli e‾ esterni: sono quelli condivisi o coinvolge gli e‾ spaiati dei 2 elementi. 1s 3p Cl 3s 3p⁵ 3º periodo m = 3 7º gruppo → 7 elettroni esterni.

H e Cl hanno elettronegatività simile e questo fa capire perché gli elementi condividono gli e‾: e e‾ → 1s¹ _{1s 2 2p} + superficie nodale → spaziatura nodi Cl (Cl ha 3 coppie e di non legame) _{1s² 2 2p} → ↑↓ ↑ ↑ H = s² → sono le coppie e di non legame.

Cl e H hanno in tutto 4 coppie di e‾ * nel raggiungimento dell’otteto multiple surfaces notevole le minime possibilità di trovare un elettrone, è la regione dello spazio dove è nulla la funzione d’onda.

• Legame covalente Cl₂ Cl: 3s² 3p⁵ 7 pericolo + 7 e^- esterni 3^periodo 3^gruppo m=3.
• Legame covalente O₂ O: 2s² 2p⁴ 2 pericolo m=2 6^gruppo 6 e^- esterni.
• Legame covalente: N₂ N: 2s² 2p³ 2^periodo m=2 5^gruppo 5 e^- | N ≡ N |.

Sommario legame covalente

Sommario Legame covalente. È un legame formato da una coppia di E^- (a spin anti-parallelo) condivisa da una coppia di atomi. Meso dalla sovrapposizione di 2 orbitale atomici che complessivamente ospitano 2 elettroni.

Molecole biatomiche S + s = ø legame ø S + p = legame ø da sovrapposizione di 2 orbitali p P + p = legame ø.

Molecole poliatomiche Cn: atomi > 2) H₂O H₂O H ↑ ↓ 1S² O 2S² 2p⁴.

Modello VSEPR e molecole poliatomiche

Il modello VSEPR Tetraedricamente questo angolo è di 90° in realtà è di 104,5°. Questa fa capire l'importanza della geometria della molecola perché questa influenza le caratteristiche fisico-dinamiche (T di fusione...).

NH₃ Ammoniaca H 1s¹ N 2s² 2p³.

Esercizio HFF 2s² 2p⁵ 1⌉ E~HBr₂ è sbagliato perché il Br=Br ha un n° di e^- maggiore del n. complessivo di e^- esterni Br - Br 4s² 4p⁵ 1° gruppo = 7 e^- esterni 2° gruppo: D n=4.

F₂ Cl₂ Br₂ I₂ Scendendo di gruppo o periodo la distanza che separa gli atomi aumenta perché scendendo di periodo aumenta anche il raggio atomico.

Molecole poliatomiche con ibridazione

Molecole poliatomiche con ibridazione C H₄ C 2° periodo 2s² 2p² 4° gruppo 4 e^- esterni.

Con il termine ibridazione si intende mescolamento o combinazione degli orbitali del guscio più esterno, come combinazione lineare delle funzioni d'onda.

C: 2s² 2p² (ibridato) SP³ 4 orbitali ibridi. Tutti e 4 con lo stesso contenuto energetico e con la stessa forma. Sono orientati verso i vertici di un tetraedro. SP³ sono 1 orbitale s e 3 orbitali p.

BF₃ - molecola planare B: 2s²2p¹ periodo n.2 gruppo 3 - ostacoli 120° ibridizzazione 2s 2p¹²p³ mole di elettroni nel processo di ibridazione orbitalle vuoto p P_z e l'orbitale che non ha preso parte nel processo di ibridazione Piano p_xy sp² hybrids.

Be Cl₂ B    ^sc       2p²         Cl^sp 2s                z +      2p_z   z        sp hybrids x                yyz +      z        x        zy      x                    y Cl_______Be_______Cl         θ=180°.

Rappresentazione schematica degli ibridi mostrati insieme A-A = 1 legame σ (che simmetria con O) A=A 1 legame σ e 1 legame π A≡A 1 legame σ e 2 legame π. Se aumenta la distanza di legasse diminuisca/deccau SP³ SP² SP 9 10 11 14 16 17 18 19.

Repulsione e geometrie

VSEPR: repulsione della coppia di elettroni del guscio di valenza... dà conto dell'orientazione reciproca degli orbitali 2 cariche puntiformi identiche 3 cariche puntiformi bipiramide a base triangolare tetraedro 4 cariche puntiformi bipiramide a base quadrata gli orbitali ibridi si dispongono il più lontano possibile gli uni con gli altri tipi di ibridazione geometrie relative agli orbitali ibridi intorno: lineare intorno triangolare grafite intorno tetraedrico gli orbitali ibridi che puntano ai vertici di una bipiramide a base triangolare.

Determinare l'ibridazione di un atomo x per poi determinare l'ibridazione di una molecola per avere informazioni importanti sul materiale.

∑n° σ + n (coppie di non legame) = 2 ibridazione sp.

∑n° σ + n (coppie di non legame) = 3 ibridazione sp².

∑n° σ + n (coppie di non legame) = 4 ibridazione sp³.

∑n° σ + n (coppie di non legame) = 5 ibridazione sp³d.

∑n° σ + n (coppie di non legame) = 6 ibridazione d²sp³ @espansione ottetto.

Number of electron pairs

Number of electron pairs Electron pair geometries: 0 lone pair 1 lone pair 2 lone pairs 3 lone pairs 4 lone pairs.

sp 180° 2 Linear.

sp² 120° <120° 3 Trigonal planar Bent or angular.

sp³ 109° <109° <<109° 4 Tetrahedral Trigonal pyramid Bent or angular.

sp³d 90° 120° <90° <120° <<90° 180° 5 Trigonal bipyramid Sawhorse or seesaw T-shape Linear.

sp³d² 90° <90° <<90° <<90° 180° 6 Octahedral Square pyramid Square planar T-shape Linear.

Esempi di strutture e ibridazione

H₂O

H₂O devo rappresentare 18e^- perché H = 1 s¹ (¹H) 1 .1 x 1= x 2 = 8 O = 2s² 2p⁴ (⁸O) e *n* è sempre periferico.

1. (H - O - H) (H - O - H) | Scheletro (H = O = H) non va bene perché e^-= 4 non può fare 2 legami e^{- 8=0} H anche 8 ma puoi reagire con il primo perché reagisce e fa struttura stabile - H O - H.

Devo vedere l’ibridazione dell’atomo di O 2s² 2 coppie di non legame = 4 → ↔ O è al centro del tetraedo. Coppie di non legame le coppie di non legame è come se sterngesser le coppie di legame.

CO₂

CO₂ si devono sistemare 16 e^- e l’atomo è tipico è quello che elettroniche O = C = O^- 1 H¹ C non completa l’otteto - 6 e^- - pi e [ O = C = O ] ¹ | molecola lineare perché il C è ibridato sp perdemol: m c = 32 . 0 - 0 = ∞ e l’O ha m *n* ibridazione sp² perde mol m: d = 31 + 2 = 3 = 3 sp² O 1⁰ orbita p non sono coinvolute nella formazione del legame pie '^- sbagliata.

HNO₂

HNO₂ - (H_mXCO_n), ovvero ossiacidi 8e^- = 4 coppie. Lo scheletro ho 2 opzioni: In questo caso le N non raggiunge l'ottetto. Non va bene perché l'O supera l'ottetto. È corretto non va bene.

Criterio della carica formale

Carica formale (valore assoluto). La somma della carica formale deve essere uguale alla carica della specie chimica presa in considerazione.