Chimica Part 2 (Dagli Isotopi a numeri quantici e orbitali + I Tipi di legame)

Protoni, elettroni, neutroni e isotopi

Protoni ₊₁, elettroni _-1, neutroni 0.

Isotopi

Isotopi (differiscono per il numero di massa).

• ¹₁H → idrogeno → 1 protone 0 neutroni.
• ²₁H → deuterio → 1 protone 1 neutrone.
• ³₁H → trizio → 1 protone 2 neutroni.

Cloro 75,8% ³⁵₁₇Cl, 24,2% ³⁷₁₇Cl.

Il peso atomico degli elementi presenti nella tavola è una media dei pesi atomici dei loro isotopi.

Onde e frequenza

• Onde meccaniche: hanno bisogno di un mezzo per propagarsi.
• Onde elettromagnetiche: non hanno bisogno di un mezzo per propagarsi.

V (frequenza) = C (m/s) / λ (m).

Hz: quante oscillazioni avvengono in un secondo.

Protoni, elettroni, neutroni e isotopi

Protoni ^carica ₊₁, elettroni: _-1, neutroni: ₀.

Isotopi

Isotopi (differiscono per il numero di massa).

• ¹₁H -> idrogeno -> 1 protone 0 neutroni.
• ²₁H -> deuterio -> 1 protone 1 neutrone.
• ³₁H -> trizio -> 1 protone 2 neutroni.

Cloro 75,8% ³⁵₁₇Cl, 24,2% ³⁷₁₇Cl.

Il peso atomico degli elementi presenti nella tavola è una media dei pesi atomici dei loro isotopi.

• Onde meccaniche -> hanno bisogno di un mezzo per propagarsi.
• Onde elettromagnetiche -> non hanno bisogno di un mezzo per propagarsi.

V (frequenza) = C (m/s) / λ (m).

Hz: quante oscillazioni avvengono in un secondo.

All’aumentare della frequenza diminuisce la lunghezza d’onda e aumenta l’energia.

E = n. ν = h. C/λ (piccoli pacchetti/quanto).

6,6 X 10^-24 J.s.

ν = c/λ.

Spettro di emissione e di assorbimento

Spettro di emissione e di assorbimento.

Modello di Bohr

Modello di Bohr > Bohr gira in orbito stazionario, l’elettrone non cade sul nucleo e quindi non lo assorbe amicizia.

Il postulato non deve essere dimostrato.

Postulati di Bohr

1. Postulato di Bohr: > Ci sono orbite stazionarie, quindi dei raggi quantizzati.

mvr = nh/2π.

2° Postulato di Bohr.

E = -^{13,6 eV}/_m² e il postulato dell’energia quantizzata.

r = _m² 5.292×10^-11 m.

Può assumere valori interi positivi.

Stato fondamentale + energia fornita → stato eccitato.

Se ponessimo nello stato eccitato, poi passa di nuovo allo stato fondamentale, perché l'elettrone che si era spostato dall'orbita minore a quella maggiore dopo essere stato caricato dall'energia, ritorna nuovamente nell'orbita originaria.

ΔE = E₂ - E₁ = ΔE = h_ν.

Emissione di energia.

Atomo di Bohr basato sulla meccanica deterministica, troppo precisa.

Senza pensare a possibili errori.

Principio di indeterminazione di Heisenberg

Principio di indeterminazione di Heisenberg.

Δx · Δ(mv) ≥ h/4π.

Δx è l'errore nelle misure della posizione, Δ(mv) è l'errore nelle misure della quantità di moto ed "h" è la Costante di Planck.

Con il principio di Heisenberg si passa dalla certezza alla probabilità, indeterminazione.

Il fotone può essere considerato:

• Un'onda → E = hν → frequenza.
• Un corpuscolo → effetto Compton → p = mc = ^h/_λ.

De Broglie

• Fotone-onda → E = hν (Planck).
• Fotone-corpuscolo → E = mc² (Einstein).

De Broglie → mc = hλ ^λ_{del fotone} ← ^h/_ρ = ^h/_mv.

Interferenza e diffrazione

Interferenza e diffrazione.

Le onde interagiscono tra di loro ma possono essere:

• In fase → interazione costruttiva.
• Non in fase → interazione distruttiva.

Dispersione della luce bianca

Dispersione della luce bianca.

È noto che la luce solare può essere scomposta in vari colori, fenomeno dell’arcobaleno e intervallo delle lunghezze d’onda del visibile.

Schroedinger

Schroedinger.

Lo stato di un elettrone è descritto dalla funzione d’onda Ψ (psi).

Ψ (x,y,z;t,m,l,s) = numero quantico, numeri quantici di spin, l’orbita.

La funzione d’onda Ψ non ha significato fisico diretto. Si può invece dimostrare che la funzione Ψ² è nota come densità di probabilità di trovare un elettrone nell’unità di volume ed è quindi proporzionale alle densità di carica presente.

M, l, m identificano l’orbitale mentre il quarto numero quantico, lo spin, determina l’elettrone che può avere due valori fra 1/2 o -1/2. L’ampiezza di un’onda può essere sia positiva che negativa, Ψ² assume solo valori positivi.

Non si parla più di orbita ma di orbitale, dove si ha la possibilità di trovare un elettrone.

Se abbiamo il concetto di funzione d’onda, quindi probabilità, mai parliamo di onde.

L’onda non può essere fuori fase sennò si distrugge.

Orbita permessa —> numero intero di lunghezze d'onda.

Numero quantico principale.

mλ = 2πr.

Orbite non permesse.

Se l'onda di De Broglie è fuori fase.

All'interno di una scatola o tra due vincoli (i nodi):

• l₁ = ^λ/₂ —> ora non.
• l₂ = λ —> non occorre.
• l₃ = ³/₂ λ —> nessun postulato.

Perché smette di valere nel modello della QE.

Es. λ = ^h/_mv, quadrato di moto.

v_e = 1,0 × 10⁶ m/s.

M_{palla da baseball} = 0,140 kg.

V_e = 30 m/s.

λ_e = ^h/_mv = ^{6,626 × 10-34 J · s}/_{9(1,40 × 10^-31 kg) · 1,0 × 10⁶ m/s} = 3,3 × 10^-10.

λ_{palla da baseball} = ^h/_mv = ^{6,626 × 10-34 J · s}/_{0,140 kg · 30 m/s} = 1,5 × 10^-34 m = 1,5 × 10^-24 Å (è un valore senza senso per non ridicolo che la lunghezza d'onda è molto piccola).

Numeri quantici

Numeri quantici.

• Il ¹ numero quantico n quantizza l'energia (n = 1,2,3, ...), quindi SOL valori interi positivi.
• Il ² numero quantico l indica la forma dell'orbitale (ora ellissoidale e non più come diceva Bohr) (0 ≤ l ≤ n-1).
• Il ³ numero quantico magnetico m_l (-l ≤ m_l ≤ l) determina l'orientamento spaziale.
• Il ⁴ numero quantico è il numero magnetico di spin m_s (m_s = ±¹⁄₂) e determina il senso di rotazione dell'elettrone rispetto al suo asse.

n = 1 → l = 0.

n = 2 → l = 0 → 2s.

l = 1 → 2p.

m = 2l + 1.

Non c'è più un'orbita precisa ma una nuvola elettronica.

Orbitale 2s.

n = 2, l = 0.

m = 2l + 1.

l = 0 → s.

l = 1 → p.

S nel nodo non c'è probabilità di trovare un elettrone.

All'aumentare dell'orbitale e man mano che ci allontaniamo dal nucleo non ci sono più nodi.

Orbitale 2p.

n = 2.

l = 1.

Numero quantico principale (n).

Numero quantico secondario (l).

Numero quantico magnetico (m_l).

Numero quantico di spin (m_s).

Ogni orbitale presenta un proprio nodo.

Se l = 1 allora m = _l = -1, 0, 1 e cambia la disposizione dell'orbitale.

m = 2l = 1.

m = -1, 0, 1 → 3 disposizioni dell'orbitale.

Orbitale 3p-4p.

Per n = 3 l = 2 m = -2, -1, 0, 1, 2.

Se hanno la stessa energia gli orbitali si chiamano semidegenere o degenere incompleto.

Se cambio "n", i cinque valori di "m" hanno tutto comunque la stessa energia.

Con l = 3.

n = 3 colori.

l = 0 → s.

l = 1 → p.

l = 2 → d.

l = 3 → f.

Il valore assoluto di n determina l'energia dell'orbitale e individua i 7 possibili detti anche strato o guscio (shell).

m² mi dà il numero di orbitali per tipo presente in ciascun livello energetico.

Livelli energetici

1° livello energetico.

1 orbitale (1s), capienza max 2 elettroni (m = 1).

Principio di Pauli

Principio di Pauli.

Lo spin è relativo solamente all'elettrone, non è il 4° numero quantico, ma lo ha solo l'elettrone perché serve per definirlo.

In un orbitale possono stare al massimo 2 elettroni, con spin opposto.

m_s = -1/2 +1/2.

Valori dello spin.

2° livello energetico.

1 orbitale s (2s), capienza max: 2 elettroni.

3 orbitali p (2p): 6 elettroni.

m = 2 l = 1 m = 3 (valori).

3° livello energetico.

1 orbitale s (3s), capienza max: 2 elettroni.

3 orbitali p (3p): 6 elettroni.

5 orbitali d (3d): 10 elettroni.

4° livello energetico:

1 orbitale (4s), capacità max: 2 elettroni.

3 orbitali (4p), 6 elettroni.

5 orbitali (4d), 10 elettroni.

7 orbitali (4f), 14 elettroni.

Configurazione elettronica

Bisogna descrivere un elettrone attorno ad un atomo.

1 elettrone dell’atomo di idrogeno sta nel primo livello energetico.

H.

Numero quantico principale.

Numero quantico secondario.

Numero di elettroni.

Costruzione della configurazione elettronica degli elementi.

He 1s².

Li 1s² 2s¹.

Be 1s² 2s².

B 1s² 2s² 2p¹.

C 1s² 2s² 2p².

Misure di spin totale

Misure di Spin Totale.

1/2 + 1/2 = 1.

Più energetico perché c'è la repulsione.

Oppure.

Meno energetico perché annulla la forza di repulsione tra due elettroni.

Regola di Hund

Regola di Hund.

Ogni qual volta ci sono orbitali degeneri (o semi-degeneri) l'elettrone tende ad occuparne il maggior numero possibile.

Periodo: in orizzontale.

Gruppo: in verticale.

1^o gruppo.

Tutti gli elementi h.

Configurazione elettronica esterna s¹.

2^o gruppo.

Configurazione elettronica esterna s² → blocco s, poi ci sono blocco p, d, f.

Nel caso del litro così.

• Come di tutti gli elementi a sinistra si considera la parte finale (configurazione elettronica esterna) perché form spesso reazioni.
• Arrivere per orbitali p sempre in questo punto e fondamentale per le transizioni.

N 1s² 2s² 2p³.

O 1s² 2s² 2p⁴.

F 1s² 2s² 2p⁵.

Ne 1s² 2s² 2p⁶.

Na 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹.

Mg 1s² 2s² 2p⁶ 3s².

Al 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p¹.

Si 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p².

P 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p³.

S 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴.

Cl 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵.

Ar 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶.

K 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 4s¹.

Ca 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 4s².

Sc 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3d¹.

Ti 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3d².

V 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3d³.

Cr 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 4s¹ 3d⁴.

Mn 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 4s¹ 3d⁵.

Proprietà periodiche

Proprietà periodiche (potenziali).

Energia di ionizzazione: energia necessaria per strappare un elettrone ad un atomo neutro.

E ⇀ E⁺ + e^-.

Più alto è il potenziale di ionizzazione, più basso il carattere metallico.

Affinità elettronica -> energia necessaria per far acquisire un elettrone ad un elemento.

[I RAGGIONICI] (NO!)