Dal modello di Thompson alla geometria delle molecole

Il modello atomico di Thompson

Il modello atomico a panettone è un modello che prevede che gli elettroni (negativi) siano sparsi all’interno di una massa positiva. (Atomo = panettone, elettroni = acini di uvetta).

Il modello atomico di Rutherford

Lo scienziato dimostrò che il modello di Thompson non era giusto.

Prese una lamina d’oro sottilissima e la bombardò con i raggi alfa (nuclei di elio = 2 protoni, 2 neutroni), ma questi passavano per il 99%; ciò dimostra che la maggior parte dello spazio dell’atomo è occupato dal vuoto, il nucleo è molto piccolo e quindi il modello di Thompson non regge! Giusto.

• Propose un suo modello atomico planetario, in cui il nucleo è 100000 volte più piccolo dell’atomo e dove gli elettroni compiono delle orbite circolari, ricordando così il movimento dei pianeti attorno al sole.

È una cosa sbagliata, perché lo scienziato non ha tenuto conto del fatto che le particelle, muovendosi, avrebbero consumato molta energia, portando così alla caduta dell’elettrone nel nucleo, cosa che non ci deve essere.

Bohr poi propone un nuovo modello (si entra nella fisica quantistica), basato sull’atomo di idrogeno, che è stato molto criticato, soprattutto da Heisenberg; questo infatti espone una serie di principi.

Principio di indeterminazione di Heisenberg

• Non posso determinare in un certo istante di tempo la posizione e la velocità dell’elettrone all’interno di un atomo.
• È possibile determinare solo la posizione o la velocità in un certo istante, entrambe no. (V = modulo, componente direzione verso).
• Non posso conoscere la posizione dell’elettrone, se non conosco la velocità e viceversa.

Bohr dice che si possono trovare gli elettroni in spazi chiamati livelli energetici. Imp.

• Livello energetico = quantità di energia che possiede l’elettrone quando ruota intorno al nucleo in una determinata orbita, cioè nel percorso che effettua l’elettrone. Secondo la fisica quantistica non è possibile definire la traiettoria dell’elettrone. Perciò bisogna abbandonare il concetto di orbita e sostituirlo con il termine orbitale.
• Orbitale = funzione matematica complicata che ci mostra in termini di probabilità lo spazio in cui si trova l’elettrone.

Numeri quantici

• Mi descrivono le caratteristiche dell’elettrone dentro l’atomo e la sua posizione.
• Sono diversi:

• Numero quantico principale;
• Numero quantico orbitale;
• Numero quantico magnetico;
• Numero quantico di spin.

Il numero quantico principale = indica il guscio o livello energetico in cui si viene a trovare l’elettrone. Vengono indicati con numeri.

Il numero quantico orbitale = può avere 4 valori indicati con lettere minuscole che mi indicano la forma dell’orbitale.

• S = sferico
• P = bilobato
• d = forma complicata
• f = forma complicata

Nel primo livello energetico c’è un orbitale di tipo s.

Dal secondo ci sono gli orbitali di tipo p, che si dividono secondo le componenti cartesiane in 3: px, py, pz.

Dal terzo ci sono gli orbitali di tipo d, che si dividono in 5.

Dal quarto ci sono gli orbitali di tipo f, che si dividono in 7.

Il numero quantico magnetico = può avere 2 valori opposti, si evidenzia quando l’atomo è immerso in un campo magnetico. Dato che siamo sulla Terra, sono tutti immersi.

Il numero quantico di spin = può avere 2 valori contrapposti (1/2, -1/2), indica il verso di rotazione dell’elettrone, che ruota in senso orario e antiorario.

Elettrone di valenza

• Permettono le reazioni chimiche.
• È più facile strappare un elettrone lontano dal nucleo.
• Quando 2 atomi si toccano, lo fanno con le pareti più esterne, che sono importanti perché gli danno determinate caratteristiche.
• Si possono trovare in s, in p, raramente in d, mai in f.

Principio di esclusione di Pauli

All’interno di un atomo non si possono avere 2 elettroni con tutti 4 i numeri quantici uguali. In una determinata orbita si possono avere al massimo due elettroni con spin opposto.

Principio dell’Aufbau

Descrive in che modo gli elettroni si dispongono all’interno dell’atomo attraverso 3 criteri:

• I primi elettroni riempiono gli spazi più vicini al nucleo, dove sono più stabili e con meno energia.
• Principio di esclusione di Pauli.
• La regola di Hund riguarda gli elettroni che si trovano in orbitali uguali (es. = orbitali di tipo p). Quando devo mettere gli elettroni negli orbitali, li impegno singolarmente in px, py, pz, uno alla volta.

Tavola periodica

Nella moderna tavola periodica, progettata all’epoca da Mendeleev, gli elementi chimici sono ordinati in base al numero atomico crescente, quando un tempo tutto si basava sulla massa.

• Gli elementi sono ordinati in base al numero atomico crescente.
• Ci sono 7 righe orizzontali = periodi, che indicano il livello energetico dove si trova l’elettrone di valenza. (1 periodo: l’elemento viene completato nel primo livello energetico; 2 periodo: l’elemento viene completato nel secondo livello energetico).
• Ci sono 18 colonne verticali, cioè gruppi, dove sono riuniti tutti gli elementi che hanno configurazione elettronica simile e perciò stesse caratteristiche fisiche e chimiche.

I gruppi A = i più importanti, colonne più lunghe.

I gruppi B = meno importanti, colonne più corte.

• La penultima riga, formata da 14 elementi, crea il periodo dei lantanidi.
• L’ultima riga forma il periodo degli attinidi.
• L’ultima colonna è formata dai gas nobili, che sono gli unici gas stabili per quanto riguarda s, p.

Regola dell’ottetto

Tutti i gas nobili, a parte l’He, hanno 8 elettroni nel guscio esterno; ciò permette loro di non fare legami perché non ne hanno bisogno. Essi completano il guscio esterno, cioè gli orbitali s e p. Questo vuol dire che tutti gli altri gas che non hanno 8 elettroni nel guscio esterno si devono legare con altri per raggiungere la stabilità.

Metalli e non metalli

Questi sono separati sulla tavola periodica da una scaletta. I metalli si trovano a sinistra, i non metalli a destra.

Caratteristiche fisiche

Metalli

• Solidi, ad eccezione del mercurio.
• Lucenti.
• Duttili.
• Malleabili.
• Buoni conduttori di elettricità e calore.

Non metalli

• Spesso gassosi.
• Lucenti.
• Duttili.
• Malleabili.
• Cattivi conduttori di elettricità e calore.

Gli elementi che si trovano in corrispondenza alla scaletta hanno caratteristiche simili.

Caratteristiche chimiche

Il sodio = si trova nel primo gruppo: 1 elettrone.

Na: 1s2 2s2 2p6 3s1

Il sodio cede un elettrone (ione positivo) al Cl, mentre Cl acquista elettroni (ione negativo). Legame ionico.

I metalli = tendono a cedere gli elettroni e a diventare ioni positivi per raggiungere la configurazione elettronica del gas nobile che li precede.

Il sodio può raggiungere la configurazione elettronica del Neon.

I non metalli = tendono ad acquistare gli elettroni e a diventare ioni negativi per raggiungere la configurazione elettronica del gas nobile che li segue. Il cloro può raggiungere la configurazione elettronica dell’Argon.

Energia di ionizzazione

• È l’energia necessaria per strappare un elettrone ad un atomo.
• Aumenta andando da sinistra verso destra all’interno di uno stesso periodo e diminuisce dall’alto verso il basso in uno stesso gruppo.

Elettronegatività

• Forza con cui un atomo attrae a sé gli elettroni di legame, cioè quelli coinvolti già in legame con un altro atomo.
• Aumenta andando da sinistra verso destra all’interno di uno stesso periodo e diminuisce andando dall’alto verso il basso in uno stesso gruppo.
• L’elettronegatività viene espressa in unità Pauling.

Es. Elemento più elettronegativo: Fluoro.

Elemento meno elettronegativo: Francio.

Legami chimici

• Legami interatomici.
• Legami intermolecolari.

Interatomici

• Legame ionico;
• Legame covalente;
• Legame dativo;
• Legame metallico.

Legame ionico

• Attrazione elettrostatica tra ioni di carica opposta.
• Può avvenire quando un elemento è disposto a cedere i suoi elettroni e l’altro ha una grande forza per poterli attrarre.
• Ci deve essere una grande differenza di elettronegatività di 1,7 unità Pauling, quindi non deve appartenere al primo gruppo e l’altro al settimo gruppo.

Es. Sodio (Na) e Cloro (Cl) = cloruro di sodio.

Na cede l’elettrone (ione positivo +), Cl acquista l’elettrone (ione negativo -).

Dove ogni ione positivo è circondato da ioni negativi e viceversa. Si forma così una struttura a cristallo.

Il cristallo = è un solido geometrico delimitato da facce piane e levigate, che si incontrano secondo angoli caratteristici.

I cristalli del cloruro di sodio sono cubici (l’abito cristallino è cubico).

Si forma la cella elementare = struttura che viene ripetuta in tutte le direzioni, fino al limite.

Si forma un reticolo cristallino, che è una rete tridimensionale molto regolare.

Es. Ca e Cl = Ca++ Cl- Cl-

Legame covalente

Legame che mette in condivisione 2 atomi.

Questi 2 atomi possono essere uguali o diversi. Quindi posso avere questi 2 tipi di legame:

• Legame covalente puro, o omopolarizzato.
• Legame covalente polarizzato o elettropolare.

Legame puro = quando ho 2 atomi dello stesso elemento.

Ci possono essere diversi legami:

• Cl Cl (in condivisione 1 per ciascuno).
• O O, doppio legame (2 per ciascuno).
• N N, triplo legame (3 per ciascuno).

Legame polarizzato = quando ho 2 atomi di diversi elementi.

Come ad esempio: HCl, acido cloridrico.

(Cl non ha abbastanza forza per strappare l’elettrone).

Quindi:

• Non c’è una condivisione equa.
• Si forma nel Cl una parziale carica negativa e nell’H una parziale carica positiva.
• Se mettessi la molecola di HCl in un campo elettrico, la parte del cloro sarebbe orientata verso il polo positivo, la parte dell’idrogeno sarebbe orientata verso il polo negativo.

Legame dativo = è un particolare tipo di legame covalente, dove gli elettroni vengono messi in condivisione da un atomo.

Es. NH3

N+ Duetto positivo perché ho unito uno ione con una molecola neutra. Questo composto si chiama ione ammonico.

Legame metallico = solo negli atomi di metallo. Condivisione molto spinta, espansa, rivolta a tutti gli atomi.

Ogni singolo atomo del pezzo di metallo mette in condivisione tutti gli elettroni del guscio esterno con tutti gli altri. Un metallo è costituito da un reticolo di ioni positivi immersi in un mare elettronico.

Corrente elettrica = flusso direzionato di elettroni; il metallo conduce bene l’elettricità.

Intermolecolari

• Forze di London.
• Forze dipolo-dipolo.
• Legame ad idrogeno.

Le forze di London = si hanno tra molecole apolari (non polarizzate), non ci sono ioni positivi, ioni negativi. Sono interazioni non persistenti, momentanee.

Gli elettroni della molecola si muovono casualmente, ma in un certo istante vanno tutti in una parte. In quel punto si forma un dipolo momentaneo, che induce gli elettroni nell’altra molecola ad allontanarsi nella parte opposta.

Bipolo indotto = attrazione molto debole tra le molecole.

Le forze dipolo-dipolo = esistono quando c’è una grande differenza di elettronegatività tra ioni positivi e ioni negativi. (Es. acido cloridrico).

C’è un’interazione più stabile, quindi legami più forti delle forze di London.

Legami ad idrogeno = l’H è legato ad elementi particolarmente elettronegativi come ossigeno, azoto. Legame intermolecolare più forte.

VSEPR

Repulsione dei doppietti elettronici degli elettroni di valenza.

Condiziona la forma della molecola che andrà ad assumere. C’è sempre, ma non è dello stesso grado.

• Massimo grado quando ci sono doppietti elettronici non condivisi.
• Minimo grado quando i doppietti elettronici sono condivisi.
• Valore intermedio quando uno è condiviso, mentre l’altro è condiviso.

Geometria delle molecole

5 forme diverse:

• Molecola lineare, BeCl2, 180 gradi.
• Molecola planare triangolare, BCl3, 120 gradi.
• Molecola tetraedrica, CH4, 109,5 gradi.
• Molecola piramidale triangolare, NH3, 107,5 gradi.