Nozioni, Chimica generale

Atomi e tavola periodica

Atomo di Rutherford: elettrone protone neutrone

Numero atomico (Z) = numero protoni
Numero di massa (A) = protoni + neutroni

Atomo di Bohr: energia energia

Principio di indeterminazione di Heisenberg: non si può stabilire con esattezza posizione e velocità dell'elettrone contemporaneamente.

Orbitale: rappresentazione grafica della probabilità di trovare l'elettrone in un determinato punto dello spazio.

Schrödinger: gli orbitali elettronici possono assumere forme diverse da quella sferica, e quindi avere diversi orientamenti nello spazio.

Principio di esclusione di Pauli: un orbitale non può essere occupato da più di due elettroni.

s d sp p d S N N S senso orario senso antiorario (+1/2) (-1/2) spin appaiati spin spaiato

Riempimento degli orbitali

Primo livello: 1 orbitale = max. 2 elettroni
Secondo livello: 4 orbitali = max. 8 elettroni
Terzo livello: 9 orbitali = max. 18 elettroni

H He Li Be B C N O F Ne carbonio: N O 1s 2s 2p S I 1s 2s 2p N O 1s 2s 2p

Regola di Hund: per ogni "set" di orbitali aventi uguale energia, la configurazione elettronica più vantaggiosa dal punto di vista energetico si ottiene disponendo gli elettroni in orbitali diversi di questo set e con spin paralleli.

Per ogni sottolivello energetico gli elettroni si distribuiscono occupando il maggiore numero di orbitali.

1 2 3 4 5 6 7 8
2 1 H He
4,003 1,008
3 4 5 6 7 8 9 10
Li Be B C N O F Ne
20,18 6,941 9,012 10,81 12,01 14,01 16,00 19,00
12 11 13 14 15 16 17 18
Na Mg Al Si P S Cl Ar
Metalli di transizione
22,99 30,97 32,06 24,31 26,98 28,09 35,45 39,95
19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36
K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
65,38 39,10 40,08 44,96 47,90 50,94 52,00 54,94 55,85 58,70 63,55 69,72 72,59 74,92 78,96 79,90 83,80
58,93 38

37 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 54
Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
87,62 85,47 88,91 91,22 92,91 95,94 (98) 101,1 102,9 106,4 107,9 112,4 114,8 118,7 121,8 127,6 126,9 131,3
55 56 71 72 73 74 75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 86
Cs Ba Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
132,9 137,3 175,0 178,5 180,9 183,9 186,2 190,2 192,2 195,1 197,0 200,6 204,4 207,2 209,0 (209) (210) (222)
87 88 104 105 106 109 103 107 108
Fr Ra Lr Unq Unp Unh Uns Uno Une
(223) (226) (260) (261) (262) (263) (262) (265) (266)

Lantanidi

57 58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70
Ho Er Tm Yb La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy
138,9 140,1 140,9 144,2 (145) 150,4 152,0 157,3 158,9 162,5 164,9 167,3 168,9 173,0

Attinidi

102 93 99 91 90 97 100 92 89 94 98 101 95 96
Ac Th Pa U Np Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Pu
(247) (258) (259) (227) 232,0 (231) (244) (242) (243) (247) (251) (252) (257) 238,0

1 2
1s H He
1 2 3 4 5 6 7 8
2s 2p
Metalli di transizione
3s 3p
4s 3d 4p
5p
Metalli di transizione interna
5s 4d
6s 5d 6p
4f
7s 5f 6d
Elementi rappresentativi

1 H macroelementi 5 6 7 8 9 C N O B F oligoelementi 12 11 14 15 16 17 P Na Mg S Cl Si 19 20 23 24 25 26 27 28 29 30 34 K Ca V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Se 42 50 53 Mo Sn I 1 H 6 7 8 C N O 15 16 P S

La reattività chimica di un elemento dipende dagli elettroni più esterni (elettroni di valenza) e quindi dal numero atomico

1 2 3 4 5 6 7 8
2 1 H He
3 4 5 6 7 8 9 10
Li Be B C N O F Ne
12 11 13 14 15 16 17 18
Na Mg Al Si P S Cl Ar

1 2 3 4 5 6 7 8
2 1 H He
3 4 5 6 7 8 9 10
Li Be B C N O F Ne
12 11 13 14 15 16 17 18
Na Mg Al Si P S Cl Ar

1 2 3 4 5 6 7 8
2 1 H He
3 4 5 6 7 8 9 10
Li Be B C N O F Ne
12 11 13 14 15 16 17 18
Na Mg Al Si P S Cl Ar

Regola dell'ottetto (Lewis): quando si forma un legame chimico, gli atomi acquistano, perdono o mettono in comune un numero tale di elettroni che lo strato più periferico di ogni atomo contiene otto elettroni, cioè una configurazione elettronica esterna tipica di un gas nobile.

. . . . . H H He . . . . . . . . . . . C C . . . . . . . . . . . . . . N Ne N . . . . . . . . . . . . . . O O

Proprietà periodiche degli elementi

Li+ Li 3+ 3+ Be++ Be 4+ 4+

Elettronegatività: attrazione esercitata da un atomo su elettroni impegnati in un legame con un secondo atomo

Elettronegatività crescente

Scala di Pauling:
1 2 3 4 5 6 7 8
2 1 H He
2,13
4 5 6 7 8 9 10
Li Be B C N O F Ne
1,0 1,5 2,0 2,5 3,0 4,0 3,5
12 11 13 14 15 16 17 18
P Na Mg Al Si S Cl Ar
1,0 2,1 2,5 1,2 1,5 1,8 3,0

Legame ionico e legame covalente

Na Cl

Legame ionico: 17+ 11+ - + Na Cl 11+ 17+

• Metalli del I gruppo: cationi monovalenti
• Metalli del II gruppo: cationi bivalenti
• Elementi del VII gruppo (alogeni): anioni monovalenti

1 2 3 4 5 6 7+ - - - ++ H+ O Li Be F- H 3+ -++ --+ Mg Na S Cl Al +++ Cu Fe +++ -++ ++ Mn K Ca Zn Br 3+ ++ Fe Cu+ ++ - Rb Sr I+ ++ ++ Cs Ba Hg

Orbitale molecolare H H

Legame covalente: ... . H H H H H H

Orbitale molecolare Cl Cl

Legame covalente: . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . Cl Cl Cl Cl . . . . . . . . . . . . . . . . . . Cl Cl Cl Cl

Formula di Lewis doppietti non condivisi . . . . . . . . Cl Cl doppietto di legame

Rottura omolitica: . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . Cl Cl Cl Cl Radicale libero

Rottura eterolitica: . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . - . . . . + . . . . Cl Cl Cl Cl

Legame covalente semplice:
Legame covalente doppio:
Legame covalente triplo:
N N C C H H H H N N C C N C H 2 2 2

Legame covalente puro: H H C H

Legame covalente polare: H H δ+ δ− F H -+ Na Cl

Elettronegatività legame 2,1 2,1 covalente puro H H (ΔE.N. < 1) δ+ δ− 2,1 4 covalente polare F H (2 > ΔE.N. > 1) -+ 0,9 3 ionico Na Cl (ΔE.N. > 2)

Geometria delle molecole

H O H H O P O Geometria delle molecole H C N O H H H H H H H C N O H H H H H H nodo p p p nodo sp sp sp sp C C 2p 2p 2s 2s 1s 1s C C 2p 3sp 2s 1s 1s 109,5° H H H H H s/s sp/s H sp/sp p/s H H p/p H p/sp σ legame

Doppietto non condiviso doppietti non condivisi N H H O 2 3 H H H H N N 2p 3sp 2s 1s 1s O O 2p 3sp 2s 1s 1s H C N O H H H H H H H C N O H H H H H H H H N O C H H H H H H 107,3° 104,5° H 109,5° H H H C H H H C C H H H H H

Struttura prospettica a cavalletto: H H H H H C C C C H H H H H H forma eclissata o coperta forma scoperta o sfalsata

H 120° H C C 120° H H C C C 2p 2p 2p 2sp 2s 2s 1s 1s 1s 120° σ legame H H H π legame H H σ legame H H H σ σ π C C σ σ H H σ H H C C H H O O O O H C H C C C C 2p 2p 2p sp 2s 2s 1s 1s 1s 180° sp x z sp p y p H H H σ C σ C σ π H N N doppietto non condiviso N N

Legami intermolecolari

• Composti ionici: a temperatura ambiente sono solidi sotto forma di cristalli
• Molecole covalenti: a temperatura ambiente possono esistere allo stato gassoso, liquido o solido

Forze di London

Forze di London (o di van der Waals)

Dipolo istantaneo Dipoli istantanei indotti Dipoli istantanei indotti Tempo 1 Tempo 2 Tempo 3 Tempo 4

La forza di London aumenta con il peso molecolare

La forza di London dipende anche dalla forma delle molecole

La forza di London dipende dalla temperatura

Idrogeno liquido Metano liquido H C H H H H T eb = -253°C T eb = -164°C

A temperatura ambiente alcani: 1-5 C = gassosi

H H H H H H H H C H H C C H H C C C H H H H H H metano etano propano

6-20 C: benzine (6-9 C), cheroseni (10-16 C), oli lubrificanti 17-20 C) = liquidi

H H H H H H H H H C C C C C C C C H H H H H H H H ottano H H H C H H H H C C C C C H H H C H H H isoottano H C H H

>20 C (cere paraffiniche) = solidi

H H H H H H H H H H H H H H H H H H H H H H H H C C C C C C C C C C C C C C C C C C C C C C C C H H H H H H H H H H H H H H H H H H H H H H H H eicosatetrano

Legame idrogeno

Legame idrogeno

T (°C) H O 100 2 HF T eb = 100°C H Te 20 H Se HI 2 NH3 H S 2 Sb H H Br 3 Sn H H Cl 4 P H -100 AsH3 3 GeH4 SiH4 C H T eb = -60°C 4 2 3 4 5 periodo: δ− δ− δ+ A H B A e B = N, O e F δ+ δ− δ+ δ− δ+ δ− F F F H H H

Legame dipolo-dipolo tra dipoli permanenti H legame idrogeno O H

Proprietà dell’acqua

• Aumento di volume da liquida a solida: meno densa allo stato solido
• Massima densità a 4° C
• Alto punto di fusione e di ebollizione
• Alta tensione superficiale
• Ottimo solvente

H H O O H