Appunti Chimica generale

Chimica Generale

Ogni atomo/elemento è caratterizzato da un simbolo.

• Il numero di massa è dato dalla somma di protoni + neutroni (nucleoni).
• Il numero atomico corrisponde al numero dei protoni (uguale al numero di e-).

Un nucleo con particolari valori di Z e A > nuclide

Gli Isotopi:

Atomi di uno stesso elemento che possono differire per il numero di neutroni. I diversi isotopi di un elemento hanno le stesse proprietà chimiche, ma diverse proprietà fisiche.

Cationi: quando ad un atomo vengono sottratti uno o più elettroni, si formano ioni carichi positivamente.

Anioni: quando l'atomo assume uno o più elettroni si formano ioni carichi negativamente.

• Contiene 7 periodi (orizzontale).
• 18 gruppi (verticale). Nei gruppi gli elementi hanno caratteristiche chimiche simili.

Tavola degli Elementi:

Essi sono organizzati per massa atomica crescente.

• Gruppo 1: metalli alcalini (Li, Na, K, Rb, Cs)
• Gruppo 2: metalli alcalino-terrosi (Be, Mg, Ca, Sr, Ba)
• Essi reagiscono con l'acqua producendo idrogeno e calore es. il potassio reagisce tanto da infiammare l'idrogeno.
• Gruppo 18: gas nobili, essi non combinano con pochissimi altri elementi. Sono tutti gas monoatomici e inodori. Sono poco reattivi.
• Gruppo 17: alogeni, si presentano come molecole biatomiche.

I Metalli: sono solidi, dotati di lucentezza, malleabilità e duttilità. Essi sono buoni conduttori di elettricità e calore.

I Non Metalli: sono gas o solidi che non hanno caratteristiche metalliche.

SemiMetalli o Metalloidi: hanno caratteristiche intermedie tra i metalli e i non metalli.

LA SCOPERTA DELL'ELETTRONE:

Nel 1838 Faraday, facendo passare l'elettricità attraverso un tubo di vetro vuoto, scoprì i raggi catodici. Thomson successivamente dimostrò che i raggi catodici sono fasci di particelle dotate di carica negativa. Scolandoli su metallo e applicando ad esso una d.d.p osservò che gli elettroni erano pesanti. Constato che tali particelle cariche erano identiche qualunque metallo fosse stato adoperato come catodo e concluse che esse sono parte della costituzione di tutti i possibili atomi. Misurò anche il rapporto carica/massa dell'elettrone e/m x vale 1.6022 10^-19 Coulomb.

Millikan

Milikan utilizzò un dispositivo che permetteva di misurare la massa di goccioline di olio ionizzate osservando la loro velocità di caduta. Egli applicò un campo elettrico (fluido olioso) il quale attirava le goccioline verso l'alto e dalla loro velocità riusciva a ricavare l'attrito che dovevano avere in grado di determinare la carica delle goccioline.

Modello Atomico di Thomson:

Egli ipotizzò un modello dell'atomo simile ad un grumo di materiale gelifiome e positivo nel quale gli elettroni si trovassero sparso, e non accoppiati uno con l'altro. Protoni e neutroni erano mescolati.

Modello A Panettone ←

Esperimento di Rutherford:

Con esso ci fu la scoperta del nucleo. Egli ipotizzò che la massa e la carica positiva fossero concentrate in una zona del tutto piccola dentro questo nucleo, e che gli elettroni si trovavano in una zona pur periferica e attorno a elog nucleo.

L'atomo diventa nuclecure, costituito da particelle subatomiche dotate di masse e cariche diverse:

• Materia
• Le particelle subatomiche

Vennero poi proposti modelli atomici sulla base delle leggi della meccanica classica di Newton. Il modello proiettato da Rutherford è simile al modo in cui ruota il sole e gli e ruotano attorno ad esso in traiettorie curve.

Secondo le leggi della fisica classica questo modello non può essere vero, ed un elettrone che si muove su una traiettoria curva emette energia e d'inevitabilmente cade nel nucleo.

Annichilimento

Orbitali di tipo diverso (s,p,d,f,...) appartenenti allo stesso livello, penetrano il nucleo in maniera differente

➢ Capacità di penetrazione s>p>d>f

s risultante risulta tanto minore quanto minore è la penetrazione del relativo orbitale. L'energia è ovviamente meno legata al nucleo quanto minore è s e il livello di energia sarà sovraordinato ad un'energia maggiore.

S(s) < S(p) < S(d) < S(f)

E(ns) < E(np) < E(nd) < E(nf)

s,p d di idrogeno sono tutti allo stesso livello

1) Quelli meno schernenti (più vicini al nucleo)

2) Schermati da s e p

3) Quelli più schermanti (più lontani dal nucleo)

• Nel caso di orbitali con uguale valore n, il livello occupato sarà quello con il numero quantico principale n più basso.

Configurazioni elettroniche di atomi polielettronici

configurazioni elettroniche di atomi polielettronici

La configurazione elettronica di un atomo è l'indicazione di come gli elettroni sono distribuiti nei vari orbitali. È indicata dalla successione dei simboli dei sottolivelli di configurazione di ogni atomo e il numero di elettroni nei sottolivelli. (es. per i lobi) 1s² 2s² 2p6

nella rappresentazione grafica con orbitale è indicato da una freccia (con due quadrato). L'accompagnamento degli orbitali da parte di un elettrone è indicata da una freccia di punta verso il alto per m_s = +1/2 e una freccia di punta verso il basso per m_s = -1/2

Regole da seguire per il riempimento degli orbitali atomici:

1. Principio di minima energia: ogni elettrone occupa l'orbitale disponibile da energia più bassa

• 1s
• 2s 2p
• 3s 3p
• 4s 4p 4d 4f
• 5s 5p 5d 5f
• 6s 6p 6d 6f

di conseguenza la sequenza dei livelli energetici dipenderà non solo da n ma anche da (l). Orbitali dello stesso strato (stesso n) ma con forma diversa (stesso l) non saranno più equi-energetici.

Le energie degli orbitali che vengono via via occupati dagli elettroni crescono col crescere della somma n+l

• 1s
• 5s
• 2p
• 3d
• 4f
• 6p
• 2s
• 4p
• 5d

Energia di ionizzazione: è l'energia minima da fornire ad un atomo isolato gassoso nel suo stato fondamentale per allontanare un e^- più esterno

I = E (H⁺) - E (H)

a misura in kJ/mol

A volte è riportato in elettronvolt (eV), un eV corrisponde all'energia acquistata da un elettrone quando è accelerato da una d.d.p. di 1 Volt

1 eV = 1,602⋅10^-19 J

• Elemento
• I₁
• I₂
• I₃
• I₄
• I₅
• I₆
• I₇
• I₈
• I₉

Na 495 4562

Mg 738 1451 7733

Al 578 1817 2745 11577

Si 786 1577 3232 4356 16091

P 1012 1903 2910 4956 6274 21267

S 1001 2251 3357 4556 7004 8491

Cl 1251 2298 3822 5159 6542 9362 11018

Ar 1520 2666 3931 5771 7238 8781 11995

@ l'energia di ionizzazione aumenta quando ad essere allontanato è un elettrone di un guscio interno (elettrone di core)

• gli elementi con bassa energia di ionizzazione hanno una certa tendenza a formare cationi e a condurre l'elettricità in fase solida; al contrario
• elementi con alta energia di ionizzazione hanno scarsa probabilità di condurre l'elettricità.

Affinità Elettronica (A.E.)

è l'energia che viene sviluppata quando un atomo isolato allo stato fondamentale accetta un elettrone e dà il più stabile ione negativo

• X(g)^{+ e- -> X-(g)}

A.E. = E (X^-) - E (X)

Più stabile è lo ione negativo, più sarà alta l'affinità elettronica (valori bassi di A.E. sono osservati per gli elementi che sono a sinistra della tavola periodica)

e ai alogeni (gruppo 17) manca un elettrone per raggiungere la configurazione stabile ai gas nobili (ottetto) ⇒ essi hanno alta affinità elettronica

Elettronegatività (χ): è una misura della misura della capacità di un atomo in una molecola di attrarre a sé gli elettroni di legame (doppietti condivisi)

viene espressa da un valore numerico calcolato teoricamente e non misurato sperimentalmente

• @ Scala di Mulliken:
• χ = (P.I. + A.E.) / 2

P.I. = Potenziale di ionizzazione

A.E. = Affinità elettronica

• e = il suo P.I. è più difficile estrarre un elettrone
• è la sua A.E è più facile acquistare un elettrone

χ è un valore assoluto, una proprietà atomica