Appunti di Elementi di chimica

SOLUZIONI

Miscela di almeno 2 sostanze omogenea che è data da un soluto e un solvente, il solvente è il componente

maggioritario mentre il soluto è quello minoritario

Per classificare la concentrazione si usano:

molarità(moli di soluto su litro di soluzione), molalità(moli di soluto su kg di solvente), la frazione molare(n1

/ (n1+n2)) e la massa percentuale(massa soluto/massa soluzione * 100).

Diluizione: aggiunta di solvente a una soluzione per diminuire la concentrazione del soluto, diluendo una

soluzione le moli di soluto si conservano 2

Reazioni di ossido-riduzione : prevedono lo scambio di elettroni dalla specie che si ossida a quella che si

riduce. Sono molto importanti perchè non possono essere bilanciate normalmente. Un elemento si ossida

quando cede degli elettroni.

Numero di ossidazione: la carica che l’atomo di una molecola abrenne se gli elettroni non fossero condivisi,

ma completamente trasferiti.

MODELLO ATOMICO

Modello planetario(modello atomico di rutherford): gli atomi sono formati da particelle subatoiche, protoni

e neutroni formano un compatto corpo centrale e gli elettroni sono distribuiti nello spazio intorno al

nucleo.

Dualismo onda-particella: la materia si comporta anche come un onda, gli atomi emettono o assorbono

luce solo a determinati valori di energia

Effetto fotoelettrico, se vado a irradiare un metallo con della radiazione ultravioletta arrivato ad una certa

soglia il metallo emette elettroni, sotto questa soglia non si emettono elettroni nemmeno se aumento

l’intensità della radiazione.maggiore è l’eccesso di energia oltre la soglia maggiore sarà l’energia cinetica

degli elettroni espulsi.

Modello di bohr: modello di ratherford corretto con la quantizzazione dell’energia

Per descrivere gli atomi la fisica classica non basta, si usa la meccanica quantistica che ci consente di avere

un canale di comunicazione tra i due aspetti della materia.de Broglie , se la luce si comporta anche come un

onda allora le particelle possono mostrare proprietà ondulatorie, e si può associare una lunghezza d’onda a

qualsiasi particella che si muove a velocità v.

Lunghezza d’onda Costante

Principio di indeterminazione: l’incertezza sulla quantità di moto moltiplicato con l’incertezza sulla

posizione non può essere inferiore ad un valore discreto (h/4pi). Non è un problema a livello macroscopico

ma a livello macroscopico è importante, non posso conoscere di certo la posizione di un elettrone se

conosco la sua quantità di moto. 3

Il moto di una particella è descritto dalla funzione d’onda associata, la funzione determina la probabilità di

trovare la particella in un punto dello spazio.risolvendo l’equazione di schrodinger trovo i livelli

energetici.l’equazione ci permette un modello per descrivere l’idrogeno e i sistemi idrogenoidi. Con il

modeello quanto-meccanico gli elettroni sono descritti dalla funzione d’onda, questo determina zone

quantizzate introno al nucleo dette orbitali dove si ha il 90% di probabilità di trovare l’elettrone(l’orbitale

atomico si trova facendo il quadrato della funzioen d’onda).

Posso esprimere la mia funzioned’onda in termini di coordinate polari per esprimere il volume di spazio in

cui posso trovare il mio elettrone(l’orbitale atomico).

NUMERI QUANTICI

Risolvendo l’equazione di schrodinge per il caso 3D sono necessari tre numeri per specificare ogni funzione

d’onda.

n: calcolo energia dell’elettrone (numero quantico principale)

l: calcolo del momento angolare orbitale

ml: distinzione tra orbitali diversi 4

Sullo strato n esistono n^2 orbitali

Gli orbitali s hanno forma sferica, i p hanno forma bilobata

Gli orbitali definiscono tutte le possibili energie che può avere un elettrone in un atomo, gli orbitali possono

essere occupati o non occupati. Orbitali con la stessa energia si dicono degeneri.

SPIN: gli elettroni presentano una rotazione anche intorno al proprio asse, all’elettrone viene associato un

momento di spin ms che può essere +1/2 e -1/2. 2 elettroni con spin opposto si dicono appaiati, un

elettrone da solo si dice spaiato e genera un campo magnetico.

Principio di esclusione di pauli: 2 elettroni non possono essere caratterizzati dagli estessi numeri quantici,

quindi sullo strato n possono stare al massimo 2n^2 elettroni.

L’equazione di schrodinger funziona perfettamente con l’idrogeno ma non più quando si cominciano ad

avere anche solo 2 elettroni perchè bisogna tenere conto della repulsione tra gli elettroni.una maggiore

carica nucleare fa diminuire l’energia dell’orbitale aumentando le attrazioni nucleo-elettrone, stabilizzando

il sistema.

Per semplicità nella configurazione elettronica si mette tra parentesi quadre il gas nobile che precede il mio

elemento e si parta dalla sua configurazione elettronica come base.

Regola di hund: nello stato fondamentale l’atomo adotta la configurazione con il massimo numero di

elettroni spaiati e con spin parallelo.

Più aumenta il numero di n più la configurazione diventa caotica, e dipende da come stanno meglio tutti gli

elettronic all’interno dell’atomo, bisogna considerare il valore di energia globale. 5

REGOLA DI AUFBAU Da z=21 gli orbitali 4s hanno una energia maggiore dei 3d, nel

caso dei metalli di transizione le configurazioni con sottolivello

semipieno d5 e pieno d10 sono particolarmente stabili quindi in

molti casi l’atomo neutro si trova a possedere minore energia

se il sottolivello 3d diventa semipieno o pieno tramite il

trasferimento di un elettrone 4s nel sottolivello 3d, ovvero se

riesco a riempire per meta o del tutto i d (d5 o d10) possoi

avere un solo elettrone negli s. Questi elementi sono:

Cr Mo per d5, Cu,Ag,Au,Pd,Pt per d10. 6

PROPRIETA PERIODICHE

Energia di ionizzazione: energia minima che occorre fornire ad un atomo isolato in stato gassoso per

estrargli un’elettrone. Aumenta lungo il periodo e dal basso verso l’alto lungo il gruppo.

Gli elettorni esterni di un atomo vengono acnhe indicati come elettroni di valenza.

Energia media degli elettroni di valenza : AVEE average valence electron energy.

Dimensione degli atomi

Raggio metallico, covalente e ionico

L’andamento del raggio diminuisce lungo il gruppo e aumenta scendendo il periodo. 7

Metalli e non metalli tendono a cedere o prendere elettroni per raggiungere la configurazione elettronica

del gas nobile che li precede o segue(se sono metalli o non metalli).

LEGAME CHIMICO

tipi di legame:

1. Ionico (metallo + non metallo) una specie si ionizza e cede elettroni mentre l’altra diventa un

anione.

2. Covalente (non metallo + non metallo) gli elettroni vengono condivisi

3. Metallico (metallo + metallo) molti atomi tenuti insieme da un “mare” di elettroni

Per questo molti non metalli non si trovano mai in atomi singoli, creano molecole biatomiche condividendo

lo spazio interrnucleare creando un’interazione positiva

Energia di legame: energia sufficente da spezzare un legame in una molecola

LEWIS: regola dell’ottetto, ogni atomo che utilizza nel legame i soli orbitali s e p tende ad assumere in un

composto una configurazione elettronica esterna otto elettroni. 8

Asse internucleare: asse che passa fra i due nuclei

I legami con orbitali orientati lungo l’asse internucleare sono detti sigma

Nei legami pi greco gli orbitali si sovrappongono di fianco e gli elettroni si distribuiscono sui due lobi

ELETTRONEGATIVITA

Descrive la tendenza degli elementi ad attrarre su di se gli elettroni, aumenta lungo i periodi(da sinistra a

destra) e diminnuisce scendendo lungo i gruppi. La differenza di elettronegatività tra due elementi delta EN

indica il tipo di legame 9

Due atomi di un legame covalente polare costituiscono un dipolo elettrico, dotato di un momento dipolare

Dall’equazione d’onda di schrodinger ricaviamo la funzione d’onda che è la traiettoria degli elettroni, il

quadrato della funzine d’onda ci da la probabilità di trovare gli elettroni nello spazio(che corisponde alla

definizione di oribitale).



n energia



l forma ed energia(gli orbitali p hanno un livello di energia leggermente superiore agli s)

per effetti di schermatura (tra elettroni) non sempre vanno in ordine s,p,d,f.



E ionizzazione energia per sottrarre un elettrone



Legame di valenza 2 elementi che interagiscono utilizzano solo gli elettroni più esterni (elettroni di

valenza) 

Regola dell’ottetto ogni elemento tende a creare legami che lo portano ad avere la configurazione

elettronica del gas nobile più vicino(8 elettroni esterni).



Legame sigma lungo l’asse internucleare, non necessariamente 2 orbitali s, ma anche uno s e uno p o 2

p.

Legame pi greco sovrapposizione laterale generalmente tra 2 orbitali p 10



Elettronegatività tendenza di un elemento di attrarre su di se elettroni durante il legame chimico,

aumenta lungo i periodi e diminuisce lungo i gruppi.

Se 2 elementi in un legame hanno differenza di elettronegatività:



0 < dEN > 0.4 covalente puro



0.4 < dEN < 1.7 si generano molecole polari



dEN > 1.7 legame ionico

carica parziale di A = e di valenza di A – (e non legame A + e legame A x ENA/ENA+ENB)

carica formale di A = e di valenza di A – (e non legame di A + e legame di A x 1/2)



se ENa = Enb carica formale di A = carica parziale di A

nella carica formale i legami sono considerati covalenti puri (dEN = 0) , gli e di legame sono considerati

equamente ripartiti tra A e B

Numero di ossidazione: carica che l’atomo di una molecola avrebbe se gli elettroni non fossero condivisi,

ma completamente trasferiti:

- Ogni elemento nello stato fondamentale ha n di ossidazione 0

- Il fluoro ha sempre -1

- L’ossigeno ha -2 a parte che nei perossidi(-1) e con il fluoro(+2), i perossidi sono composti con il

gruppo perossido -O-O- (H2O2, Na2O2).

- H ha sempre +1 tranne che con metalli (-1)

- Gli elementi dei gruppi Ia Iia e IIIa hanno rispettivamente numero di ossidazione +1,+2 e +3.

- Il numero di ossidazione non può essere superiore al numero del gruppo di appartenenza

- La somma dei numeri di ossidazione in un composto è pari alla carica del composto (zero se il

composto è neutro)

I composto con elementi con numero di ossidazione basso sono buoni riducenti (possono essere ossidati

fino al massimo numero di ossidazione) e viceversa. 11

Polarizzabilità: tendenza a distorcere una nube elettronica quando essa è distorta da una carica

polarizzante, più un atomo è grosso più è polarizzabile (visto che gli elettroni più esterni sono più distanti

dal nucleo).

E legame tra legami semplici e multip