Appunti esame Chimica inorganica

GLI ORBITALI

Nel modello di Bohr c’è un numero quantico; le soluzioni dell’equazione di shrodinger per l’atomo di

idrogneno sono caratterizzati da tre numeri quantici

n: numero quanti principale, valori positivi, 1,2,3…

l: numero quantico azimutale; varia tra 0 e n-1; ai valori corrisponde un orbitale 0=s; 1=p; 2=d; 3=f

m: numero quantico magnetico, varia tra -l e +l, 0 incluso

ms: numero quantico di spin: ha valore +-1/2; l’elettrone si comporta come se ruotasse su se stesso intorno

a un asse, dando origine al campo magnetico la cui direzione dipende da quella dello spin

Per l’idrogeno e gli idrogenoidi l’energia delgi orbitali dipende solo dan; quando occupa l’orbitale 1s si dice

che è nel suo stato fondamentale.

-In presenza di un campo magnetico se lo spin del nucleone è allineato parallelamente al campo magnetico

esterno, il momento magnetico nucleare è in armonia con il campo magnetico esterno, riducendo l'energia

del sistema.

-Se lo spin nucleare è antiparallelo rispetto al campo magnetico esterno, il momento magnetico sarà contro

il campo, comportando un'energia leggermente maggiore; porta a una minore interazione favorevole tra il

momento magnetico nucleare e il campo magnetico esterno.

Principio esclusione di pauli: due elettroni in uno stesso atomo non possono essere caratterizzati dagli

stessi quattro numeri quantici, ogni orbitale è caratterizzato da tre numeri quantici e l'ultimo può assumere

solo due valori.ogni orbitale può contenere solo due elettroni e questi devono avere spin opposti

contribuiscono alla maggiore energia degli orbitali p rispetto agli orbitali s:

-forma orbitali: s sono sferici e la loro densità di probabilità è massima vicino al nucleo. Gli orbitali p,

hanno una forma più complessa e presentano nodi, regioni in cui la probabilità di trovare l'elettrone è nulla.

La distribuzione di probabilità più estesa degli orbitali p significa che gli elettroni in orbitali p trascorrono

più tempo a distanze maggiori dal nucleo rispetto agli elettroni in orbitali s.

-effetto dello schermo: Gli elettroni negli orbitali p sperimentano uno schermo meno efficace rispetto a

quelli negli orbitali s. Lo schermo si riferisce alla riduzione della forza di attrazione tra gli elettroni esterni e

il nucleo a causa della presenza di altri elettroni. Gli orbitali p, essendo più estesi, forniscono uno schermo

meno efficace rispetto agli orbitali s.

-penetrazione: Gli orbitali p penetrano meno efficacemente la regione interna dove si trova il nucleo

rispetto agli orbitali s. La minore penetrazione degli orbitali p contribuisce a una maggiore interazione con

il nucleo e quindi a un'energia più elevata.

Principio aufbaus: gli orbitali a più bassa energia si riempioni per primi, seguendo l’ordine crescente dei

numeri quantici primcipali o azumutale 4

 - Gli orbitali s

1s,2s,3s sferici.

Gli orbitali sono orbitali Con l’aumentare di n, aumenta il raggio

dell’orbitale e l’energia dell’elettrone che lo descrive.

asintotica.

Nell’orbitale 1s, il grafico è

Nell’orbitale 2s, il grafico nel punto in cui passa per 0, è zero sia la parte radiale che angolare, quinidi in quel punto

non ci sono elettroni

- Gli orbitali p Gli orbitali p hanno 3 orientamenti diversi nello spazio; è formato da tre orbitali

px,py,pz 6 elettroni.

ed è saturo con Il nucleo dell’atomo si trova nell’intersezione

degli assi.

- Gli orbitali d 5 orientamenti

Gli orbitali di tipo d, hanno diversi nello spazio.

saturo con 10 elettroni

Anche queste hanno forma a goccia. Il sottolivello d, è

- Gli orbitali f 7 orientamenti

Gli orbitali di tipo f, hanno diversi nello spazio;

saturo con 14 elettroni

il sottolivello f è

nel caso di orbitali degeneri, la configurazione a energia minore è quella massimizza il numero di

Regola di hund:

elettroni con lo stssso spin; il princpio deriva dal fatto che gli elettroni si respingono tra loro e metterli in orbitali

diversi permette di tenerli più distanti tra loro che se occupassero lo stesso orbitale. Se un sottolivello è semipieno è

favorevole dal punti di vista energetico

STORIA DELLA TAVOLA PERIODICA

Prime numerazioni erano in base alla massa: mendelev fece previsioni su elementi che non erano già stati scoperti.

Nel 1923 Moseley, osservo con l’emissione di raggi X da elementi bombardati con elettroni sviluppa il concetto di

numero atomico e lo associa al numero di protoni nel nucleo: frequenza radiazione emessa è legata a un numero che

aumenta di un unita per ogni elemento succ. della tavola periodica. La tabvla periodica viene ordinata per numero

atomico invece che per massa atomica numero atomico Z,

forza di attrazione degli elettroni verso il nucleo dipende dal ma anche

Carica nucleare effettiva:

repulsione degli altri elettroni;

dalla gli elettroni esterni sentono una carica nucleare minore di quella reale perchè

schermata da quelli interni. (s costante di schermo). Per calcolare la costante di schermo si usa

Zeff = Z - S

di Slater:

l’approssimazione

0 se n > n1 ; 0,35 se n = n1 ; 0,85 se n = n1-1 ; 1 se n < n1-1 . Zeff cambia in maniera più marcata se ci si

sposta lungo il periodo per gli ioni idrogenoidi la forza di attrazzione esercitata dal

L’effetto di Zedd sull’energia degli orbitali:

nucleo sull’elettrone aumenta all’aumentare di z

orbitali 2p hanno energia maggiore del 2s; il 2s ha una densità di probabilita di trovare l’elettrone molto

vicino al nucleo maggiore di 2p, per cui un elettrone che lo occupi è meno schermato dagli elettroni 1s di

quanto non sarebbe se occcupasse 2p: l’elettrone 2s sente una carica nucleare effettiva maggiore; il 2s ha 5

 energia minore rispetto al 2p. Il nucleo ha una forte attrazione quindi

più lontani risentono di meno.

quelli quando due atomi uguali formano una molecola si

Raggio atomico:

avvicinano tra loro fino a una distanza d.

1/2 d è il raggio atomico di legame/covalente. Per i metalli si usa la metà

della distanza tra due atomi nel metallo solido; per il carboio di considera

la distanza C-C nel diamante. lunghezza del legame tra due atomi diversi è spesso vicina alla

Raggio atomico di legame (raggio covalente):

somma dei raggi atomici di legame dei due elementi coinvolti

distanza minima alla quale si avvicinano due atomi dello stesso

Raggio atomico di non legame (di van Der waals):

senza formare un legame

tipo (non si parla di una distanza minima durante una collisione, dipende dall’energia con

cui si avvicinano.)

Nel modello molecolare mostra gli atomi come sfere di raggio uguale a quello di van Der waals, mentre

space filling

la distanza tra i centri è data dalla somma dei raggi atomici

aumenta lungo un gruppo (gli elettroni esterni occupano orbitali sempre piu lontani dal

Raggio atomico di legami:

diminuisce lungo un periodo

nucleo) e (gli elettroni nello stesso strato non si schermano gli uni con gli altri, quindi

carica nucleare effettiva aumenta e raggio si contrae). Questo andamento è legato al valore di zeff e al fatto che

passando da un livello all altro mettiamo elettroni in orbitali più espansi catoni

gli elettroni vengono sempre tolti dagli orbitali + esterni o aggiunti a essi; i sono sempre più

Raggi ionici: anioni

piccoli degli atomi da cui originano e gli sempre più grandi

costituita da un gruppo ioni che hanno lo stesso numero di elettroni totali; se il numero di

Serie isoelettriche:

elettroni è costante allora il raggio iionico diminuisce a mano a mano che cresce la carica nucleare. Neon 10 elettroni,

per rendere isoelettrico anche il magnesio che ha 13 elettroni, diventa Mg3+

energia minima necessaria per rimuovere un elettrone dallo stato fondamentale dell atomo

Energia di ionizzazione: prima

o ione allo stato gassoso. L’energia di ionizzazione è l’energia necessaria per strappare il primo elettrone

seconda

dall’atomo neutro. Ho creato in questo modo uno ione positivo; diventa di ionizzazione se prendo un altro

ione. periodo gruppo

Lungo il l’energia di ionizzazione a destra); Lungo il l’energia

aumenta (sinistra diminuisce (alto

verso basso): passando da un periodo al successivo l'elettrone più esterno occupa un livello più distante dal nucleo e

quindi è meno trattenuto. Se prendo ossigeno e azoto, nell’ossigeno c’è l’inserimento di 2 elettroni nello stesso

orbitale;; è responsabile della diminuzione dell energia di prima ionizzazione dell ossigeno.

la repulsione

L’andamento dell’energia lungo un periodo è correlato con quelle di Zeff; è più difficile strappare un elettrone da un

elemento più piccolo perchè è più vicino al nucleo

quando gli elettroni sono rimossi da un atomo per formare un catione, sono

Configurazione elettronica degli ioni: maggiore.

rimossi dagli orbitali occupati aenti numero quantico principale L’ordine di svuotamento degli orbitali

è l’inverso dell’ordine di riempimento: quando riempiamo gli orbitali cambiamo elemento ogni volta, aggiungo

non

elettrone e protone; quando li svuotiamo la carica del nucleo rimane la stessa.

Se c’è piu di un sottolivello occupato con lo stesso n, gli elettroni vengono persi prima dal sottolivello con l maggiore

L’energia di un orbitale dipende da quale atomo lo sto considerando; elettrone è aggiunto a un atomo allo stato

variazione di energia che si osserva quando un

Affinita elettronica:

gassoso quando si trasforma in una mole di anioni monovalenti; è quasi sempre un valore negativo perchè il processo

libera energia: energia che deve essere fornita con segno positivo a uno ione negativo per strappargi il suo elettrone;

gruppo:

Cambia poco quando si scende lungo il si bilanciano la minor interazione con il nucleo con la minor

repulsione tra il nuovo elettrone e quelli gia presenti

Lungo il periodo diventa sempre più affine perchè l’energia è sempre maggiore

IL LEGAME CHIMICO 6

 Il legame chimico si instaura tra gli atomi che vanno a formare una molecola

-metallico: si instaura tra solidi metallici e viene visto come un mare di elettroni in cui sono immersi i

nuclei dei vari atomi e danno vita al solito sovrapponendosi in vari strati. Gli elettroni che formano questo

legame sono de localizzati e non si fermano mai perché il nucleo non ho sufficiente elettronegatività per

tenere stretti.

-legame ionico: si instaura tra due atomi che hanno una differenza di elettronegatività >1,9;

l’elettronegatività è la capacità di un atomo di attrarre a sé gli elettroni di un lega