Appunti esame parziale 1 Chimica inorganica

La definizione delle formule chimiche

La massa molare (M) è definita come il rapporto tra la massa (m) e il numero di moli (n) di una sostanza. Le formule chimiche sono un modo schematico per indicare un composto puro. Esistono diversi tipi di formule: - Formula minima o empirica: definisce quali elementi sono presenti nel composto e i rapporti minimi in cui si trovano. - Formula molecolare: definisce quali elementi sono presenti nel composto e il numero esatto di atomi indicati dal pedice stechiometrico in basso a destra. - Formula di struttura: fornisce informazioni su come gli atomi sono legati tra loro. - Formula scheletrica: indica la disposizione degli atomi. È importante conoscere non solo i legami presenti, ma anche come gli atomi sono disposti, poiché due molecole con la stessa formula molecolare possono avere diverse formule di struttura e scheletriche. Questo significa che due molecole possono avere lo stesso numero di atomi degli stessi elementi, legati allo stesso modo, ma la loro diversa disposizione può rendere le due molecole completamente diverse.per completare un ciclo completo di oscillazione.• frequenzaf = = numero di cicli completati in un secondo.• velocità di propagazionev = = velocità con cui l'onda si propaga nello spazio.• direzione di propagazioned = = direzione in cui l'onda si propaga.• polarizzazione = orientamento del campo elettrico rispetto alla direzione di propagazione.

per percorrere un’oscillazione completa

Frequenza f = Numero di oscillazioni in un’unità di tempo (secondo)

f*ℓ = c = velocità della luce = 300.000 km/s

L’insieme delle radiazioni elettromagnetiche (luce per esempio) di diverse lunghezze d’onda, può generare L’insieme delle radiazioni monocromatiche (stessa frequenza) è detto spettro. Il visibile ha lunghezza d’onda dai 700 ai 600 nm.

La due onde che hanno diverse lunghezze d’onda, proprio come nell’esempio del mare con le due aperture aventi dimensioni pari alla lunghezza d’onda, le onde si propagano circolarmente e possono incontrarsi e sommarsi in modo costruttivo (massimo incontra un massimo), o distruttivo (massimo incontra un minimo e si annullano). Questo avviene anche nelle onde sonore per esempio, infatti costruivano gli an teatri propri tenendo conto di questo aspetto per migliorarne l’acustica.

Nel XIX secolo,

Planck fu il primo ad ipotizzare che la luce era formata da fotoni, corpo nero. Attraverso l'esperimento del corpo incandescente che emette radiazione propria, messo al buio per eliminare le radiazioni esterne, si notò che il grosso dell'energia rientrava nella fascia dal micron in giù, negli infrarossi e non nel visibile. Da qui si pensò che le onde fossero formate da quanti di energia e si formulò la costante di Planck h=6,2*10^-34 J. Effetto fotoelettrico: Einstein spiegò l'effetto fotoelettrico ipotizzando che la luce fosse composta da quanti di energia, i fotoni. Sparando una radiazione elettromagnetica sulla superficie metallica, questa emette elettroni solo se l'energia del quanto è maggiore di quella di estrazione. Per liberare un elettrone dall'atomo è necessario fornirgli un valore di energia maggiore di E0 (valore sotto il quale non emette elettroni). Emissione atomica: Fornendo calore ad un sistema

costituito da atomi di idrogeno, questo spettro emette radiazioni elettromagnetiche. L'insieme di queste è detto emissione. Da esso si nota che un elemento ha uno spettro che si forma solo per determinate frequenze. Da qui, Bohr nel 1913 ipotizza che l'elettrone orbite, aventi una certa energia. Esso dunque non si schianta sul nucleo esiste un'orbita minima perché sotto la quale non può scendere.

En= -RH *1/ n²

Grazie a questo modello, si poteva interpretare lo spettro dell'idrogeno, e si nota che solo alcune frequenze erano emesse ad ogni salto energetico, ovvero da un'orbita all'altra.

Dualismo onda particella

Louis De Broglie ipotizza nel 1905, che l'elettrone possa comportarsi come un'onda. Secondo questa ipotesi, l'elettrone può avere solamente determinate orbite, perché l'onda non deve mai incontrare se stessa. Per cui si può realizzare un'onda

stazionaria. Questa ipotesi coincideva con i livelli energetici di Bohr. Da ciò emerge che sia la luce che la materia hanno duplice natura onde e particelle, per cui λ = h/mf. Per verificare che l'elettrone si comporta come un'onda, si deve verificare il fenomeno di diffrazione, ed è stato possibile verificarlo tramite un esperimento su una lamina di alluminio, dove si poteva osservare come gli elettroni si distribuissero in certe orbite.

Principio di indeterminazione di Heisenberg: Ipotizza, se voglio confinare un'onda in uno spazio ristretto (pacchetto d'onda), devo combinare più frequenze per ottenere una singola onda. Non si conosce la traiettoria, ma si stabiliscono dei limiti entro i quali si può stabilire velocità e posizione.

In meccanica quantistica il moto dell'elettrone intorno al nucleo non ha una traiettoria definita. Invece, la sua posizione e velocità possono essere indicate in modo

probabilistico secondo leѱ, di probabilità:Funzione d’onda de nisce l’ampiezza probabilità ditrovare l’elettrone, ha un segno e si può sommare o sottrarre per generareinterferenze.

ѱ^2, densità di probabilità:Funziona d’onda de nisce la probabilità ditrovare l’elettrone in un certo punto dello spazio.di ShrodingerL’equazione descrive l’onda, l’oscillazione di probabilitàdell’elettrone: il risultato sono possibili moti che compie l’elettrone.

fi fi ff fi fi fi fi fiFunzioni Orbitali:I risultati dell’equazione di Shrodinger sono possibili diverse funzioni d’ondaper l’elettrone che orbita intorno al nucleo. Queste funzioni sono dettequattro numeri quantici,funzioni orbitali e sono descritte da chede niscono la distribuzione di probabilità dell’elettrone, e il quarto, il suonumero di spin.

I numeri quantici sono:• n = numero quantico principale.

1 < n < ∞• l = numero quantico angolare. Aumenta all’aumentare di n. 0 < l < (n-1)• m = numero quantico magnetico. -l < m < l• ms = numero quantico di spin. -1/2 < ms < 1/2

Il numero quantico principale determina l’energia associata all’orbitale e le sue dimensioni, la distanza dell’elettrone dal nucleo.

La forma dell’orbitale è definita dal numero quantico angolare l (s,p,d,f) che ne determina l'orientazione, mentre quello magnetico determina la sua orientazione nello spazio.

Gli orbitali non possono essere osservati sperimentalmente, sono funzioni matematiche, ma può essere osservata la densità elettronica. Due funzioni orbitali che hanno la stessa energia sono dette degeneri.

Gli orbitali sono rappresentati con delle superfici che contengono circa il 90-95% di probabilità di trovare l’elettrone. Gli orbitali p e d si rappresentano in modo più allungato degli s, che sono sferici.

Oltre agli orbitali s, p e d, con n=4 ci sono sette

orbitali f (con l=3). Nell'1s, il valore di massima densità di probabilità si ha con a0, il raggio di Bohr, la sua densità elettronica è nita sul nucleo. Nel 2s, nei punti in cui super cie nodale. r=2a0, la densità di probabilità e nulla, ovvero una Gli orbitali p hanno un piano nodale nell'asse passante per il nucleo. sovrappongono e si compenetrano. Le densità elettroniche si C'è compenetrazione non solo tra orbitali dello stesso strato, ma anche tra strati diversi. Gli orbitali s sono i più penetranti, e anche con un numero n più elevato, l'elettrone può essere più vicino al nucleo di quanto non lo sia quello di un orbitale p dello stesso strato. spin elettronico Lo è una proprietà angolare intrinseca di ogni particella come elettroni, neutroni e protoni. Queste particelle si comportano come piccoli dipoli magnetici, piccole calamite, ed è se ruotassero

su se stesse. Per ciascun elettrone sono possibili due stati di spin, legati dal numero magnetico m, e possono essere +1/2 o -1/2. Questo non caratterizza direttamente la probabilità di trovare un elettrone ma ne definisce lo stato magnetico. Alcune proprietà magnetiche possono dipendere dallo stato di spin.

Principio di esclusione di Pauli: in un atomo non possono esistere due elettroni con tutti e quattro i numeri quantici uguali.

Regola di Hund: due o più elettroni che occupano due orbitali degeneri si distribuiscono in più orbitali possibili, possibilmente a spin parallelo.

Riempimento degli orbitali, configurazione elettronica atomi.