Chimica generale e inorganica

N

● per i composti: fornisce anche i rapporti quantitativi tra i diversi atomi,

indicando nella formula, al pedice, gli indici stechiometrici.

- formula molecolare: è esclusiva delle specie molecolari. descrive la composizione

atomica della molecola

- formula ionica: esclusiva di ioni poliatomici e composti ionici. esprime la

composizione dello ione poliatomico.

- formula di struttura: sfrutta i simboli di Lewis. indica come sono legati gli atomi tra

loro, la disposizione di essi ed il tipo di legame che li unisce.

la massa atomica relativa dei nuclidi

la massa di ciascun nuclide viene espressa in rapporto a quella di un nuclide di riferimento, il

12 12

nuclide C, la cui massa è posta uguale a 12. Nel nucleo del C sono contenuti 6 protoni e

6 neutroni che hanno singolarmente la stessa massa. se si considera la massa degli

elettroni esterni trascurabile allora si può pensare che la massa relativa di ogni protone ed

elettrone sia pari ad 1. E’ dunque possibile considerare il numero di massa del nuclide

12

uguale alla massa atomica. le differenze decimali delle masse atomiche relative al C

differiscono dal numero di massa del nuclide perché la massa di protoni e neutroni non è

esattamente la stessa nei nuclei dei vari nuclidi, ma varia un po’ a causa della diversa

energia di legame fra i componenti del nucleo emessa all’atto di formazione del nucleo 2

stesso. 3

4

5

la mole

la mole permette di fare previsioni sul decorso quantitativo delle reazioni chimiche in

condizioni reali. La massa in grammi di una mole di qualsiasi specie chimica corrisponde

numericamente al peso atomico, peso formula o peso molecolare in u.m.a della stessa

specie. questo perché una mole di qualsiasi specie chimica contiene lo stesso numero di

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unità chimiche elementari, ovvero 6 x 10 .

n.b la mole è l’unità di misura della grandezza quantità di sostanza.

struttura elettronica degli atomi

Con questo termine si intende l’insieme dei vari possibili stati di moto permessi dell'elettrone

nell’atomo, nello spazio circostante il nucleo. Il moto dell’elettrone nell’atomo è

comprensibile attraverso principi e leggi universali i quali sono riuniti nella teoria della

meccanica ondulatoria, la cui equazione fondamentale è l’equazione di Schroedinger. Essa

viene applicata all’atomo di idrogeno e fornisce le funzioni matematiche che descrivono gli

stati di moto dell'unico elettrone in quell’atomo e le energie ad essi associate.

Fino alla metà dell’800 vigeva l’idea che la materia

fosse costituita da piccolissime particelle indivisibili,

gli atomi, particelle neutre e formate da materia omogenea.

alla fine dell’800 thomson scoprì l’elettrone e ipotizzò

una teoria basata sul “modello a panettone”,

la quale pensava l’atomo come una massa di

carica positiva nella quale erano conficcati piccoli

elettroni in modo tale da rendere l’atomo elettricamente

neutro.

agli inizi del 1900 Rutherford fece collidere delle particelle alfa, ovvero dei nuclei di elio, su

una sottilissima pellicola d’oro metallico. Lo scienziato si aspettava che tutte le particelle lo

attraversassero inalterate o con piccole

deviazioni. Questi risultati portarono il

chimico ad ipotizzare la teoria secondo la

la quale la massa dell’atomo è concentrata

in un piccolissima porzione, il nucleo, con

carica positiva, responsabile della

deviazione. infine abbiamo il modello

atomico di Bohr. Lo scienziato utilizza

un modello planetario dell’atomo dove gli

elettroni descrivono orbite circolari intorno al

nucleo. Furono dunque definiti dei postulati:

1. l’elettrone, una particella negativa, è soggetto ad un’accelerazione centripeta, esso

non emette energia sotto forma di radiazione elettromagnetica quindi la sua energia

rimane costante nel tempo e diversa da stato stazionario a stato stazionario.

2. all’elettrone sono permesse solo certe orbite.

3. l’atomo emette energia sotto forma di radiazione elettromagnetica solo in seguito

all'eccitazione dell’elettrone da uno stato stazionario fondamentale a uno con energia

maggiore.

Bohr riuscì a prevedere le energie degli stati stazionari dell’elettrone nell’atomo più semplice,

l’idrogeno. questa teoria applicata anche al più piccolo atomo polielettronico, l’elio, risulta 6

inadeguata in quanto i due elettroni oltre ad essere soggetti al campo di potenziale del

nucleo sono soggetti a repulsione reciproca, è evidente perciò l’introduzione di una

meccanica nuova, la meccanica ondulatoria.

principio di indeterminazione di heisenberg

secondo la fisica classica, conoscere il moto di un corpo significa conoscere in ogni istante

contemporaneamente la sua posizione e la sua velocità. Lo scienziato scopre che per le

particelle con masse a livello atomico ciò non è possibile. la conseguenza di questo principio

è che tanto è maggiore l’accuratezza con la quale si misura una delle due grandezze, tanto

maggiore sarà l’errore associato all’altra in una misura contemporanea. Nel caso

dell’elettrone nell’atomo è possibile dimostrare che la perturbazione indotta

dall’osservazione sulla sua posizione e sulla sua velocità rende le due grandezze

indeterminabili contemporaneamente con accuratezza.

teoria di De-Broglie

gli elettroni sono da sempre soggetti anche ad un altro fenomeno tipicamente ondulatorio, la

diffrazione. La propagazione di un fascio di elettroni comporta la propagazione di un sistema

di onde, dette onde di De Broglie. Ulteriori successivi esperimenti provarono che questa

natura dualistica è una caratteristica di qualunque corpo in massa. Il moto di qualunque

particella è accompagnati dalla propagazione di un’onda. Per il moto dell’elettrone all’interno

dell’atomo è stato perciò necessario sostituire alle leggi della meccanica classica alcune

leggi di meccanica ondulatoria.

l’equazione di schroedinger

essa permette di ottenere funzioni matematiche delle coordinate dello spazio che forniscono

informazioni sull’energia e sulla posizione dell’elettrone nei vari possibili stati di modo

quantizzati ad esso accessibili. Questi istanti di moto sono detti stati stazionari e in ciascuno

di essi l’energia dell’elettrone è costante. Questa equazione è risolvibile solo per l’atomo

d’idrogeno o per altri sistemi idrogenoidi che possiedono un solo elettrone.

Nell’equazione di schroedinger applicata all’atomo d’idrogeno l’elettrone è soggetto

esclusivamente al campo di potenziale elettrostatico del nucleo.

esistono infiniti stati di moto permessi all’elettrone nell’atomo d’idrogeno. nonostante ciò

l’elettrone potrà occupare uno stato stazionario di moto alla volta. In primis, se l’elettrone

non viene perturbato attraverso la somministrazione di energia, occuperà lo stato ad energia

minima, che corrisponde alla condizione di massima stabilità.

la funzione d’onda fornisce la probabilità di trovare l’elettrone in un determinato punto.

questa probabilità si chiama densità di probabilità dell’elettrone e assume valori compresi tra

0 e 1. essa però non potrà mai essere uguale ad 1 in quanto questo valore corrisponde alla

certezza assoluta di trovare l’elettrone in un punto cosa che il principio di indeterminazione

viete (N.B il principio di indeterminazione vieta per ciascuno di questi stati la possibilità di

stabilire contemporaneamente la posizione dell’elettrone intorno al nucleo in un certo

istante). il P.I richiede dunque di fare una scelta per la descrizione del moto dell’elettrone:

l’indeterminazione va fatta gravare sulla posizione, questo perché è possibile determinare le

energie dei vari stati di moto dell’elettrone, che sono costanti nel tempo. La posizione

dell’elettrone in ciascuno di questi stati sarà indeterminata. Le funzioni d’onda sono funzioni

matematiche delle coordinate dello spazio. Per segno della funzione d’onda si intende il

segno del valore che la funzione assume calcolata in tutti i punti di una certa zona di spazio

intorno al nucleo. Una volta ottenute dall'integrazione esse sono risultate essere funzioni 7

parametrizzate, cioè contenenti alcuni parametri matematici. Questi parametri sono tre e

sono detti numeri quantici.

abbiamo:

- n, il numero quantico principale, 1<n<infinito. all’aumentare di n aumenta l’energia

dell’elettrone, il che aumenta la probabilità di trovare l’elettrone a distanze maggiori dal

nucleo.

- l, numero quantico secondario, 0<l<n-1. definisce i valori del momento angolare orbitale

che l’elettrone dimostra di possedere. L’elettrone infatti possiede un momento angolare.

Esso mostra proprietà sia ondulatorie che corpuscolari a seconda delle condizioni. L

determina i valori di una proprietà che è legata al moto dell’elettrone intorno al nucleo. a

valori diversi di L corrisponde una diversa forma della distribuzione di densità di probabilità

dell’orbitale. dal valore di L corrisponde il nome dell’orbitale:

● l=0 allora orbitali s

● l=1 orbitali p

● l=2 orbitali d

● l=3 orbitali f

gli orbitali s,p,d,f aventi medesimo numero quantico n hanno pertanto la stessa energia e

vengono detti degeneri.

- m , numero quantico magnetico, -1<m<1. i valori di m forniscono il valore della proiezione

l l

del vettore momento angolare orbitale p nella direzione z di un campo magnetico esterno.

- m , +1\2 oppure -1\2

s

per determinare le funzioni che descrivono il moto degli elettroni in un qualsiasi atomo che

possegga due o più protoni nel nucleo occorre utilizzare l’equazione di schroedinger. per

utilizzarla però è necessario impostare un’equazione di schroedinger per ciascun elettrone e

considerarlo sottoposto ad un campo di potenziale generato unicamente da un nucleo fittizio

la cui carica elettrica positiva, detta carica nucleare effettiva Z è inferiore a quella reale

eff

data dal numero di protoni Z nel nucleo. E’ possibile determinare il valore di questa Z per

eff

ogni elettrone in quanto essa è direttamente proporzionale all’energia richiesta per estrarre

l’elettrone dall’atomo. Il risultato dell’operazione è che gli orbitali ottenuti sono detti

idrogenoidi perchè sono dello stesso tipo e hanno la stessa forma di quelli visti per l’atomo

d’idrogeno, rispetto all’idrogeno ci sono però importanti differenze rigua