Chimica inorganica

GLI IONI POLIATOMICI

Gli ioni poliatomici sono gruppi di atomi legati tra loro in possesso di una carica

complessiva di segno positivo o negativo

Quando due ioni monoatomici o poliatomici si combinano tra loro dando luogo ad una

specie neutra il composto formatosi si dice composto ionico

FORMULE DEI COMPOSTI COVALENTI: Combinazione tra due non metalli

Nella formula dei composti covalenti, precede l’elemento che appartiene al gruppo di

numero più basso.

La maggior parte dei composti molecolari deriva dalla combinazione fra due o più

elementi non metallici (CO2, H2O, NH3, CHCl3).

LA TEORIA ATOMICA

1. Conoscere la struttura atomica

2. Disposizione degli elettroni negli atomi (Configurazioni elettroniche)

3. E le loro collocazioni spaziali (orbitali)

La Teoria di Thomson e il modello atomico- 1897

In seguito alla scoperta di cariche positive

e cariche negative costituenti la materia,

nel 1904 il fisico inglese J.J. Thomson, nel

suo modello atomico, ipotizzò che la

carica positiva fosse omogeneamente

distribuita e che gli elettroni fossero

incastonati nell’atomo come “l’uvetta nel

panettone”.

Gli elettroni comuni a tutti gli atomi,

portano carica negativa unitaria (-1) e

hanno massa molto piccola. Ogni atomo

contiene un numero definito di elettroni.

Rutherford (1910) (Modello nucleare dell’atomo)

Bombardando una sottile lamina d’oro con particelle alfa prodotte da una sorgente

radioattiva, Rutherford dimostrò che la maggior parte delle particelle attraversarono la

lamina senza mutare direzione, alcune venivano riflesse indietro ad angoli acuti. Egli

dimostrò che quasi l’intera massa dell’atomo è concentrata in un piccolo spazio al

centro dell’atomo, il nucleo, e che gli elettroni sono posti a grande distanza dal

nucleo.

Caratteristiche:

- Atomo essenzialmente vuoto: poiché le particelle α hanno una massa

notevolmente maggiore rispetto a quella di un elettrone, per passare

indisturbate otre la lamina non devono trovare ostacolo nelle masse dei singoli

atomi di oro. La massa di ciascun atomo d'oro avrebbe dovuto concentrarsi in

una regione particolare: il nucleo.

- Nucleo carico positivamente: il nucleo deve essere 104-105 volte più piccolo di

quello dell'atomo , e deve essere carico positivamente

- Rappresentava il I° modello planetario: dal momento che, in condizioni

ordinarie, la materia è impenetrabile, bisogna supporre che gli elettroni

impegnino comunque, in un qualche modo, la periferia dell'atomo (lo spazio

intorno al nucleo). In prima approssimazione gli elettroni possono essere

immaginati come i pianeti attorno al Sole.

- Atomo elettricamente neutro: il numero degli elettroni, carichi negativamente,

deve essere uguale a quello delle cariche positive presenti nel nucleo, per cui

l'atomo, nel suo complesso, è neutro.

Limiti Non riesce a spiegare la stabilità dell’atomo

Per spiegare l’esistenza dell’atomo occorre un modello che tragga origine da una

nuova fisica basata su principi e postulati diversi da quelli classici:

LA MECCANICA QUANTISTICA o ONDULATORIA Il modello di Bohr:



”Gli spettri di emissione degli atomi sono a righe”

“Spettro Atomico: insieme delle righe spettrali derivanti dall’emissione di energia

provocata dall’interazione delle radiazioni elettromagnetiche con gli atomi à

informazioni dell’organizzazione degli elettroni negli atomi”

Le teorie relative all'energia ed alla disposizione degli elettroni all'interno degli atomi

sono basate su studi sperimentali dell'interazione della materia con le Radiazioni

elettromagnetiche (es. luce visibile), in modo particolare dallo studio degli spettri di

emissione atomica formati da linee o bande impresse su pellicole fotografiche.

LA RADIAZIONE ELETTROMAGNETICA

Maxwell dimostrò che tutte le proprietà

note della luce erano spiegabili attraverso

un insieme di equazioni secondo cui la

luce fosse un’onda elettromagnetica.

La luce visibile è una porzione ristretta

della cosiddetta radiazione

elettromagnetica.

Radiazioni elettromagnetiche: energia

che si propaga nello spazio tramite campi

elettrici e magnetici sinusoidali ortogonali

tra loro e rispetto alla direzione di

propagazione.

Caratterizzate da λ = lunghezza d’onda,

ν = frequenza e ampiezza.

La radiazione elettromagnetica si muove nel vuoto con una velocità c = 3.00 x 108

m/s uguale per tutte le lunghezze d’onda.

L'energia portata da ciascuna radiazione è inversamente proporzionale alla sua

lunghezza d'onda.

Spettri atomici

Ogni elemento ha un suo spettro atomico a righe che lo caratterizza. Gli spettri atomici

sono dunque come un’impronta digitale dell’elemento chimico.

Spettro di emissione: L’insieme delle radiazioni elettromagnetiche di differenti

frequenze emesse quando l’elettrone ritorna allo stato fondamentale

Spettro di assorbimento: Quando la luce bianca passa attraverso degli atomi, la

radiazione trasmessa manca di alcune lunghezze d’onda che vengono assorbite. Ogni

atomo assorbe radiazioni di particolare frequenza d’onda, lasciando passare le

radiazioni di altra frequenza d’onda. Si realizza così uno spettro di assorbimento

caratterizzato dalla presenza di linee scure di assorbimento in corrispondenza delle

lunghezze d’onda delle radiazioni

Modello atomico di Bohr

Osservando gli spettri di emissione e di

assorbimento dell’atomo di idrogeno, nel

1913 il fisico N. Bohr propose un modello

atomico (planetario come quello di Rutherfors)

ad orbite quantizzate.

Nel modello di Bohr l’elettrone non collassa

sul nucleo, ma ruota senza emettere energia

lungo orbite circolari prefissate: gli stati

stazionari

Il modello si basa sui seguenti punti:

1- l’e- percorre solo determinate orbite

circolari quantizzate, nelle quali ruota

senza assorbire né emettere energia

(stato fondamentale) ecco perchéé

non può cadere sul nucleo, come

conseguiva invece dal modello di Rutherford

2- L’ e- assorbe energia solo se essa gli permette di saltare da un’orbita a un’altra

di livello energetico maggiore (stato eccitato);

3- Se l’ e- torna a un livello di energia minore l’atomo emette energia sotto forma

di fotoni;

4- L’energia della luce, emessa o assorbita, è uguale alla differenza di energia

delle due orbite. L’ENERGIA DELL’ELETTRONE PUO’ ASSUMERE SOLO VALORI

BEN DEFINITI

Livelli energetici

Livelli energetici = serie

discontinua di stati che

costituiscono gli atomi

Quando un elettrone passa da

un livello energetico ad un

altro subisce una transizione

emettendo o assorbendo una

quantità d’energia.

L’ipotesi di Bohr sulla

struttura dell’atomo spiega

perchè gli spettri di emissione

degli atomi sono spettri

discontinui e a righe: ogni

riga corrisponde a un ben

determinato valore di energia,

che a sua volta corrisponde alla differenza di energia fra due orbite.

! Nel caso di atomi con più elettroni il modello di

Bohr non risulta essere valido perchè, oltre alle

forze attrattive tra nucleo ed elettroni, sono

forze repulsive dovute

presenti anche

all’interazione elettrone-elettone.

ORBITALI ATOMICI: regione nello spazio nella quale esiste una elevata probabilità di

trovare l’elettrone

Ad ogni orbitale corrisponde un definito livello energetico

Le forme più importanti di tali nubi sono quelle corrispondenti

1. A gli orbitali sferici, s,

2. A quelli bilobati, p

3. Agli orbitali d.

I numeri quantici che descrivono gli orbitali

- Numero quantico principale (n) =1, 2, ... (definisce il livello energetico

permesso (quantizzato) per l’elettrone nell’atomo, può assumere tutti i valori

interi positivi da 1 a + ∞. In pratica però tutti gli atomi conosciuti sistemano i

loro elettroni al massimo in 7 livelli energetici.

- Numero quantico secondario (l) = da 0 a (n-1) (definisce definisce il

momento angolare dell’elettrone nell’atomo e può assumere tutti i valori interi

da 0 a n-1. Determina anche la forma degli orbitali:

l=0 orbitale di tipo s,

l=1orbitale di tipo p,

l=2 orbitale di tipo d

l=3 orbitale di tipo f,

l=4 orbitale di tipo g.

- Numero quantico magnetico (m) = da –l a +l compreso lo 0. (definisce

l’orientazione nello spazio degli orbitali)

ORBITALI S

Possiedono una simmetria sferica per cui la densità elettronica è la stessa

indipendentemente dalla direzione che si considera partendo dal nucleo.

Il primo livello principale contiene un solo sottolivello (1s). L’orbitale 1s è

rappresentato comunemente come una sfera entro cui la probabilità di trovare

l’elettrone è pari al 90%.

ORBITALI P

Corrisponde a una nuvola dotata di due lobi ai lati opposti del nucleo. I lobi sono la

regione di spazio in cui la probabilità di trovare l’elettrone è diversa da zero. I due lobi

sono separati da una regione piana che chiamiamo piano nodale che taglia il nucleo.

La probabilità di trovare l’elettrone nel piano nodale e quindi sul nucleo è nulla.

La densità elettronica di un orbitale p non è la stessa in ogni direzione. Per una data

energia esistono tre orbitali p orientati secondo tre assi perpendicolari: pz, px,

py

ORBITALI D

Numero quantico magnetico ml: indica uno specifico orbitale all’interno del

sottolivello. Gli orbitali di ogni sottolivello differiscono solo per l’orientamento nello

spazio ma non per l’energia. Un sottostrato di numero quantico l sarà costituito da 2l

+ 1 singoli

orbitali di quel

genere. ml può

essere

qualsiasi

numero intero tra –l

e +l

Riassumendo:

Quanti elettroni ci sono in ogni orbitale?

La configurazione elettronica di un ATOMO

Per descrivere la disposizione degli elettroni in un atomo si dà la sua

CONFIGURAZIONE ELETTRONICA, che mostra il numero degli elettroni, indicati da

un esponente, in ciascun sottolivello.

La configurazione si ottiene facilmente se si conosce l’ordine di riempimento dei

sottolivelli. Gli elettroni entrano nei sottolivelli disponibili secondo l’ordine crescente di

energia. Si riempie prima un sottolivello poi si passa al successivo.

Nello stato fondamentale di un atomo multielettronico gli elettroni occupano gli orbitali

atomici in maniera tale che l’energia totale dell’atomo sia la minima possibile

Principio di Aufbau Inserire il numero appropriato di protoni e neutroni nel nucleo

A co