File di ripasso per orale di Chimica generale e inorganica

Movimento dell'elettrone e numeri quantici

Il movimento dell'elettrone avviene in tre dimensioni, per cui la soluzione accettabile dell'equazione deriva dalla combinazione di tre costanti: i numeri quantici.

Tipi di numeri quantici

• N, numero quantico principale, ci dà l'energia dell'orbitale e la distanza elettrone-nucleo. Da 1 a infinito.
• L, numero quantico angolare, ci dà la forma dell'orbitale e riesce a farceli distinguere. Da 0 a N-1.
• M, numero quantico magnetico, ci dà l'orientamento nello spazio. Da -1 a 1.
• MS, numero quantico di spin, ci dà il verso di rotazione dell'elettrone attorno al proprio asse e può essere antiorario e orario.

Ogni funzione d'onda viene chiamata orbitale. Quest'ultimo è una zona dove è possibile che un elettrone si trovi. A definirne la forma, la dimensione e l'orientamento sono proprio i numeri quantici. In un solo orbitale si possono trovare solamente due elettroni: uno che ruota in senso orario e l'altro che ruota in senso antiorario. Ogni orbitale è costituito da livelli energetici che dipendono dal numero quantico principale e descrivono l'energia dell'orbitale e da sotto livelli che descrivono la forma dell'orbitale e dipendono dal numero quantico secondario.

Per convenzione: L=0 orbitale S, L=1 orbitale P e così via. Gli elettroni di un atomo tendono ad occupare gli orbitali disponibili in ordine di energia crescente, a partire dall'orbitale con energia minore. Siccome non si possono disporre tutti gli atomi nel primo livello di energia, Pauli formulò il principio di esclusione: in un solo orbitale possono trovarsi due elettroni con valore di MS opposto. Se due elettroni hanno lo stesso valore di spin si dicono a spin parallelo, altrimenti a spin antiparallelo. Gli orbitali con stesso valore di N hanno tutti la stessa energia e vengono chiamati orbitali degeneri.

Tavola periodica

Alla fine dell'Ottocento Mendeleev intuì delle proprietà periodiche degli elementi e costruì così la prima tavola periodica. Egli fu in grado anche di prevedere l'esistenza di alcuni elementi non ancora scoperti grazie alla periodicità delle proprietà. L'attuale tavola periodica è così costituita:

• Otto gruppi in cui si trovano gli elementi con stessi elettroni di valenza.
• Sette periodi in cui si trovano gli elementi con lo stesso numero quantico N. Il periodo più corto contiene due elementi mentre quello più lungo 32.

Essa può essere suddivisa in quattro blocchi:

• Blocco S: elementi che riempono l'orbitale NS che sono metalli alcalini e alcalino terrosi.
• Blocco P: elementi che riempono l'orbitale NP che sono i restanti.
• Blocco D: elementi che riempono l'orbitale ND che sono gli elementi di transizione.
• Blocco F: elementi che riempono l'orbitale NF che sono i lantanidi e attinidi.

È importante considerare che l'elio ha le stesse caratteristiche dei gas nobili anche se non possiede tutti gli elettroni, mentre l'idrogeno ha tutte le altre proprietà rispetto al gruppo in cui si trova. I gas nobili sono particolarmente stabili in quanto hanno gli orbitali esterni tutti pieni e quindi seguono la regola dell'ottetto.

Proprietà degli elementi

Il raggio atomico corrisponde alla metà della distanza tra i nuclei di due atomi adiacenti fra loro. Questa proprietà aumenta dall'alto verso il basso perché aumenta N, ovvero gli elettroni di valenza si trovano a una distanza sempre maggiore dal nucleo; mentre diminuisce da sinistra a destra poiché vi è un aumento della carica nucleare e quindi diminuisce.

L'energia di ionizzazione consiste nell'energia necessaria per allontanare un elettrone esterno da un atomo, allo stato gassoso, in modo da produrre uno ione positivo. L'energia richiesta per allontanare il primo elettrone è detta energia di prima ionizzazione, quella per allontanare il secondo detta energia di seconda ionizzazione. Questa proprietà aumenta da sinistra a destra perché la carica nucleare aumenta al crescere del numero atomico e alla diminuzione delle dimensioni atomiche; mentre diminuisce dall'alto verso il basso poiché aumenta il numero quantico N e quindi la distanza dal nucleo.

L'affinità elettronica è definita come l'energia liberata da un atomo allo stato gassoso per formare uno ione negativo. Elevati valori negativi indicano un'elevata tendenza ad assumere elettroni. Questa proprietà aumenta da sinistra a destra e diminuisce dall'alto verso il basso.

Il carattere metallico diminuisce da sinistra a destra e aumenta al crescere del peso atomico lungo lo stesso gruppo; diminuisce all'aumentare del numero di ossidazione. La maggior parte di elementi sono metalli, ovvero sostanze solide con una buona conducibilità elettrica e termica, malleabili e duttili e che possono essere presenti in soluzione acquosa come ioni positivi. Essi tendono a cedere gli elettroni.

I non metalli conducono male sia l'elettricità che il calore e occupano i gruppi a destra della tavola periodica. Possono esistere in soluzione acquosa come ioni negativi oppure positivi solo se accoppiati con qualche altro elemento. I semimetalli hanno sia proprietà metalliche che non.

L'elettronegatività è la capacità di un atomo di attrarre a sé gli elettroni di legame. Questa proprietà aumenta da sinistra a destra e diminuisce dall'alto verso il basso.

Teoria VSEPR e geometria molecolare

La struttura di una molecola è determinata dall'esigenza di rendere minime le repulsioni elettrostatiche tra le nuvole di cariche delle coppie elettroniche condivise e non. Questo è descritto dalla teoria VSEPR. La geometria di una molecola dipende dall'orientazione degli orbitali che si sovrappongono per formare dei legami. Le coppie di elettroni si dispongono più lontane possibile dando origine a delle geometrie caratteristiche che dipendono dal numero delle coppie. Le forme molecolari fondamentali sono la forma lineare, la forma planare trigonale, la tetraedrica, la bipiramidale trigonale e la ottaedrica. I fattori che influenzano l'angolo di legame sono i doppi legami che aumentano l'elettronegatività e le coppie solitarie di elettroni che si respingono ancora di più. Quando si ha uno sbilancio netto di elettronegatività si dice che la molecola sia polare. Questo perché un'estremità acquista una carica parziale positiva e l'altra una carica parziale negativa. Le due cariche costituiscono il dipolo elettrico e il legame è chiamato legame polare.

Legami chimici

Un legame chimico si forma quando si stabiliscono delle interazioni tra atomi, per formare delle molecole energicamente più stabili, diminuire l'energia del sistema e raggiungere l'ottetto (ovvero la configurazione elettronica dei gas nobili). Gli elementi dei primi gruppi della tavola periodica perdono gli elettroni assumendo la struttura elettronica del gas nobile che li precede mentre gli elementi del sesto e settimo gruppo tendono ad acquistarli anch'essi per raggiungere l'ottetto. Fanno eccezione l'elio che ha due elettroni di valenza e metalli di transizione che possono espandere il loro ottetto ospitando fino a 18 elettroni di valenza.

Forze intramolecolari

Forze intramolecolari, ovvero interne alla molecola (legame ionico, covalente). Influenzano le proprietà chimiche. Il legame ionico è il legame tra un metallo e un non metallo. Quest'ultimo infatti riceve gli elettroni dal metallo, ed entrambi completano l'ottetto formando un solido ionico. Essendo presenti degli ioni, questi composti possono condurre corrente sia allo stato fuso che in soluzione. Inoltre, i composti ionici hanno elevate temperature di fusione e di ebollizione e si rompono senza deformarsi.

Il legame covalente è la condivisione di una o più coppie di elettroni e non metalli in modo che ciascun atomo raggiunga l'ottetto. Quando due atomi si avvicinano ci sono delle interazioni elettrostatiche attrattive e repulsive. Il nucleo di un atomo inizia ad attrarre a sé gli elettroni dell'altro, si forma un equilibrio tra le forze di attrazione e repulsione e si forma il legame. Esso proviene dalla sovrapposizione di due orbitali atomici di atomi diversi che formano un unico orbitale che può contenere fino a due elettroni con spin antiparallelo. Più i legami sono sovrapposti e più saranno stabili. Tra i legami covalenti abbiamo il legame sigma, ovvero la sovrapposizione lungo l'asse internucleare, ed è formato dalla combinazione di due orbitali di tipo S, due PX oppure di un orbitale S e P. E poi abbiamo anche il legame Pi greco, ovvero la sovrapposizione laterale degli orbitali ed è formato dalla combinazione di due orbitali di tipo PY e PZ e avviene su due zone che si trovano rispettivamente sopra e sotto la congiungente dei due nuclei. Essendo l'orbitale una funzione d'onda che può assumere valori positivi e negativi, il legame si può formare soltanto tra zone con funzione d'onda dello stesso segno. Gli orbitali S non avendo assi di simmetria hanno sempre valore positivo mentre quelli P possono essere sia positivi che negativi.

Secondo la teoria del legame di valenza, gli orbitali atomici nella formazione dei legami sono in realtà la sovrapposizione di orbitali atomici dello stesso atomo, ovvero orbitali ibridi. Abbiamo cinque tipi di ibridazione: SP, SP², SP³, SP³D, SP³D². I metalli costituiscono i 2/3 della tavola periodica; hanno una struttura cristallina solida e compatta; hanno una bassa energia di ionizzazione e affinità elettronica; alta densità, conducibilità e temperatura di ebollizione. Essi mettono in comune i loro elettroni di valenza in un "mare di elettroni" uniformemente distribuito che tiene uniti gli ioni metallici. Gli elettroni di valenza sono quindi delocalizzati.

Forze intermolecolari

Forze intermolecolari, ovvero tra le molecole (ione-dipolo, dipolo-dipolo, London). Influenzano le proprietà fisiche. Secondo la legge di Coulomb, all'aumentare del calore le interazioni elettrostatiche sono più forti mentre all'aumentare della distanza fra le cariche sono più deboli. Le forze ione-dipolo avvengono quando uno ione positivo interagisce con una molecola polare venendo attratto dal polo negativo del dipolo. Questo fenomeno spiega la solvatazione, ovvero le molecole del soluto sono circondate e portate in soluzione dalle molecole del solvente. L'interazione dipolo-dipolo avviene in presenza di un momento dipolare permanente, ovvero delle attrazioni tra l'estremità positive di una molecola e quelle negative di un'altra. In questo caso, le molecole devono essere molto vicine tra loro. Maggiore è il momento e maggiori sono le forze dipolo-dipolo. Il legame idrogeno si forma quando un atomo di idrogeno è legato ad atomi piccoli e molto elettronegativi: O, F, N.