Appunti Chimica: Orbitali, Grandezze Periodiche, Legame Covalente

Atomо di _He atоmi polielettronici

paг di non interaгe - non è peг foгza tгaspurabile

teoгia di Schгodinger - dobbiamo faгe delle appгossimazioni anche se il conteгminio eneгgetico

tanto maggiore è il numero tutto maggior in sue la dissipazione tra il livello eleгico e cedell'accolto

_m^He ^Ekf

m = e^- = m ^p+

per atomi polielettronici

a cui saguo l'atteгione dei _p⁺ e la гepulsione degli altri e^-

es. Z = 3 _{Li^1s 2}

3p^- e^- 2

nodo : questa гispetto l'attrazione dei 3p^-

&aell dei e^-

A paгita di numera quantità cambiare le funziona

All'aumento del numera atomico gli огbitali aumentano

pero il numero depente una peгton attrattivo maggiore

1s 2p 2d 2f

Atomo di He atom o poli elettronico

non può perdipiù risolvere l'eq di Schrödinger

delle approssimazioni anche se il contenuto energetico tanto maggiore e l'appross. tutta maggiori in se

la dis. capacità fra il doppio reale e delle correzioni

ψ_K ≠ E_K = f (m_k) e^-k per atomo poli elettronici

m = e^- = m e^-

P⁺ e ^- perchè l'attrazione dei P⁺ e la repulsione degli altri e^-

es: Z = 3 = LiH₀

3p⁰ e3e^-

n

pseudo: questo risente l'attrazione dei 3p⁰ e dei e^-

A parità di numero quantico cambiano le funzioni

All'aumento del numero atomico gli orbitali aumenta

perchè il nucleo dipartra una forza attrattivo maggiore

s p d 2d f

Regole per il riempimento degli orbitali

• Principio della minima energia
• Principio di esclusione di Pauli
• Regola di Hund o della massima molteplicità

Esiste un 4^o numero quantico che definisce il 2^o principio

• Momento di spin di ciascun elettrone
• L'asse verticale rappresenta l'm_s
• Non è relativo all'orbitale ma all'elettrone
• giace parallelo o antiparallelo all'asse

1. In un atomo non possono esistere 2 elettroni che abbiano tutti e 4 i numeri quantici identici. 2^e di tipo diverso possono assolutamente trovarsi nello stesso orbitale.

Ogni orbitale con massima molteplicità deve contenere 2 elettroni con N opposto

2. Si occupano gli orbitali di pari energia. Gli elettroni singoli sono stabiliti con spin opposto.

La regola che riguarda la distribuzione degli elettroni di pari energia è analogo a quello degli orbitali di numero quantico principale successivo.

3. Gli elettroni si dispongono negli orbitali posizionati con minori r azione centrale, cioè il livello contenente 136000

• Configurazione elettronica - 1s¹
• 3^e dell’orbitale 1s e 1^o a lie in de

He Z = 2 1s² - si riempiono gli orbitali caratterizzati da n = 3 nella configurazione che rappresenta e distribuzione della stato fondamentale

B Z = 5

1s² 2s² 2p¹

C Z = 6

1s² 2s² 2p²

N Z = 7

1s² 2s² 2p³

O Z = 8

1s² 2s² 2p⁴

F Z = 9

1s² 2s² 2p⁵

Ne Z = 10

1s² 2s² 2p⁶

Na Z = 11

1s² 2s² 2p⁶ 3s¹

configurazione elettronica esterna

Ne 3s¹

congiunción

configurazione atomica esterna

K Z = 19

1s² 2s² 2p⁶ 3s¹

(He) 2s¹

configurazione (He) 2

es: il 3^o gruppo

Ca 2e

scritto è Ar (Ar) 4s¹ 3d⁵

alcalini a destra senza gas nobile e asimmetrico

gruppo della stessa

configurazione elettronica esterna

alcalinoso

• l'individuo in massa non coinvolto en
• configurazioni elettr. esterne uguali il comportamento

simile solo con l'ultimo diverso

• preparato
• paragoni gli elementi hanno stesso m

tipi di colori giallo tipo 's' blu tipo 'p'

bianco tipo di verde - blocco 'd'

• composero, ha una composizione chimica definita e costante
• miscela ha una composizione chimica definita ma media costante

grandezze periodiche

• metà varore
• elementi del, simili periodo
• spostamento del peso

dotazione

• del xx o di val peso degli oppure elettronici apparenti ambiente presente
• cambio statoragtione proc. in fisica non completa aumenta
• equilibrio aumentati elettronico il nucleo pesa negli elettroni

Energia di ionizzazione

[kJ/mol]

energia che deve essa fornita con un atomo neutro/gasioso

pregnare un elettrone e formare uno cion positivo

• A = A⁺ + e⁻
• A⁺ = A₂⁺ + e⁻ E(I)

nel periodo il raggio atomico è diminuito

... esterno viene esporto parla riutilizzio energia ...

energia di ionizzazione é energia di questo elemento gli elettroni di questo elemento

all'energia aumentata è e t è energia di base

affinita elettronica *energia [KJ/mol] *

**Respinta** e in gioco in questo processo di fenomeno di ione con negativo

AΕ A

L'affinita elettronica è associata alle dimensioni dell'atomo

**l'affinita elettronica** co il ... maggiore quanto piu piccolo è il volume dell'atomo

Elettroegativo

**Esprime la tendenza di un atomo ha di attrarre su di se gli elettroni di legame**

diminuisce - aumenta

diminuisce - per i gas nobili e elettro negativo non esiste

Il Fluoro è quello elettroegativo

ha elettronegatività 4

per la scala di Paoling

config elettronica N+1 e Ne D è molto stabile

Cl - ha compi dollo dell'kuk Atl

24°/l° dati del nome

Legame ionico tra metalli e non metalli

• grande differenza di elettronegatività
• bassa dell'attrazione elettrostatica di opposta

Metalli + non metalli - Legame ionico

es. Na Cl e Ca Cl₂

Non metalli + non metalli - Legame covalente

Metalli + Metalli - Legame metallico

Legame covalente

H₂ abbinati 2 atomi di H

nucleo (H) elettrone

Energia

Buca di potenziale

Distanza di legame Distanza internucleare

Se i 2 sistemi si trovano ad una distanza tendenzialmente a 0 gli atomi non risentono di alcuna forza e quindi l’energia del sistema = 2 volte Energia dell’atomo di H

Man mano però che gli atomi si avvicinano, l'E del sistema diminuisce perché l^e- dell’H risentiranno l’attrazione anche del nucleo dell’altro atomo di H (B) => nel grafico a si sposta verso sinistra.

Avvicinandosi ancora si avranno delle forze di tipo repulsivo a causa della presenza di forze attrattive tra i due atomi, la forza repulsiva diventa maggiore di quella attrattiva perché non si raggiunge una distanza particolarmente elevata. DISTANZA DI LEGAME: quando questa distanza è piccola provoca la forza repulsiva su quella attrattiva.

Cambia a seconda della specie chimica coinvolta

Maggior è la buca di potenziale, maggiore sarà la stabilità della molecola formata.

Legame covalente: H₂

Zona di sovrapposizione

Questa zona fu da collettante i 2 nuclei

Mica 1 legame covalente è doppio a:)

La condivisione di una coppia di e^- portati via contributo l’orbitale dei 2 atomi: esistenza di sovrapposizione di orbitali si diamara orbitale molecolare cioè comprendente entrambi i nucleus

Rappresenta il n° di e^- Formula di struttura

D/ O e rappresenta uno degli e^- esterni e della loro geometria

* I due elettroni occupano lo stato regionale di probabilità con il numero spm antiparalleli.

Le molecole biatomiche sono lineari.

Es. H-Cl: un legame di tipo σ assiale o che ha simmetria rotazionale rispetto all’asse di congiungimento tra i nuclei.

Ciascun atomo di medesimetto raggiunge la configurazione elettronica dell’He che è l’elemento che lo precede.

H 1s² →

Cl 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵ → H-H

Legame covalente H-Cl → gli e‾ esterni: sono quelli condivisi o coinvolge gli e‾ spaiati dei 2 elementi.

1s 3p

• Cl 3s 3p⁵ 3º periodo m = 3
• 7º gruppo → 7 elettroni esterni

H e Cl hanno elettronegatività simile e questo fa capire perché gli elementi condividono gli e‾: e e‾ → 1s¹

_{1s 2 2p} +

superficie nodale → spaziatura nodi

Cl (Cl ha 3 coppie e di non legame)

_{1s² 2 2p} → ↑↓ ↑ ↑

H = s² → sono le coppie e di non legame.

Cl e H hanno in tutto 4 coppie di e‾ * nel raggiungimento dell’otteto multiple surfaces notevole le minime possibilità di trovare un elettrone, è la regione dello spazio dove è nulla la funzione d’onda

• Legame covalente Cl₂

Cl: 3s² 3p⁵ 7 pericolo + 7 e^- esterni 3^periodo

3^gruppo m=3

• Legame covalente O₂

O: 2s² 2p⁴ 2 pericolo m=2

6^gruppo 6 e^- esterni

• Legame covalente: N₂

N: 2s² 2p³

2^periodo m=2

5^gruppo 5 e^-

| N ≡ N |

Sommario

• Legame covalente

È un legame formato da una coppia di E^- (a spin anti-parallelo) condivisa da una coppia di atomi.

• Meso dalla sovrapposizione di 2 orbitale atomici che complessivamente ospitano 2 elettroni.

Molecole biatomiche

• S + s = ø legame ø
• S + p = legame ø da sovrapposizione di 2 orbitali p
• P + p = legame ø;

Molecole poliatomiche

• Cn: atomi > 2) H₂O

H₂O

H ↑ ↓ 1S²

O 2S² 2p⁴

Il modello VSEPR Tetraedricamente questo angolo è di 90° in realtà è di 104,5°

Questa fa capire l'importanza della geometria della molecola perché questa influenza le caratteristiche fisico-dinamiche (T di fusione...)

NH₃ Ammoniaca

H 1s¹

N 2s² 2p³

Esercizio

HF

F 2s² 2p⁵

1⌉E~H

Br₂

è sbagliato perché il Br=Br ha un n° di e^- maggiore del n. complessivo di e^- esterni

Br - Br

4s² 4p⁵

1° gruppo = 7 e^- esterni

2° gruppo: D n=4

F₂

Cl₂

Br₂

I₂

Scendendo di gruppo o periodo la distanza che separa gli atomi aumenta perché scendendo di periodo aumenta anche il raggio atomico

Molecole poliatomiche con ibridazione

C H₄

C 2° periodo 2s² 2p²4° gruppo 4 e^- esterni

Con il termine ibridazione si intende mescolamento o combinazione degli orbitali del guscio più esterno, come combinazione lineare delle funzioni d'onda.

C: 2s² 2p² (ibridato)

SP³ 4 orbitali ibridi

Tutti e 4 con lo stesso contenuto energetico e con la stessa forma

Sono orientati verso i vertici di un tetraedro

SP³ sono 1 orbitale s e 3 orbitali p

BF₃ - molecola planare

B: 2s²2p¹

1. periodo n.2
2. gruppo 3 - ostacoli

120°

ibridizzazione

2s 2p¹

²p³ mole di elettroni nel processo di ibridazione

orbitalle vuoto p

P_z e l'orbitale che non ha preso parte nel processo di ibridazione

Piano p_xy

sp² hybrids

Be Cl₂

B    ^sc       2p²         Cl^sp

2s                z +      2p_z   z        sp hybridsx                yy

z +      z        x        zy     x                  y

Cl_______Be_______Cl         θ=180°

Rappresentazione schematica degli ibridi mostrati insieme

A-A = 1 legame σ (che simmetria con O)

A=A 1 legame σ e 1 legame π

A≡A 1 legame σ e 2 legame π

Se aumenta la distanza di legasse diminuisca/deccau

SP³

SP²

SP

9 10 11 14 16 17 18 19

VSEPR: repulsione della coppia di elettroni del guscio di valenza

... dà conto dell'orientazione reciproca degli orbitali

2 cariche puntiformi identiche

3 cariche puntiformi

bipiramide a base triangolare

tetraedro 4 cariche puntiformi

bipiramide a base quadrata

gli orbitali ibridi si dispongono il più lontano possibile gli uni con gli altri

tipi di ibridazione

geometrie relative agli orbitali ibridi

intorno: lineare

intorno triangolare

grafite

intorno tetraedrico

gli orbitali ibridi che puntano ai vertici di una bipiramide a base triangolare

Determinare l'ibridazione di un atomo x per poi determinare l'ibridazione di una molecola per avere informazioni importanti sul materiale

∑n° σ + n (coppie di non legame) = 2

ibridazione sp

∑n° σ + n (coppie di non legame) = 3

ibridazione sp²

∑n° σ + n (coppie di non legame) = 4

ibridazione sp³

∑n° σ + n (coppie di non legame) = 5

ibridazione sp³d

∑n° σ + n (coppie di non legame) = 6

ibridazione d²sp³

@espansione ottetto

H₂O

devo rappresentare 18e^-perchéH = 1 s¹ (¹H) 1 .1 x 1= x 2 = 8O = 2s² 2p⁴ (⁸O) e *n* è sempre periferico

1. (H - O - H) (H - O - H) | Scheletro

(H = O = H) non va bene perché e^-= 4 non può fare 2 legami

e^{- 8=0} H anche 8 ma puoi reagire con il primo perché reagisce e fa struttura stabile

- H O - Hdevo vedere l’ibridazione dell’atomo di O

2s² 2 coppie di non legame

= 4 → ↔ O è al centro del tetraedo

Coppie di non legame

le coppie di non legame è come se sterngesser le coppie di legame

CO₂

si devono sistemare 16 e^- e l’atomo è tipico è quello che elettroniche

O = C = O^-

1 H¹ C non completa l’otteto

- 6 e^-- pi e

[ O = C = O ] ¹ | molecola lineare

perché il C è ibridato sp perdemol: m c = 32 . 0 - 0 = ∞

e l’O ha m *n* ibridazione sp² perde mol m: d = 31 + 2 = 3 = 3 sp² O 1⁰ orbita p non sonocoinvolute nella formazione del legame pi

e '^- sbagliata

HNO₂ - (H_mXCO_n), ovvero ossiacidi

8e^- = 4 coppie

Lo scheletro

ho 2 opzioni:

In questo caso le N non raggiunge l'ottetto

Non va bene perché l'O supera l'ottetto

È corretto

non va bene

CRITERIO DELLA CARICA FORMALE

Carica formale

(valore assoluto)

La somma della carica formale deve essere uguale alla carica della specie chimica presa in considerazione.