Appunti chimica inorganica

Onde Elettromagnetiche

E_max = ampiezza max

λ = lunghezza d'onda

ν = frequenza

f = periodo

Frequenza = Hz

Numero d'onda ν = 1/λ

Velocità di propagazione λν = V

Velocità c.a. = 2,9979 × 10⁸ m/s

Aumentando la temperatura aumenta la frequenza di vibrazione dei doppi elettrici della radiazione emessa

Con corpo ad una certa temperatura emettitore può emettere un massimo dell'energia possibile a quella temperatura

Intensità di radiazione secondo la legge classica I = 2πkTν²/c²

k = costante di Boltzmann

Secondo la teoria di Rayleigh e Jeans la radiazione dovrebbe aumentare con il crescere della lunghezza d'onda ma non avviene

A correggere questa teoria ci pensò Planck che suppose che gli oscillatori potevano avere solo energie date da multipli interi

Δhv relativi all'energia totale 6,62 × 10^-34 J (costante di Planck)

Planck definì l'energia come quantizzata:

La fenomenologia dell’effetto fotoelettrico non si riesce a spiegare correttamente con la meccanica classica.

Infatti la teorica ondulatoria per cui E di un'onda è proporzionale alla sua frequenza

L'energia non si distribuisce nello spazio ma si racchiude in fotoni

Effetto Fotoelettrico

1. hv ≥ W₀ non estrazione di elettroni dal materiale
2. un elettrone può uscire anche se solo ad un punto
3. h = k + hv₀ l'energia del singolo elettrone è al di là della radiazione che lo colpisce
4. Se υ cambia in pacchetti di energia φ

La radiazione elettromagnetica può essere osservata come un fascio di fotoni.

Einstein pone la relazione tra l'energia della luce e la sua E proporzionale alla v della radiazione elettromagnetica.

L'energia trasportata e veicolata dai fotoni è sempre un multiplo intero di quella trasmessa da un singolo fotone.

La radiazione può essere rappresentata allo stesso tempo come un fascio di fotoni e come un'onda (dualismo onda particella).

L'equazione di Rydberg permette di calcolare la lunghezza d'onda di tutte le righe dello spettro dell'idrogeno.

V = R_H  (1/n₁² - 1/n₂²) V deve essere un numero intero.

Bohr elabora il primo modello teorico dell'atomo. Suppone che l'elettrone nebulosi attorno al nucleo assumano orbite fisse.

Gli atomi dell'atomo può assumere solo alcune E, energie specifiche.

È mostrato alcuni livelli energetici e la sua energia e quantizzabili come quella del fotone.

Quando assume un'onda energetica, un elettrone passa da un livello basso a un livello più eccitato, esterno assumendo E.

L'energia viene compensata all'emissione tra due livelli viene emessa come fotone e in seguito della teoria di Bohr le lascia.

Alcune è possibile trovare giustificazione e la divergenza da teoria a pratica.

Ad esempio nel moto di un punto materiale risulta semplice calcolare la velocità e le posizione con precisione ma se calcolo la posizione assumendo delle relazioni a porta onde non trascurabili.

Quando Bohr viene aiutato dal principio della determinazione di Heisenberg, si illuminò con l'elettrone con λ piccola velo bene l'elettrone ma il moto è irrequieto e disordo uso un grande radio stacca l'elettrone ma il suo moto non viene turbato.

Δx. Δv >= h/2π   6,6.10^-32 Us = 6,6 cm/s /10^-27 Δx = 10^-10 cm

Δvx = 6,6 .10³⁵ cm/3

Nel caso di una particella di massa piccola con l'elettrone diverso sulla velocità è maggiore della velocità della luca particelle non ha senso parlare di orbite precise.

Quando un punto l'onda contra un ostacolo in una piccola particola accade il fenomeno di diffrazione. Quando incidenze un fascinolo di particelle incontra lo stesso ostacolo, e nelle particelle si fermano solo arrivare prossime.

Onda                 Particelle

Tavola Periodica

1° Gruppo Metalli Alcalini

2° Gruppo Metalli Alcalino Terrosi

Dal 3° gruppo al 12° metalli di transizione escludendo la parte estrema visibile della tavola periodica dal periodo 6 e 7 che sono lantanoidi e attinidi

Dal 17 al 16° alogeni

16° Gruppo Calcogeni

18° Gruppo Gas nobili

Gli elementi dello stesso gruppo hanno struttura elettronica e comportamento chimico simile le proprietà derivano dagli elettroni più esterni o elettroni al valenza.

La tavola periodica è classificata in blocchi

All'interno di un atomo polielettronico gli elettroni più esterni fanno da schermo per cui un elettrone risente di una carica nucleare efficace Z_eff

Gli elettroni nello schermo visibile non schermano bene tra loro mentre in orbitali e- più vicino al nucleo schermano quelli esterni

La Z_eff aumenta a destra e verso l’alto nella tavola periodica aumenta e alta nel Na(11) e bassa nel H(1) o nel Li(3)

Il raggio atomico è la distanza internucleare tra 2 atomi uguali in due atomi uniti d= distanza internucleare nel nucleo.

Lungo un gruppo il raggio atomico cresce ma cala all’aumentare del periodo

Gruppo 6 periodo 6 La e gruppo 1 periodo 7

Per rappresentare la funzione d'onda si usa il piano cartesiano _Py s Pz Px due elettroni pz formano il legame L'asse z viene preso come asse internucleare La sovrapposizione coordinata degli orbitali: l'asse internucleare corrisponde all'asse di simmetria con 2 orbitati. Questi legami si chiamano legami s Il legame avviene sull'asse di legame dove la densità elettronica massima è nello spazio fra i due atomi Py Px pz PBR σ LE GARI π: Il legame è formato tra 2 assi paralleli tra loro Py Px p Massima densità elettronica deve e basso nel piano di legame Tutti i legami semplici sono composti da un legame σ, mentre i doppi e i tripli da un legame σ e uno + due legami π. La forza del legame non vi ess. nella sovrapposizione delle funzioni d'onda atomiche σ=0 Spiccato Spiccato S grande Il numero di legami che gli atomi formano è deciso dal numero di presenti nello stato di valenza. 2s 2 3 5 valenza=0 1 2 3 4 valenza=2 Spiccare un elettrone da un orbitale a uno superiore richiede energia: si promuovono spiccarne uno e convenire solo nello stesso spazio, eliminate il dispendio energetico è molto alto es B 2 5 sp 3 2s 3p de 2p insieme 2s + 3=3 2p valenza=1 valenza=3 Formando legami si ottiene energia; punti o formare più legami è conveniente se la spesa per promuovere gli e non è spropositata.

Ora parliamo di legami deboli

I legami deboli presentano un’energia di legame compresa a 100 Kj/mol, pertanto non sono semplici da spezzare (basti pensare a NaCl che è ionico e ha da 400-4000 KJ/mol). I legami ultradeboli sono nell’ordine di molecole apolari ad esempio il legame idrogeno in molecole di H₂O (vedi acqua molecole polari).

I legami deboli, anche chiamati forze intermolecolari, si distinguono in: legame ad idrogeno e legami dipolari.

Il legame ad idrogeno si forma per elettrostatica tra una molecola con un atomo di idrogeno coinvolto in un legame molto elettropositivo e piccolo, ed un atomo N, O, F, Cl coinvolto sempre denso ad attrarre la carica negativa di un’altra molecola formando un “ponte”.

O—H—O questo esempio è intermolecolare

Il legame ad idrogeno causa un innalzamento della temperatura di fusione ed ebollizione.

Nei legami dipolari le interazioni elettrostatiche si stabiliscono fra bocche dell’uno e il dipolo delle molecole circostanti

si NaCl + nH₂O = N (H₂O)_x + Cl(H₂O)_y

composto ionico in solvente polare

(↑ interazioni Van der Waals sono forze elettrostatiche a corto raggio – si internano tra molecole in stato diverso (solido, liquido, gassoso).

Si distinguono tra essi:

• dipolo-dipolo, che si verificano tra molecole polari, dipolo momentaneo ovvero le anomalie polari e originano dall’interazione di dipoli permanenti di HCl.
• Le dipolo-dipolo indotto tra molecole polari e apolari.
• Le forze di London (dipolo istantaneo- dipolo indotto), che sono caratteristiche due approssimazioni di cariche che devono intercedere forze che raramente si sposta l’indole a formare un dipolo momentaneo nel neutralizze una carica superiore di opposto linear.
• Il dipolo elettrico istantaneo che si crea nel tempo di equilibrio nella carica dipolo: fenomeno è il potenziale viene formato da nuvem onda nel tempo. Quando è nulla forza dell’attrattive.
• Interazioni dei legami dipolari: delle liebi di attrazioni della nuvola elettronica di parte a dipolo istantaneo in genere atomi e molecole grandi e polverosano più facilmente rispetto nelle piccole le iterazioni di questo tipo sono efficaci solo a distanze veramente piccole.