Appunti Fondamenti di Chimica

FONDAMENTI DI CHIMICA

LIBRI: D.W. Oxtoby, H.P. Gillis, A. Campion: Chimica moderna (ed. SE) J.G. Brown, R. Leicht, B.E. Bursten, C.J. Murphy: Fondamenti di chimica J.C. Kato, P. M.Treichel e J.R. Townsend: Chimica (ed SE)

MODALITÀ D'ESAME: 2 prove, 1 scritto 1 orale. 1° semestre: 12 novembre al 9 gennaio. + colloquio. Sufficienza: voto ≥ prole ≥ 18.

INTRODUZIONE

Agli inizi del '900 c'è stata una grande rivoluzione, in realtà verso ed fine dell'800 le leggi della meccanica di Newton e elettromagnetici sia con le equazioni di Maxwell spiegavano la maggior parte degli eventi macroscopici. Essi vengono messi in discussione perché alcuni erano in contraddizione con le leggi del tempo. Alcune evidenze ed esperimenti permisero la formulazione del gioco moderno (effetto compton, effetto fotoelettrico). Max Planck propose un cambiamento nelle teorie di scambio di energia tra due sistemi. Lo scambio non avviene infatti in modo continuo ma avviene attraverso pacchetti di energia in modo discreto. Si passa quindi ad una visione probabilistica, che sostituisce quelle deterministiche (Heisenberg, principio di indeterminazione). Anche Einstein mise in discussione il modello deterministico nel 1926 con una lettera a Bohr.

La radiazione elettromagnetica è un elemento fondamentale per lo sviluppo della fisica moderna. Una radiazione elettromagnetica è data dall'oscillazione di un'onda magnetica e un'onda elettrica su piani tra loro ortogonali. Ogni corpo a seconda della sua temperatura emette uno spettro di radiazioni elettromagnetiche.

Una legge empirica, la legge di Wien lega la lunghezza d'onda d’emissione

ad una data temperatura. λmax ∝ 1/T Le teorie precedenti

pensavano che all'aumento della temperatura, l’emissione

veniva rappresentata come un’iperbole. Ciò è impossibile, e

questa condizione viene detta catastrofe ultravioletta.

Il problema fu risolto da Planck, inserì che l’emissione di energia

avveniva in maniera quantizzata. E = hν

Ciò risolse i problemi legati con meccanico classico.

Effetto Fotoelettrico:

Effettuato da Lenard. Studio espetto

delle conseguenze riportate dal rimbalzo di luce contro una lastra

di metallo ad una determinata frequenza e il successivo rimbalzo

degli elettroni che rimbalzavano dalla lastra. Se veniva cambiato

la lastra cambiava frequenza della luce per avere flusso di

elettroni. Se utilizzando la stessa luce non bisogna di energia

maggiore perché un flusso più potente di elettroni. Einstein arrivò

alla conclusione che fotoni di una determinata energia spezzano

un elettrone, aumentando l’intensità e quindi il numero di fotoni aumentava

gli elettroni.

Effetto Druton:

Se n è fotone è pensato come un proiettile

allora su stesso vagono le teorie degli urti dei corpi che hanno una

quantità di moto. Secondo de Broglie egli dà con una formula

con la quale veniva ricavato la lunghezza d’onda. Fu confermata a

nell 1927 grazie agli esperimenti di Davisson e Germer.

λ = h/pquanto di moto. Sia la onda si comportano come particelle

e viceversa.

Principio di Indeterminazione di Heisenberg:

Afferma che non è

possibile misurare contemporaneamente posizione e quantità di

moto di un fotone. Δx Δp ≥ h/2

compito e posizione intorno al quale orbitano gli elettroni. ci sono tre

problemi riguardanti la posizione degli elettroni intorno al nucleo.

Altro questione problematica riguarda le emissioni di radiazioni

elettromagnetiche. Era più evidente e l’energia emessa da

elettrone che ruota al interno di un campo elettrico, ci

comporterebbe a perdita di energia da perte dell’elettrone, ma

questo non è possibile perché le comportamento la stabilità.

Bohr lavorò con Thomson e Rutherford e si possono trovare nella

lo descrizione di un modello quantistico affermò che elettrone si,

trovava intorno al nucleo solo in stati stazionari in cui

l’elettrone si muove su un orbita senza emettere energia.

Il 2º punto della sua teoria e la quantizzazione del momento di

angenare dell’elettrone ed e multiplo di h/2π. Pensò che ci fosse

una forza centrifuga che contrastava la forza di attrazione del

nucleo, uguagliano le 2 formule si ricavaro le raggi

forza centrifuga = forza elettrostatica

m_e . v²/_r = ^e2/_{(4πε0) r²}

{@mu}a16008 r = n²(n²) {@re}

raggio quantizzato。

Non solo la posizione, ma anche l’energia, che è multiplo di

n . Quindi di ripeteto una posizione dell’elettrone su una data

orbita l’elettrone avra un’energia multiplo di n E=E_n/_n²

Quindi l’elettrone si muove su orbite permesse o stati stazionari

è energia minore si chiama stato fondamentalo.

la 3^a potesi affermo che se assorbe una data energia possa-

il dotato fondamentalo e dotato eccitato. Se nuova emetta energia

possia da dotato eccitato a dotato fondamentalo. Il modello di

Bohr mette insieme concezioni classiche e quantistiche e

permetteva di spiegare lo spettro di emissione dell’Idrogeno,

le linee che vengono emesse deloss spettro sono @o atteinte e cso

le regole degli Aurbau sono 3:

1. REGOLA DELLA MINIMA ENERGIA: ogni elettrone deve occupare il livello e l'orbitale disponibile che ha energia minima.
2. PRINCIPIO DI PAULI: un orbitale può contenere al massimo una coppia di elettroni e essi devono avere spin opposto.
3. REGOLA DI HUND: due o più elettroni occupano il maggior numero possibile di orbitali con la stessa energia (orbitali degeneri) assumendo lo stesso numero quantico di spin (disposizione a spin parallelo).

Esiste una regola empirica per la configurazione elettronica.

La regola di Madelung:

• Si riempie prima quello con valore (n+l) minore.
• A parità di (n+l) si riempie l'orbitale con n minore.

es: z=14 —> 1s 2s 2p⁶ 3s²

3p²

smax=2 pmax=6 dmax=10 fmax=14

I Gusci ELETTRONICI raggruppano orbitali con lo stesso n, un guscio non riempito totalmente si dice composto da elettroni ESTERNI o di VALENZA. Esiste una notazione abbreviata ponendo il simbolo del gas nobile che lo precede nella configurazione elettronica dell’ultimo guscio.

L’energia di un elettrone dipende da:

• distanza da nucleo
• forma dell'orbitale
• presenza di altri elettroni

La configurazione elettronica si ricava applicando le regole dell'Aurbau.

atomo aumenta normalmente lungo il gruppo. Ho se osserviamo la

3^a riga, il raggio atomico non na cambiamenti rispetto la 2^a

riga. Ciò perché tutti gli elementi (i lantanidi) precedenti riempiono

gli orbitali 4f, quindi vanno a schermare poco e quindi abbiamo una

carica efficace maggiore.

ENERGIA DI IONIZZAZIONE: Alcuni elementi tendono a gare d'uscure

un oro o sottogruppo di ioni. Ad esempio il sodio (Na) per

esempio - - dobbiamo dispend di energia chimica ed

energia di 1^a ionizzazione per ioni ione ancora dobbiamo bisogno

dell'energia di 2^a ionizzazione. A parità di "n", lungo il periodo

da sx a dx l'energia di ionizzazione aumenta.

Al contrario diminuisce lungo il gruppo

E = -Codete (Z^eff_x) /_rs

Possiamo considerare l'energia di primo o secondo ionizzazione e

se possiamo detto primo solo seconda, l'energia richiesta nella col

secondo investimento è menoct più elebato rispettido prima.

Neg caso in cui desideriamo ad esep dare detta seconda ionizzazione le

plexiggio di un ellemento con l'pletimo guscug rioepico compartormente

energia di 2^a ionizzazione è più basso rispetto zero orivivo,

es:

N2 -> N3⁺ (1s² 2s² 2p⁶) -> N2⁺ (1s² 2s² 2

energia maggior dece e un

Mg -> Mg⁺ (1s² 2s² 2p⁶ 3s¹) -> Mg2⁺ (1s² 2s² 2p⁶)

pragina ma toke decia un

Gli stessli ragionamenti possono essere fatti con le ionizzazioni successive.

Nele anche d'energia di 2^a ionizzatore e manginn.

In base alle posizione dell'elemento nel toduo periodioco

possiamo osservare l'energia di ionizzatore.

Nel caso di mette de sotto di ionizzatore + o'e &sub

&sub doduzione