Chimica applicata

Il modello quanto-meccanico dell'atomo

Z: il numero di protoni A: la somma del numero di protoni e neutroni N: la differenza tra A e Z, quindi il numero di neutroni Tutti gli atomi hanno lo stesso numero atomico ma non lo stesso numero di massa. Gli isotopi di un elemento sono atomi che hanno differenti numeri di neutroni e quindi differenti numeri di massa. Gli isotopi hanno un comportamento identico. La massa atomica riportata nelle tabelle è la media pesata di quella dei vari isotopi. L'atomo di idrogeno è formato da un protone e da un elettrone. In passato sono stati presentati molti modelli di rappresentazione prima del modello quanto-meccanico. Questo modello afferma che l'elettrone ha proprietà particellari (massa, densità, carica elettrica) ed ondulatorie (lunghezza d'onda, frequenza, energia). Secondo Maxwell, una radiazione elettromagnetica è una.

perturbazione sinusoidale di un campo → elettrico ed un campo magnetico in direzioni perpendicolari alla direzione di propagazione dell'aradiazione, d.d (coincidente con l'asse delle ascisse) direzione della radiazione.

❖ → B (campo magnetico) varia perpendicolarmente al piano del foglio e quindi ❖ → E. perpendicolarmente alla direzione d e perpendicolarmente al piano in cui varia

Lunghezza d'onda distanza fra due stesse fasi di una sinusoide, misurata in m o ❖ → sottomultipli.

Frequenza numero di volte in cui una stessa fase si ripete in un' unità di tempo. ❖ → Queste ultime due sono legate dalla relazione: * = c (velocità della luce) - sono inversamente proporzionali λ Φ

Ogni radiazione elettromagnetica trasporta energia, uguale ad h* , dove h è la costante di Planck. Φ

L'orbitale atomico Ogni soluzione dell'equazione è associata ad una funzione d'onda, detta orbitale atomico. Un orbitale non

è come l'orbita di una traiettoria. Grazie all'orbitale possiamo capire dove probabilmente si trova l'elettrone, o per meglio dire, dove trascorre la maggior parte del suo tempo. Anche se la funzione d'onda non ha significato fisico, glielo si appone al suo quadrato, che esprime la probabilità che l'elettrone sia un particolare punto entro l'atomo. Per un dato livello energetico si rappresenta questa probabilità con un diagramma della densità elettronica, che altro non è che la nuvola elettronica (rappresentazione immaginaria dell'elettrone, non significa che l'elettrone è una nuvola). La densità elettronica diminuisce all'aumentare della distanza dal nucleo lungo una semiretta r uscente da esso. La probabilità che l'elettrone sia lontano dal nucleo è molto piccola ma non nulla, mentre è massima quando ci troviamo vicino. L'elettrone può essere definito.

Nella porzione di volume dove passa gran parte del suo tempo (97-98%). Quando l'atomo assorbe energia, esso esiste in uno stato eccitato e il moto dell'elettrone è descritto da un differente orbitale atomico. Quest'ultimo è definito da tre numeri quantici:

• Numero quantico principale (n) è un numero intero positivo, indica la dimensione dell'orbitale. Specifica il livello energetico dell'atomo: maggiore è n, maggiore sarà il livello energetico.
• Numero quantico del momento angolare (l) è un numero intero compreso fra 0 e n-1.
• Numero quantico magnetico (m) è un numero intero compreso tra -1 ed 1. Impone l'orientamento dell'orbitale.

Ogni sottolivello dell'atomo corrisponde a orbitali con forme caratteristiche: s, p, d, f, g.

Livello energetico 1 tipo 1, il volume dove l'elettrone ha la possibilità del 97-98% di trovarsi, ha una forma sferica.

Concentrazione maggiore al centro, Livello energetico 2 tipo 2 simile alla precedente ma oltre alla concentrazione centrale c'è una fascia orbitale di maggiore concentrazione; tipo 2 , sono costituite da due lobi sferici tangenti. Il punto dove i due si toccano è il nucleo, più ci si allontana minore sarà la probabilità di trovare gli elettroni e viceversa. Le funzioni di tipo (3 in totale) differiscono dall'asse di simmetria sul quale agiscono (x,y,z) s p d Livello energetico 3 tipo e tipo saranno simili a quelle viste; quelle di tipo sono 5. Ci sono anche altri livelli energetici. In ogni orbitale non ci possono essere più di 2 elettroni che si muovono attorno al proprio asse in senso orario o antiorario. Gli elettroni che si accoppiano in uno stesso orbitale devono avere spin opposto, quindi uno deve girare in senso orario e l'altro in senso antiorario. Struttura elettronica degli atomi: Tavola periodica Energia di

ionizzazione energia necessaria a portare via un elettrone ad un atomo, producendo un ione positivo X X +e

Gruppo IA (Metalli alcalini) n.o. sempre +1 (in un composto)

❖ Idrogeno anche -1, tranne negli idruri metallici e in H

❖ Gruppo IIA (Metalli alcalino-terrosi) n.o.=+2

❖ Gruppo IIIA (B, Al, Ga, In, Tl) Tutti +3 tranne Tl che può assumere +1

❖ Gruppo IVA (C, Si, Ge, Sn, Pb) prevalentemente +4; +2

❖ Gruppo VA (N, P, As, Sb, Bi) tutti n.o.= +3; +5. Nel caso di N anche +2; +4

❖ Gruppo VIA (O, S, Se, Te, Po) ossigeno sempre -2 tranne che nei perossidi (-1) e con F (+2)

❖ Gruppo VIIA (F, Cl, Br, I, At) il fluoro sempre -1, tutti gli altri -1, +1, +3, +5, +7

❖ Elementi di transizione n.o. da +2 a +7

❖ Ogni elemento ha una casella che contiene il numero atomico, il simbolo atomico e la massa atomica. Le caselle sono disposte in ordine di numero atomico crescente mentre ci si muove da sinistra

a destra.Le caselle sono disposte in un reticolato di periodi (righe orizzontali) e di gruppi (righe verticali).Ogni periodo ha un numero da uno a sette; ogni gruppo ha un numero da uno a otto e la lettera A o B.Gli otto gruppi A contengono elementi dei gruppi principali, o rappresentativi. I dieci gruppi B contengono gli elementi di transizione. Due serie orizzontali di elementi di transizione interna, i lantanidi e gli attinidi, si inseriscono tra gli elementi del gruppo IIIB e quelli del IVB e sono di solito posti sotto il corpo principale della tavola.Ci sono poi metalli, non metalli, metalloidi (o semimetalli), ecc… Gli elementi in un gruppo hanno proprietà chimiche simili e gli elementi in un periodo hanno proprietà chimiche differenti.

Nomenclatura chimica di base

Ossidi (Me_O) Me metallo, Nm non metallo:→ ≡ ≡2 n

Se il Me ha un solo n.o. si dice “ossido di + nome Me”. Se il Me può assumere due n.o. si usa la desinenza

“-oso” per il n.o. minore e “-ico” per n.o. maggiore

Perossidi composti contenenti il legame O-O→Si dice “perossido di + numero atomi Me + nome Me”

-Idrossidi Me (OH) , OH = ione idrossido→ 2 n

Se l’elemento ha un solo n.o. si dirà “idrossido di + numero atomi Me + nome Me”. Se il Me puòassumere due n.o. si usa la desinenza “-oso” per il n.o. minore e “-ico” per n.o. maggiore.

Anidridi ossidi di non metallo nMe O .→ 2 n

Se il nMe ha un solo n.o. si usa la desinenza “-ica”; se il nMe ha due n.o. allora il più bassocomporta la desinenza “-osa”, il più alto “-ica”. Quando ci sono composti con quattro n.o. per i duepiù bassi usiamo il prefisso “ipo-” e per quello più alto usiamo il prefisso “per-”

Acidi H X , acido binario(H: idrogeno, X: non metallo); H X O , acido ternario (H: idrogeno, X: non→

a b a b cmetallo, O: ossigeno)

Idracidi (BINARI) Si usa “acido + numero atomi nMe + nome nMe + -idrico”

Ossoacidi (TERNARI) CO +H O H CO acido carbonico, si formano tutti dal composto base

→ →2 2 2 3più una molecola di acqua. Si dice “acido + numero atomi di O+ osso + numero atomi nMe +nome nMe + -ico. I nMe con n.o. dispari che reagiscono con fino a 3 molecole di H O possono2avere prefissi meta (1 molecola), piro (2 molecole), orto (3 molecole). I nMe con n.o. pari chereagiscono con fino a 2 molecole di H O possono avere prefissi meta (1 molecola), orto (22molecole).

Residui degli acidi Si forma quando un acido perde uno o più ioni H , formando anioni, Re.→Quando si passa in una reazione da un acido a un residuo il suffisso passa da “-ico” a “-ato” e da“-oso” a “-ito”. Se l’acido ha due o più H e ne perde uno o più, i suffissi sono gli stessi, ma si

metterispettivamente: “acido” dopo il nome del residuo, anche se normalmente si mette il prefisso “bi-” al nome del residuo: ione+bi-nome Re; e si dice monoacido se rimane un H al Re, biacido se ne rimangono due, triacido se ne rimangono tre

Sali derivano dalla sostituzione dell’idrogeno da un Me. (ACIDO+BASE SALE+ACQUA) Me nMe→ → x y

BINARI Si dice “nome del Me + -uro di + nome nMe”. Nel composto a n.o. maggiore il non❖ →metallo prenderà il suffisso “-ico”, in quello a n.o. minore ci sarà il suffisso “-oso”.

TERNARI Me Re . Si fa “nome del residuo + di + nome del metallo❖ → x y

Legame chimico

Tutti gli atomi tendono ad interagire con gli altri atomi. Il legame è stabile quando l’energia degli atomi legati è più bassa dell'energia degli atomi isolati.

L’energia di legame, detta anche entalpia di legame o forza di legame è l’energia

La entalpia di legame è una grandezza necessaria per vincere questa attrazione. È definita come l'attrazione standard di entalpia per la rottura del legame in 1 mol di molecole gassose. La rottura del legame è un processo endotermico e quindi l'energia di legame è sempre positiva; mentre la formazione di un legame è un processo esotermico e quindi il segno della variazione di entalpia è negativo. H = H₂ - H₁ < 0

Il legame ionico è il trasferimento di elettroni da un metallo ad un non metallo per formare ioni che si uniscono in un composto ionico solido.

Introduciamo la regola dell'ottetto: quando gli atomi si legano, essi cedono, acquistano o condividono elettroni per raggiungere un livello esterno completo.