Chimica generale - struttura della materia

STRUTTURA DELL'ATOMO

• PARTICELLE SUBATOMICHE:
• RADIAZIONE ELETTROMAGNETICA:
• SPETTRO ATOMICO:
• SPETTRO ATOMICO DELL'H:

Schema delle transizioni elettroniche ad una lunghezza d'onda specifica

• ATOMO DI BOHR:

LA REALTÀ È DISCONTINUA (SOLO ALCUNE POSSIBILITÀ) MACROSCOPICAMENTE

• ATOMO QUANTOMECCANICO:

REL. DI DE BROGLIE

PRINCIPIO DI INDETERMINAZIONE DI HEISENBERG

ELETRONE COME ONDA STAZIONARIA

• FUNZIONE D'ONDA:

Struttura dell'atomo - Struttura della materia

• Particelle subatomiche: componenti microscopici della materia di massa. Insieme a questi degli atomi: (quark, bosone...)

• Radiazione elettromagnetica: perturbazione che trasmette energia tramite mezzo, descritta con:
  • Natura corpuscolare: studio di quanti di energia (fotoni)
  • Natura ondulatoria: propagazione di energia con frequenza, ampiezza e lunghezza d'onda \(\lambda = \frac{v}{f} = \frac{c}{v}\)

• Spettro atomico: insieme delle radiazioni elettromagnetiche emesse da una sostanza e si dividono in:
  • Emissione
  • Assorbimento

• Spettro atomico dell'H: gasoso di idrogeno (è tra 390 e 760 nm) attraverso atomico H

• Atomo di Bohr: prima Dalton, Thompson (modello a panettone), Rutherford (modello planetario), poi Bohr
  • Elettroni si muovono entro orbite intorno a nucleo (no transizione continua)
  • Solo alcune orbite possibili
  • Ad ogni orbita corrisponde un acquisto/rilascio di energia (quanti)

La realtà è discontinua (solo alcune possibilità) microscopicamente

• Elettroni: muovendosi raggiungono energia X e non possono X
• Mescola fisica quantistica e classica

• Atomo quantomeccanico: la materia ha doppia natura (corpuscolare e ondulatoria) spiegata dalla meccanica quantistica.
  • \[ \lambda = \frac{h}{m \cdot v} \] Relazione de Broglie
  • \[ \Delta x \cdot \Delta p \geq \frac{h}{4 \pi} \] Principio di indeterminazione di Heisenberg

• Anche qui, però, l'interazione è macroscopica
  • La minima causa, una perturbazione è impensabile
  • 2 è proprio un principio immutabile senza speranza

• Descriviamo elettrone come onda cosi abbondante \(\Delta x, \Delta p \approxeq E \) viva appunto che precluda radio intera ondulatoria

Elettrone come onda stazionaria (sta vicino e nucleo si è attratto) e quantizzata (perdere il E è stato essere definiti, vincolati) cose in fase (non può interagire con se stesso)

• Funzione d'onda: Schrödinger elabora equazione che serve per ricavare l’energia e la gamma di un'onda stazionaria (solvabile):
  • \[ \hat{H} \psi = E \psi \] Approccio matematico

CONFIGURAZIONE DELL'ATOMO

STRUTTURA DELLA MATERIA

• NUMERI QUANTICI

  parametri ben definiti e precisi per descrivere elettroni (es. insieme in Ψ²)

  • NUMERO QUANTICO PRINCIPALE (n) m = 1, 2, 3, … NUMERA INTERA POSITIVA
  • NUMERO QUANTICO ORBITALE (l) m = 0, 1, 2, 3, …), m < n
  • NUMERO QUANTICO MAGNETICO (m_l) m_l = -l … 0 … +l
  • NUMERO QUANTICO DI SPIN (m_s) m_s = ±1/2

• ORBITALI

  • ORBITALE ATOMICO

  Ψ²: densità di probabilità di trovare e ^- in uno spazio di volume cubico

  valore = 0 = nodo

  cost. 5% diventa cost. 9%

  cost. 5% diventa cost. 99%

• PRINCIPIO DI ESCLUSIONE DI PAULI

  non possono esistere e ^- nello stesso atomo aventi tutti e 4 i numeri quantici uguali

• REGOLA DI HUND

  gli elettroni si distribuiscono con spin paralleli se numero max di orbitali

• CONFIGURAZIONE ELETTRONICA

  elettroni accoppiati

  elettroni spaiati

• TAVOLA PERIODICA

  a righe INDICA il numero quantico principale

  a colonne GRUPPI sottolivelli uguali

CONFIGURAZIONE DELL'ATOMO

• CARICA NUCLEARE EFFICACE: effettiva carica attrattiva, es.:
  • più e- vi sono nello stesso livello => più è compatto
• RAGGIO ATOMICO: 1/2 della distanza tra i due nuclei legami
• ENERGIA DI IONIZZAZIONE: Energia da assorbire per strappare un e-
• AFFINITÀ ELETTRONICA: energia da operare l'aggiunta di un e-
• ANOMALIE DEL SISTEMA: e- ha CNE, se E₀ è più piccolo quindi assorbe ene. E₂

LEGAME CHIMICO E STRUTTURA MOLECOLARE

• DISTRIBUZIONE DEGLI ELETTRONI: La disposizione degli elettroni è detta configurazione
• STRUTTURA DI LEWIS: modo di rappresentare atomi nei legami
• REGOLA DELL'OTTETTO: quando un atomo riesce
• ESPANSIONE DELL'OTTETTO: e. elementari del periodo I
• FORMULE ISOELETTONICHE: hanno il numero uguale di e-
• RISONANZA: unione attraverso una struttura
• ELETTRONEGATIVITÀ: proprietà degli atomi

LEGAME CHIMICO E STRUTTURA MOLECOLARE

CARGA FORMALE

proprietà non misurabile fisicamente che indica la differenza tra il numero afrondoi e e' uuvdano di attmo e il numero reale di me. atmosmando l'inter e modificato.

ea somma delle cariiée di ma = alam tozri ée gneaira ment gneolics. ese paraie.

=: se vona sim itono me do vésd sconsa aun e irmán na regeasca con

(e lon era, cn auliolrd). o awalleto)

esse e jodo se strodeć ce a domod con zarorqfonvoit

POLARITA NELLE MOLECOLE

una proprietà delle molecole per cui una molecola presenta una carica parziale positiva su una parte della molecola e una carica parziale negativa sulla parte opposta di essa. Dipende dalla geometria delle molecole e dal fatto che i doppi legami polarli si elvano. Il popai sori non informalre ovoro smiemetricame distribui l iupperciosi simnome recescenti alle calke ali moiación.

MOMENTO DIPOLARE

il momento dipolare è rappresentato da una ritor nei (direi che una cond mega vertioale) "particolari", pariali osi aseqimi, con la freccia che d ai protoIX mero della rinaftia che neliso e nuovi sampe in lo que pre

e propria lle intrastra desume iello direction ganale conlimiazio.

TEORIA VSEPR

valenze .elettron puote avolition metodi per valutare le disposizioni geometrica degli atomi di una molecola nello spazio, e si basa sul fatto che gli elettroni tendono a disporsi il più lontano possibile fra loro. Ciò è in accordo com la legge di Coulomb, secondo la quale cariche elettriche di segno uguale si respingono.

DA RICORDARE:

1. 1. FORZI DI RENSIONE:

cappai attei x i afploa sectai se de

2. 2. NUMEROSCO:

numuro o atrni l'atomo centralle della molecola più il numero o copple solitaria di elettron dell'atorno centrale.

3. 3. I doppi e tripli legami contamo corno uno solo

ISOMERI

molecole con formule molecolari identiche, ovvero lo stesso numero di atomi di ciascun elemento, ma disposizioni distinte di atomi nello spazio.

La descrizione più corretta e quantitativa della struttura elettronica delle molecole, come quella degli atomi, è basata sulla mechanica quantistica.

Esistono due principali teorie semplificate basate sulla meccanica quantistica e che differiscono soltanto per le approssimazioni usate:

TEORIA DEL LEGAME DI VALENZA (VB)

1. La teoria del legame di valenza costituisce l'interpretazione quantomeccanica della teoria di Lewis. Il legame tra due atomi forma se sono verificate le seguenti due condizioni: 1. Un orbitale di un atomo ed un orbitale dell'altro atomo si sovrappongono 2. Il numero complesso di elettroni contenuti nelle orbitali sovrapponiri é più o meno di due la forza del legame dipende da questa soprapposizione: maggiore è e maggiore e li soliedezz:

TEORIA DEI ORBITALI MOLECOLARI (MO)

permeto di determinare la struttura di una molecola non assegnano più gli elettroni chim non sia segnala, ma trattandoli come che in che o stomosono tzell’effienza che alro e dell'altro deversa molecola, ed assegnando ai orbital molercolari

ORBITALI ATOMICI: contengono elettroni ascrivibili ad un singolo atomo

ORBITALI MOLECOLARI: che contornano un numero di atomi nella molecola, contengono gli elettroni di valenza

LEGAME CHIMICO E STRUTTURA MOLECOLARE

LEGAMI INTRAMOLECOLARI

• LEGAME COVALENTE: legame chimico tra 2 atomi che mettono in comune coppie di elettroni per ottenere, con max probabilita', l'assetto elettronico dei gas nobili a configurazione chiusa

1. COVALENTE PURO
2. COVALENTE POLARE
3. COVALENTE DATIVO

• LEGAME IONICO: legame chimico di natura elettrostatica tra 2 atomi con elevata differenza di elettronegativita'
• LEGAME METALLICO: un caso particolare di legame delocalizzato e consiste in un'attrazione elettrostatica che si instaura tra gli elettroni di valenza e gli ioni positivi metallici

LEGAMI INTERMOLECOLARI

• LEGAMI A IDROGENO: o piano a idrogeno, e' il legame covalente prodotto in caso di molecole particolarmente polarizzate e piccole dimenzioni

es. Xe non respira sottuogo: H₂+Xe

• LEGAME DIPOLO ISTANTANEO INDOTTO: o FORZA DI LONDON
• LEGAME DIPOLO - DIPOLO: o FORZA DI KESSON

FORZE DI VAN DER WAALS