Chimica Part 2 (Dagli Isotopi a numeri quantici e orbitali + I Tipi di legame)

protoni ₊₁

elettroni _-1

neutroni 0

ISOTOPI

(differiscono per il numero di massa)

• ¹₁H → idrogeno → 1 protone 0 neutroni
• ²₁H → deuterio → 1 protone 1 neutrone
• ³₁H → trizio → 1 protone 2 neutroni

CLORO 75,8% ³⁵₁₇Cl 24,2% ³⁷₁₇Cl

Il peso atomico degli elementi presenti nella tavola è una media dei pesi atomici dei loro isotopi.

le onde

• meccaniche
  • hanno bisogno di un mezzo per propagarsi
• elettromagnetiche
  • non hanno bisogno di un mezzo per propagarsi

V(frequenza) = C (m/s) / λ (m)

Hz quante oscillazioni avvengono in un secondo.

protoni ^CARICA ₊₁

elettroni: _-1

neutroni: ₀

ISOTOPI

(differiscono per il numero di massa)

ⁱ₁H -> idrogeno -> 1 protone 0 neutroni

²₁H -> deuterio -> 1 protone 1 neutrone

³₁H -> trizio -> 1 protone 2 neutroni

Cloro 75,8% ³⁵₁₇Cl 24,2% ³⁷₁₇Cl

Il peso atomico degli elementi presenti nella tavola è una media dei pesi atomici dei loro isotopi.

le onde

meccaniche -> hanno bisogno di un mezzo per propagarsi

elettromagnetiche -> non hanno bisogno di un mezzo per propagarsi

V (frequenza) = C (m/s) / λ (m)

Hz

quante oscillazioni avvengono in un secondo

All’aumentare della frequenza diminuisce la lunghezza d’onda e aumenta l’energia.

E = n. ν = h. C/λ

(piccoli pacchetti/quanto)

6,6 X 10^-24 J.s

v = c/λ

Spettro di emissione e di assorbimento

• Modello di Bohr > Bohr gira in orbito stazionario, l’elettrone non cade sul nucleo e quindi non lo assorbe amicizia.

Il postulato non deve essere dimostrato.

Postulati di Bohr

1. 1° Postulato di Bohr: > Ci sono orbite stazionarie quindi dei raggi quantizzati.

mvr = nh/2π

2° Postulato di Bohr

E = -^{13,6 eV}/_m²

e il postulato dell’energia quantizzata

r = _m² 5.292×10^-11 m

può assumere valori interi positivi.

STATO FONDAMENTALE + ENERGIA FORNITA → STATO ECCITATO

Se ponessimo nello stato eccitato, poi passa di nuovo allo stato fondamentale, perchè l'elettrone che si era spostato dall'orbita minore a quella maggiore dopo essere stato caricato dall'energia, ritorna nuovamente nell'orbita originaria.

∆E = E₂ - E₁ = ∆E = h_ν

Emissione di energia

Atomo di Bohr basato sulla meccanica deterministica, troppo precisa.

Senza pensare a possibili errori.

Principio di indeterminazione di Heisenberg

∆x · ∆(mv) ≥ h/4π

∆x è l'errore nelle misure della posizione, ∆(mv) è l'errore nelle misure della quantità di moto ed "h" è la Costante di Planck.

Con il principio di Heisenberg si passa dalla certezza alla probabilità , indeterminazione.

Il fotone può essere considerato:

• un'onda → E = hν → frequenza
• un corpuscolo → effetto Compton → p = mc = ^h/_λ

De Broglie

• fotone-onda → E = hν (Planck)
• fotone-corpuscolo → E = mc² (Einstein)

De Broglie → mc = hλ

^λ_{del fotone} ← ^h/_ρ = ^h/_mv

Interferenza e diffrazione

Le onde interagiscono tra di loro ma possono essere:

• in fase → interazione costruttiva
• non in fase → interazione distruttiva

Dispersione della luce bianca

È noto che la luce solare può essere scomposta in vari colori, fenomeno dell’arcobaleno e intervallo delle lunghezze d’onda del visibile.

Schroedinger

Lo stato di un elettrone è descritto dalla funzione d’onda Ψ (psi).

Ψ (x,y,z;t,m,l,s) = numero quantico numeri quantici di spin, l’orbita

La funzione d’onda Ψ non ha significato fisico diretto. Si può invece dimostrare che la funzione Ψ² è nota come densità di probabilità di trovare un elettrone nell’unità di volume ed è quindi proporzionale alle densità di carica presente.

M,l,m - identificano l’orbitale mentre il quarto numero quantico (lo SPIN) determina l’elettrone che può avere due valori fra 1/2 o -1/2. L’ampiezza di un’onda può essere sia positiva che negativa, Ψ² assume solo valori positivi.

Non si parla più di orbita ma di orbitale, dove si ha la possibilità di trovare un elettrone.

Se abbiamo il concetto di funzione d’onda, quindi probabilità, mai parliamo di onde.

L’onda non può essere fuori fase sennò si distrugge.

ORBITA PERMESSA —> numero intero di lunghezze d'onda

numero quantico principale

mλ = 2πr

ORBITE NON PERMESSE

se l'onda di De Broglie è fuori fase

All'interno di una scatola o tra due vincoli (i nodi):

• l₁ = ^λ/₂ —> ora non
• l₂ = λ —> non occorre
• l₃ = ³/₂ λ —> nessun postulato

perché smette di valere nel modello della QED

es. λ = ^h/_mv quadrato di moto

v_e = 1,0 × 10⁶ m/s

M_{palla da baseball} = 0,140 kg

V_e = 30 m/s

λ_e = ^h/_mv = ^{6,626 × 10-34 J · s}/_{9(1,40 × 10^-31 kg) · 1,0 × 10⁶ m/s}

= 3,3 × 10^-10

λ_{palla da baseball} = ^h/_mv = ^{6,626 × 10-34 J · s}/_{0,140 kg · 30 m/s}

= 1,5 × 10^-34 m

= 1,5 × 10^-24 Å

(è un valore senza senso per non ridicolo che la lunghezza d'onda è molto piccola)

NUMERI QUANTICI

• Il¹numero quantico n quantizza l'energia (n = 1,2,3, ...)

  quindi SOL valori interi positivi.

• Il²numero quantico l indica la forma dell'orbitale

  (ora ellissoidale e non più come diceva Bohr) (0 ≤ l ≤ n-1)

• Il³numero quantico magnetico m_l (-l ≤ m_l ≤ l)

  determina l'orientamento spaziale.

• Il⁴numero quantico è il numero magnetico di spin

  m_s (m_s = ±¹⁄₂) e determina il senso di rotazione dell'elettrone rispetto al suo asse

n = 1 → l = 0

n = 2 → l = 0 → 2s

l = 1 → 2p

m = 2l + 1

Non c'è più un'orbita precisa ma una nuvola elettronica

Orbitale 2s

n=2 l=0

m=2l+1

l=0 → s

l=1 → p

S nel nodo non c'è probabilità di trovare un elettrone

All'aumentare dell'orbitale e man mano che ci allontaniamo dal nucleo non ci sono più nodi.

orbitale 2p

n=2

l=1

numero quantico principale (n)

numero quantico secondario (l)

numero quantico magnetico (m_l)

numero quantico di spin (m_s)

Ogni orbitale presenta un proprio nodo

se l=1 allora m=_l = -1, 0, 1

e cambia la disposizione dell'orbitale

m = 2

l = 1

m = -1, 0, 1 → 3 disposizioni dell'orbitale

Orbitale 3p-4p

Per n = 3 l = 2 m = -2, -1, 0, 1, 2

Se hanno la stessa energia gli orbitali si chiamano

semidegenere o degenere incompleto.

Se cambio "n", i cinque valori di "m" hanno

tutto comunque la stessa energia.

Con l = 3

n = 3 colori

l = 0 → s

l = 1 → p

l = 2 → d

l = 3 → f

Il valore assoluto di n determina

l'energia dell'orbitale e individua

i 7 possibili

detti anche strato o guscio (shell).

m² mi dà il numero di orbitali per tipo presente

in ciascun livello energetico.

1° livello energetico

1 orbitale (1s) capienza max 2 elettroni (m=1

Principio di Pauli

Lo spin è relativo solamente all'elettrone, non

è il 4° numero quantico, ma lo ha solo

l'elettrone perché serve per definirlo.

In un orbitale possono stare al

massimo 2 elettroni, con spin opposto

m_s = -1/2 +1/2

Valori dello spin

2° livello energetico

1 orbitale s (2s) capienza max: 2 elettroni

3 orbitali p (2p) : 6 elettroni

m=2 l=1 m=3 (valori)

3° livello energetico

1 orbitale s (3s) Capienza max: 2 elettroni

3 orbitali p (3p) : 6 elettroni

5 orbitali d (3d) : 10 elettroni

4° livello energetico:

• 1 orbitale (4s) Capacità max: 2 elettroni
• 3 orbitali (4p) 6 elettroni
• 5 orbitali (4d) 10 elettroni
• 7 orbitali (4f) 14 elettroni

Bisogna descrivere un elettrone attorno ad un atomo.

1 elettrone dell’atomo di idrogeno sta nel primo livello energetico

H

• numero quantico principale
• numero quantico secondario

• numero di elettroni

Costruzione della configurazione elettronica degli elementi.

He 1s²

Li 1s² 2s¹

Be 1s² 2s²

B 1s² 2s² 2p¹

C 1s² 2s² 2p²

Misure di Spin Totale

1/2 + 1/2 = 1

• Più energetico perché c'è la repulsione.
• Oppure
• Meno energetico perché annulla la forza di repulsione tra due elettroni.

Regola di Hund

Ogni qual volta ci sono orbitali degeneri (o semi-degeneri) l'elettrone tende ad occuparne il maggior numero possibile.

• Periodo: in orizzontale
• Gruppo: in verticale
• 1^o GRUPPOtutti gli elementi hConfigurazione elettronica esterna s¹
• 2^o gruppoConfigurazione elettronica esterna s²→ blocco s poi ci sono blocco p, d, f.

Nel caso del litro così- Come di tutti gli elementia sinistra si considerala parte finale (configurazione elettronica esterna) perché formspesso reazioni.

-Arrivere per orbitali psempre in questo puntoe fondamentaleper le transizioni

N 1s² 2s² 2p³O 1s² 2s² 2p⁴F 1s² 2s² 2p⁵Ne 1s² 2s² 2p⁶Na 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹Mg 1s² 2s² 2p⁶ 3s²Al 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p¹Si 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p²P 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p³S 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴Cl 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵Ar 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶K 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 4s¹Ca 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 4s²Sc 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3d¹Ti 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3d²V 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3d³Cr 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 4s¹ 3d⁴Mn 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 4s¹ 3d⁵

Proprietà periodiche

(potenziali)

• energia di ionizzazione: energia necessaria per strappare un elettrone ad un atomo neutro

E ⇀ E⁺ + e^-

più alto è il potenziale di ionizzazione più basso il carattere metallico.

Affinità elettronica -> energia necessaria per far acquisire un elettrone ad un elemento.

[I RAGGIONICI] (NO!)