Riassunto esame Chimica, prof. Gambarotti

LA MATERIA

Il compito della chimica è quello di studiare la trasformazione della materia allo scopo di

sintetizzare nuovi materiali, ottimizzare processi chimici e minimizzare l’inquinamento. Ma prima

di tutto è necessario chiedersi: di cosa è fatta la materia?

ATOMO

Secondo Dalton, a materia è costituita da particelle indivisibili dette atomi. Queste particelle sono

tutte uguali e costituiscono la parte più piccola di un elemento. Nelle reazioni chimiche inoltre,

vige il principio di conservazione della massa di Lavoisier.

Nel 1800, William Crookes scopre i raggi catodici e nel 1897, Sir Joseph Thomson li utilizza nella

scoperta degli elettroni. Thomson, propone quindi un nuovo modello atomico: il plum pudding

model. Nel 1911 però, Ernest Rutherford esegue un esperimento a cui segue la scoperta del

protone. Il modello di Thomson, prevedeva un atomo in cui gli elettroni “galleggiano” in una

nuvola carica positivamente. Rutherford introduce il concetto di atomo nucleare: l’atomo è

un’entità pressochè vuota in cui quasi tutta la massa è concentrata nel nucleo attorno al quale

ruotano, a distanze diverse, elettroni.

In base alle leggi della fisica classica, una particella caria in moto circolare libera energia; di

conseguenza, gli elettroni che secondo il modello di Rutherford ruotano attorno al nucleo sono

destinati, con il tempo a precipitare su di esso. Per spiegare, quindi la disposizione degli elettroni

nell’atomo, entra in campo la fisica quantistica, secondo cui, gli atomi eccitati emettono luce di

diverso colore e i particolari colori emessi dipendono dalla disposizione degli elettroni nell’atomo;

studiando, quindi gli spettri di emissione si può risalire alla disposizione degli elettroni. Secondo la

fisica classica, la luce ha solo una natura ondulatoria: questo però non spiega tre fenomeni:

1.RADIAZIONE DEL CORPO NERO

Quando un corpo viene scaldato, esso emette luce di una certa intensità e frequenza. Un corpo

nero è un sistema ideale che assorbe tutta l’energia incidente, si scalda ed emette energia con una

frequenza strettamente legata alla temperatura a cui si trova. La fisica classica non riusciva a

trovare equazioni in grado di approssimare le curve di emissione del corpo nero. Ci pensa Max

Plank, secondo cui un corpo ad alta temperatura è in grado di emettere (o assorbire) solo certe

quantità di energia, descritte dalla relazione:

Dove n = numero quantico, h = cost. di Plank e v = frequenza. Secondo questa teoria, ogni

( )

“pacchetto” di energia è detto quanto e un atomo varia i suoi stati energetici assorbendone o

cedendone. 2.EFFETTO FOTOELETTRICO

L’emissione di elettroni dalla superficie di un metallo illuminato da luce monocromatica (se

l’energia è sufficiente), genera corrente elettrica. La fisica classica non riusciva a spiegare questo

fenomeno, ma ci riuscì Einstein, che nel 1905 affermò che la luce è di natura particellare ed è

costituita da fotoni (anch’essi dei quanti).

3.SPETTRI ATOMICI

1

Nell’emissione, qualsiasi elemento emette energia luminosa con frequenze ben determinate.

Nell’assorbimento, lo stesso elemento assorbe energia luminosa le cui frequenze son solo quelle

che è in grado di emettere. Quindi, l’elettrone, all’interno dell’atomo può avere solo valori discreti

di energia. MODELLO ATOMICO QUANTIZZATO

Sulla base delle scoperte della fisica quantistica, Bohr introdusse il modello quantizzato

dell’atomo, secondo cui:

 L’elettrone ruota attorno al nucleo in orbite con determinato raggio ed energia: stati

stazionari.

Se n = livello energetico

 Raggio

 ⁄ ⁄

Energia con

 Variando la sua energia, un elettrone può passare da un livello all’altro, ma non sono

ammessi mezzi salti.

 Quando l’elettrone torna allo stato fondamentale (n=1), viene emessa energia ,

quindi alla fine del processo .

Il modello atomico di Bohr aveva, però un difetto fondamentale: l’elettrone, in questo modello

non obbedisce alla fisica classica che però è stata utilizzata per definire la sua orbita (posizione) ed

energia (velocità). Nel 1927, Heisenberg enunciò il principio di indeterminazione secondo cui è

impossibile determinare contemporaneamente posizione e velocità di particelle piccole come

elettroni; ciò rende privo di significato il modello di Bohr. L’atomo viene, quindi, studiato secondo

la meccanica ondulatoria. L’ATOMO E LA MECCANICA ONDULTORIA

POSTULATO DI DE BROGLIE

Se alla luce, che è un fenomeno ondulatorio, sono associate caratteristiche corpuscolari della

materia allora deve essere vero anche il contrario: la materia, che ha con certezza caratteristiche

corpuscolari dovrà avere anche proprietà ondulatorie. Se la massa si converte in energia, allora

alla massa posso associare un onda, infatti: ⁄ ⁄

{ ( )

ELETTRONE, ONDA MATERIALE: EQUAZIONE DI SCHRODINGER E NUMERI QUANTICI

Schrodinger applicò la relazione di De Brogliè al moto di particelle vincolate (come elettroni) e ne

ricavò un equazione d’onda che descrive gli elettroni come onde materiali tridimensionali di

ampiezza o funzione d’onda . ( )

L’equazione ammette infinite soluzioni, ma solo le funzioni d’onda associate a onde stazionarie

sono accettabili. 2

Per onda stazionaria si intende un’onda che vibra in una determinata

regione di spazio e la cui configurazione non varia nel tempo, dando

origine a stati stazionari, ovvero stati di energia costante.

L’elettrone è assimilabile a un’onda stazionaria tramite la funzione d’onda descritta dai numeri

( )

quantici n,l,m. Una funzione d’onda caratterizzata da ben precisi numeri quantici è detta

orbitale. Mentre è l’ampiezza d’onda e non ha nessun significato fisico, è la

probabilità di trovare un elettrone in un determinato punto dello spazio attorno al nucleo, quindi

determina la forma dell’orbitale, definendo sia energia che carica.

Attenzione! La funzione dà un informazione di tipo statico: non

possiamo dire dove si trova esattamente l’elettrone in ogni istante, ma

solo indicare quale probabilità essa abbia di trovarsi in una determinata

zona dello spazio.

 

n: numero quantico principale definisce l’energia.

Al crescere di n aumenta l’energia dell’elettrone e la zona di spazio in cui è più probabile

trovarlo.

 

l: numero quantico secondario definisce la forma dell’orbitale.

Le forme più comuni sono s,p,d,f.

 Orbitali s: una sola direzione nello spazio, quindi orbitali sferici.

Definiamo: 

| ( )|

- densità di probabilità massima in prossimità del nucleo

| ( )|

- probabilità radiale.

 Orbitali p: tre direzioni nello spazio, quindi orbitali a doppia clava.

RAPPRESENTAZIONE ENERGETICA DELL’ORBITALE

Per Z = 1, l’energia dell’orbitale dipende solo da n, mentre per Z>1, dipende anche da l a causa

dell’effetto schermo: se in un atomo sono presenti più elettroni questi risentiranno non solo della

forza attrattiva del nucleo, ma anche della forza repulsiva degli altri elettroni.

La carica efficace sarà quindi Z = Z – S. Per questo motivo gli orbitali più interni sono più

eff

penetranti, ovvero risentono di una carica nucleare maggiore rispetto a quelli più esterni.

3

CONFIGURAZIONE ELETTRONICA

La configurazione elettronica si organizza in modo che gli elettroni occupino gli orbitali a più bassa

energia in modo da rendere minima l’energia interna dell’atomo. Definiamo:

 Principio di esclusione di Pauli: ogni orbitali può contenere solo due elettroni di spin

opposto, così da avere la minor repulsione magnetica possibile.

 Regola di Hund: gli orbitali degeneri vengono occupati da elettroni così che la somma

vettoriale degli spin sia massima. Quindi, gli elettroni cercano di disporsi il più lontano

possibile tra loro (riempiono prima tutti gli orbitali e poi si accoppiano).

All’aumentare di Z, l’energia delle orbitali diminuisce, poiché questi sono sempre più lontani dal

nucleo. PROPRIETA’ MAGNETICE DEGLI ELEMENTI

Derivano dalla configurazione elettronica degli atomi.

 Atomi con elementi spaiati diventano piccoli magneti e vengono attratti da un campo

magnetico. Tali sostanze vengono dette paramagnetiche.

 Atomi con solo elettroni accoppiati sono detti diamagnetici.

CLASSIFICAZIONE PERIODICA DEGLI ELEMENTI

Con il meccanismo dell’AUFBAU (riempimento) applicato agli atomi ordinati secondo Z crescente e

andando a capo dopo aver raggiunto l’ottetto, si evidenzia il ripetersi periodico di strutture

elettroniche esterne lungo il gruppo e quindi, visto che solo gli elettroni di valenza entrano in gioco

nei legami, anche di proprietà chimiche. Altre proprietà sono legate a:

 Z che aumenta lungo il periodo (aumenta la forza attrattiva del nucleo) e rimane

eff

pressochè costante lungo il gruppo (Z e S aumentano entrambi). Poiché Z è la carica

eff

sentita dall’elettrone più esterno, questa determina l’estensione dell’orbitale ovvero la

dimensione dell’atomo.

 ⁄

Raggio atomico che aumenta lungo il gruppo e diminuisce lungo il periodo.

 Energia di ionizzazione (EI)

L’energia necessaria per rimuovere un elettrone da un atomo ed è l’opposto dell’energia

 ⁄

coulombiana . Quindi, aumenta lungo il periodo e

diminuiscono di poco lungo il gruppo. Le energie di ionizzazione successive sono sempre

nettamente superiori all’energia di ionizzazione primaria.

Tanto minore è EI, tanto maggiore è il carattere metallico dell’elemento,

cioè tanto più facilmente si forma Ne segue che questo diminuisce

lungo il periodo e aumenta lungo il gruppo.

 Affinità elettronica (EA)

Energia liberata quando ad un atomo neutro viene addizionato un elettrone. Avremo

⁄

quindi che . Di conseguenza EA aumenta lungo il periodo e diminuiscono di

poco lungo il gruppo.

 Raggi ionici 4

CARATTERIZZAZIONE DI UN ELEMENTO CHIMICO E MOLE

Qualsiasi elemento chimico è caratterizzato da un numero di massa (A) (numero di protoni +



numero di neutroni) e un numero atomico (Z) (numero di protoni) caratterizza l’elemento.

Atomi con uguale numero atomico ma diverso numero di massa sono chiamati isotopi.

In base alle proprietà fisiche periodiche, gli elementi si possono suddividere in:

 Metalli: basse IE, perdono facilmente elettroni dando cationi e formano composti ionici

con non metalli.

 Non metalli: alte EA, acquisiscono facilmente elettroni dando anioni.

 Semimetalli: assumono un diverso comportamento a seconda del partner.

Il chimico Mendleev fu il primo ad accorgersi delle somiglianze nelle proprietà chimiche di alcuni

elementi e li ordinò in una tavola, chiamata tavola periodica. Ordinando, però, gli elementi nella

tavola secondo Z, avremo elementi fuori sequenza. Introduciamo la massa atomica relativa (uma):

Dove il valore di riferimento è la dodicesima parte del carbonio 14. Pesare le molecole, però è

praticamente molto difficoltoso, quindi viene introdotta la mole: massa atomica in grammi. Una

mole contiene lo stesso numero di particelle in qualsiasi elemento. Questo numero è chiamato

numero di Avogadro . 5

LEGAMI

Solo i gas nobili esistono in natura come atomi, tutto gli altri elementi formano legami. I metalli

formano legami metallici, i non metalli esistono in natura come molecole con legami covalenti.

Esistono, inoltre, legami di tipo ionico (esiste il reticolo ionico) e molecolari (esiste la molecola,

sono legami covalenti). Se due atomi reagiscono spontaneamente a formare una molecola è

perché la formazione del legame porta allo sviluppo di energia, che abbassa l’energia totale del

sistema. Possiamo distinguere:

 Legami ionici (trasferimento di elettroni tra atomi), di natura elettrostatica: non esiste la

molecola, ma il cristallo ionico (legame adirezionale).

( ) ( )

 Legame covalente (compartecipazione di elettroni): esiste la molecola e il legame è

direzionale. Possiamo descrivere questo tipo di legame mediante tre teorie:

1.TEORIA DI LEWIS

Gli atomi condividono una o più coppie di elettroni di valenza, realizzando l’ottetto. Il modello di

Lewis rappresenta gli elettroni di valenza per mezzo di punti. Possiamo avere anche legami doppi o

tripli e, generalmente:

 L’ordine di legame coincide con il numero di legami. Maggiori sono le coppie condivise, più

forte sarà il legame.

 La distanza di legame (distanza tra i due nuclei) è tanto maggiore quanto minore è l’ordine

di legame.

 L’energia di legame è quella necessaria per rompere il legame.

( )

ELETTRONEGATIVITÀ

Si definisce tale la tendenza di un atomo ad attrare su di se gli elettroni di legame. E’ una

grandezza relativa e può essere correlata con EI ed EA. Per convenzione, Pauling scelse il fluoro

( ).

come elemento più elettronegativo Quanto maggiore è la differenza di elettronegatività

tra due elementi tanto maggiore è:

- La separazione di carica ;

- La percentuale di legame ionico;

- La polarità del legame.

L’elettronegatività aumenta lungo il periodo e diminuisce lungo il gruppo.

LEGAME IONICO

Generalmente si ha se . Si avrà quindi la formazione di un solido ionico tenuto insieme

dall’energia reticolare che è tanto maggiore quanto maggiore è .

LEGAMI COVALENTI POLARI

Si hanno tra atomi aventi diversa EI ed EA. La coppia di legame è più vicina all’atomo con maggiore

elettronegatività. La molecola si dice allora polare. Avremo una percentuale di carattere ionico che

si sovrappone al legame covalente: il legame è quindi più forte.

6

LEGAME DATIVO

I due atomi impegnati nel legame non sono più paritetici: avremo un atomo datore e uno

accettore. STRUTTURE DI RISONANZA ED ECCEZIONI ALL’OTTETTO

Spesso una sola struttura atomica non è veritiera, infatti per alcune tipologie di atomi o molecole

una sola struttura di Lewis è in disaccordo con i dati sperimentali. Per questo motivo si dice che di

un legame esistono diverse strutture di risonanza. Oltretutto, ci sono dei casi che eccedono la

regola dell’ottetto. In particolare avremo:

- Ottetti incompleti: caratteristica dei composti di Berillio e Boro;

- Ottetti espansi: caratteristica dei metalli con , che hanno la possibilità di accedere

agli orbitali d;

- Specie con elettroni spaiati: vengono chiamati radicali e sono paramagnetici e molto

reattivi. L’ossigeno O , ad esempio, è un biradicale fortemente reattivo.

2 GEOMETRIA MOLECOLARE

Poiché i legami covalenti sono direzionali, esiste una geometria molecolare basata sulla teoria di

Lewis e la VSEPR, un modello basato su considerazioni elettrostatiche secondo cui cariche uguali,

vincolate in un punto e libere di muoversi, si dispongono alla massima distanza tra loro, così da

minimizzare la loro repulsione elettrostatica. La geometria di legame dipende sia dalle coppie di

legame che dalle coppie solitarie.

. 7

Una molecola perfettamente simmetrica, sia nella geometria che nella distribuzione di carica, avrà

un momento di dipolo nullo. Quando, invece, non c’è simmetria, le molecole sono polari. Quanto

maggiore è la polarità del legame, tanto maggiore sono le forze di attrazione tra gli atomi e tanto

maggiore sarà l’energia (quindi il calore) necessario per rompere il legame.

SMOG FOTOCHIMICO

Si accentua in estate nei centri abitati ad alto inquinamento dovuto ad

emissione di NO presente nei gas di scarico. Questo porta alla

2

formazione di azoto, dannoso per il nostro organismo. Infatti:

2.LEGAME DI VALENZA SECONDO LA MECCANICA ONDULATORIA

VALENCE BOND

Secondo questa teoria, l’elettrone è dissolto in una nube di carica e diviene fondamentale il

concetto di orbitale. La teoria afferma che, la formazione di un legame avviene mediante la

compenetrazione degli orbitali interessati. Abbiamo due tipi di legame:

 Legame dove si ha la sovrapposizione degli orbitali atomici lungo l’asse che congiunge i

due nuclei.

 Legame , dove si ha la sovrapposizione degli orbitali p paralleli tra loro e perpendicolari al

legame .

Quindi i legami semplici sono , il doppio legame è la somma di un legame e un legame il

triplo legame è la somma di un legame e due legami . Le molecole biatomiche (O , H ..) si

2 2

)

spiegano bene mediante la sovrapposizione di orbitali puri ( ma per le molecole

poliatomiche, (BeCl ,BF …) la teoria V.B. è in disaccordo con i dati sperimentali, questo perché gli

2 3

orbitali atomici puri non sono adatti. Occorrono quindi i così detti orbitali ibridi, che consistono

nella combinazione lineare di orbitali atomici s,p,d. Per combinazione lineare intendiamo che X

orbitali forniscono X orbitali isoenergetici ibridi e, in questa formazione, all’orbitale s (sempre

presente) si sommano orbitali p e d, ottenendo:

 3

Ibridi sp , dati dalla combinazione lineare 1s+3p, sono 4 orbitali isoenergetici disposti

secondo i vertici di un tetraedro.

 2

Ibridi sp , dati dalla combinazione lineare 1s+2p, sono 3 orbitali isoenergetici disposti a

120° tra loro.

 Ibridi sp, dati alla combinazione lineare 1s+1p, sono 2 orbitali isoenergetici disposti a 180°

tra loro.

 3 3 2

Ibridi sp d e sp d , dati rispettivamente dalla combinazione lineare 1s+3p+d e 1s+3p+2d e

formati da 5 e 6 orbitali isoenergetici. 8

3.ORBITALI MOLECOLARI

La teoria assume che gli orbitali s e p si combinano nella molecola per formare