Materia,Atomi,Nomenclatura,Massa

XY

Z n Z:numero atomico

n:numero di atomi nel composto

Nucleo:specie atomica caratterizzata da una coppia di

valori Z e A.

Isotopi:

1H: idrogeno uno nuclide con un protone

➞

2H: idrogeno due (deuterio) nuclide con un protone e

➞

un neutrone

3H: idrogeno tre (trizio) nuclide con un protone e due

➞

neutroni.

Gli isotopi hanno stesso Z e diverso A; hanno anche

identica reattività tra loro con piccole differenze di

proprietà.

Neutroni: stabilizzano il nucleo riducendo le repulsioni.

Elettroni: 1H ha un solo elettrone.

Modello di Bohr:

L'elettrone si muove lungo orbite sferiche;è sempre

possibile calcolarne esattamente posizione e velocità.

L'energia dipende dall'orbita in cui si trova,se si fornisce

energia,esso si sposta ad un'orbita più esterna e

viceversa.

L'energia accettata o ceduta corrisponde alla differenza di

energia tra l'energia delle orbite.

Superamento modello di Bohr:

Non può essere esteso agli elementi aventi più di

elettrone.

Principio di indeterminazione:

Non si possono determinare contemporaneamente

posizione e velocità. Quando si calcola il dato di uno con

esattezza,non si può determinare l'altro con eguale

precisione perché l'elettrone si comporta come un'onda

elettromagnetica.

Funzione d'onda: Ψ

Essa può essere calcolata con esattezza solo per

l'idrogeno,per gli altri elementi possono essere calcolati

solo risultati approssimativi. Non è possibile calcolare la

posizione di un elettrone,è possibile però calcolare la

probabilità che un elettrone si trovi in una data posizione

in un tempo preciso.

Ψ^2 è la probabilità

Orbitali e numeri quantici:

Ogni orbitale è descritto da numeri quantici

n: principale (1,2,3,…) livello

➝

l: secondario (0,1,….,n-1)➝ sottolivello

m: magnetico (-l,….,0,….,+l)➝orbitale

s: spin (+/-) quando n,l e m sono uguali allora s deve

➝

essere opposto.

l=0➝s

l=1➝p

l=2➝d

l=3➝f

Energia degli orbitali:

E= -K/n^2 K=13,6 eV

n= numero quantico principale

L'energia varia per i quanti determinati dal valore di n.

Livelli e sottolivelli:

L determina il numero di sottolivelli presenti in un livello.

Il numero di sottolivelli è uguale al numero di valori di l

permessi da quel livello (l=0,1,2,….,n-1)

es n=2➝ l=0 l=1 due sottolivelli

Ogni sottolivello ha un certo numero di orbitali

determinato da m.

Sottolivelli e orbitali: m=-l,….,0,….,+l

Il numero di orbitali è uguale a 2l+1

es livello s l=0➝2x0+1➝un orbitale

➝

Rappresentazione orbitali:

rappresentazione grafica➝superficie chiusa entro cui si

trovano gli elettroni

forma:

-s➝sferica

-p➝ 2 lobi

-d➝4 lobi

-f➝8 lobi

Spin elettronico:

Rotazione di elettroni su se stessi generando un campo

magnetico

s= +1/2 senso orario

s= -1/2 senso antiorario

Atomi polielettronici (Z>1)

L'energia dipende da n e l; s<p<d<f

I sottolivelli hanno energie diverse;gli orbitali di un dato

sottolivello hanno energia uguale.

Livelli e sottolivelli negli atomi polielettronici:

All'aumentare di n,la differenza di energia tra i livelli è

sempre più piccola tanto da far sovrapporre i livelli con

energia minore a quelli con energia maggiore.

Riempimento degli orbitali atomici:

•principio di minima energia: si riempiono prima gli

orbitali a energia più bassa

•principio di esclusione: ogni orbitale può contenere al

massimo due elettroni con spin opposto

•principio di massima molteplicità: a parità di energia,gli

elettroni occupano il maggior numero di orbitali con spin

parallelo.

Configurazione elettronica: stabilisce il numero di

elettroni presenti e in che orbitali di trovano.

Gas nobili: hanno livello o sottolivello finale riempiti

Configurazione elettronica:

interna (configuration gas noble) + esterna (elettroni in

più rispetto al gas nobile)

La reattività dipende dalla configurazione esterna.

1s

2s 2p

3s 3p

4s 3d 4d

5s 4d 5p

6s 4f 5d 6p

7s 5f 6d 7p

Tavola periodica:

- disposizione elementi in ordine di Z crescente

- si va a capo quando si incontra un gas nobile

- gli elementi dello stesso gruppo si dispongono nella

stessa colonna

gruppi verticali

➝

periodi orizzontali

➝

Proprietà periodiche degli elementi:

•Raggio atomico: aumenta scendendo nel gruppo e

diminuisce lungo il periodo

• Potenziale di ionizzazione (I) : aumenta lungo il periodo

e diminuisce scendendo nel gruppo; indica la tendenza a

perdere elettroni (minimo nel primo gruppo)

X(g)➝X(g)^+ + e-

• Affinità elettronica (A): aumenta lungo i periodi e varia

poco nell'ambito dei gruppi; variazione di energia quando

un atomo forma l'anione corrispondente

X(g) + e-➝X(g)-

I ed A determinano la reattività di un elemento; elementi

con basso I tendono a formare cationi (X+),mentre

elementi con alto A tendono a formare anioni (X-).

Cationi:

il numero di elettroni che un atomo può perdere nei

processi di ionizzazione ha un limite;dopo la

ionizzazione l'aumento dei valori di I può far si che il

prodotto della ionizzazione superi la configurazione

elettronica tipo gas nobile.

es Li:[He]2s^1 Li+ = [He]: 1s^1

➝

I cresce dalla prima alle successive ionizzazioni;

formando il catione si può perdere un numero di elettroni

fino a raggiungere la configurazione del gas nobile che

precede.

Anioni:

ad un atomo si possono aggiungere uno o più elettroni,

es Cl+e-➝Cl-

La specie ottenuta presenta la configurazione elettronica

del gas nobile che segue

es Cli: [Ne]3s^2 3p^5➝Cl-: [Ne]3s^2 3p^6 = [Ar]

Non può essere aggiunto un numero di elettroni

maggiore di quello necessario per arrivare alla

configurazione del gas nobile che segue l'elemento.

Gli elementi reagiscono tendendo a dare la

configurazione del gas nobile perché più stabile.

Massa: concentrata nel nucleo

Protone:

carica +1,602x10^-19

massa 1,672x10^-24

Elettrone

carica -1,602x10^-19

massa 9,109x10^-28

Neutrone

carica /

massa 1,675x10^-24

difetto di massa Δm: la massa calcolata e quella effettiva

non coincidono

massa calcolata➝somma delle masse delle particelle che