Numeri quantici, proprietà periodiche, legami - Chimica generale ed inorganica

La chimica parte dal Big Bang

La chimica parte dal Big Bang, ha dato origine a particelle, poi atomi e molecole.

Quark e particelle

Quark, scoperti da Feynman e Murray Gell-Mann, componenti dei protoni: l'energia si trasforma in quark.

• Up — carica +2/3.
• Down — carica -1/3.

Se un protone e un elettrone collidono formano un neutrone.

u = 1,6605 x 10^-27 kg.

Particelle = protoni, elettroni, neutroni, fotoni, neutrino, positrone — elettrone con carica + che deriva dalla decomposizione della materia, particelle α — nuclei di elio, particelle β — elettroni, fotoni γ — emessi dal nucleo.

Deuterio: isotopo dell'H, ha un neutrone, perciò ha massa superiore.

Trizio.

30/09/19

La chimica parte dal Big Bang, ha dato origine a particelle, poi atomi e molecole.

Quark, scoperti da Feynman e Murray Gell-Mann, componenti dei protoni, energia si trasforma in quark.

• Up - carica +2/3.
• Down - 1/3.

Se un protone e un elettrone collidono formano un neutrone.

u = 1,6605 10^-27 kg.

Particelle: protoni, elettr., neutroni, positrone - elettrone con carica + che deriva dalla decomposizione della materia, particelle d - nuclei di elio, particelle β - elettroni, fotoni γ - emessi dal nucleo.

Deuterio - isotopo dell'H - ha un neutrone, perciò ha massa superiore.

Trizio - " ".

Ottetto e massa atomica

Ottetto: grande stabilità → elementi che reagiscono con fatica, ele. monoatomici.

Massa atomica H: mp + me = 1,6726·10^-24 g + 9,1·10^-28 g = 1,67351·10^-24 g.

Massa di una mole: M_atomica: N_A = 1,67351·10^-24 6,0221·10²³ = 1,007 g.

Sulla tavola periodica è 1,0079, perché tiene conto anche degli isotopi: deuterio e trizio.

Elettroni e luce

Gli elettroni hanno una doppia natura: corpuscolare, ondulatoria.

Formale da un campo elettrico e uno magnetico.

E = E₀ sen(2πτ(t)).

Frequenza = c/λ.

B oscilla in modo perpendicolare ad E.

La luce violetta è quella meno energetica?

La luce "rossa" è quella "più"?

Trasportano fotoni (pacchetti di energia).

Gli atomi sono in grado di assorbire la luce e quindi formi.

Si occupa di ciò la fotochimica.

Effetto fotoelettrico

Effetto fotoelettrico.

Vengono estratti elettroni da alcuni metalli attraverso radiazioni ultraviolette.

Energia fotoni = hν.

Utilizzata per estrarre gli elettroni, se eccede viene trasformata in E_c = 1/2 m_ev².

Anche gli elettroni come la luce danno origine a fenomeni di interferenza.

ψ = funzione d'onda: R(ξ) Θ(θ) Φ(φ).

Eψ = gψ energia associata.

Ĥ = E_c + E_p.

ψ² probabilità di trovare e^- in una regione di spazio.

Numeri quantici e orbitali

ψ dipende da una serie di numeri quantici.

1 n = numero quantico principale. Varia da 1 a ∞.

2 ℓ = numero quantico del momento angolare orbitale. Varia da 0 a n-1.

3 mℓ = [-ℓ, ..., 0, ..., ℓ]. Indica il diverso tipo di orbitali.

mℓ = 0 → orbitale s → si hanno ovunque nella sfera.

mℓ = -1, 0, 1 → 3 orbitali p → lungo gli assi cartesiani x, y, z.

mℓ = -2, -1, 0, 1, 2 → 5 orbitali d → con lobi che si hanno fra gli assi (centrosimmetrica).

Serie di Balmer → lunghezze d'onda visibili.

Serie di Lyman → → ultraviolette.

4° numero quantico → di spin (n_s).

Vale +¹/₂ o -¹/₂ → rotazioni in senso opposto.

In un orbitale ci possono stare al max 2 elettroni, con spin opposto (*).

→ Versi con cui riempio gli orbitali: prima 1s poi 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p.

Principio di esclusione di Pauli.

Proprietà periodiche

Lungo un periodo diminuisce raggio per effetto schermo.

Gli elettroni schermano sempre meno.

Z_eff < Z.

X-elettroni di schermo, inferiore rispetto a Z (carica nucleare).

Carica nucleare effettiva di cui risentono gli e^- degli ultimi livelli energetici.

Lungo un gruppo aumenta.

Energia di ionizzazione aumenta da SX verso DX, diminuisce dall’alto in basso.

→ Processo enderg. → aggiungo en. → per togliere un e^-.

→ Esorg. → libero en. → aggiungere un e^-.

[In realtà dipende dagli atomi]

Affinità elettronica: energia emessa all’attrarre e^- ne aumenta, aumenta.

Elettronegatività: IP + EA.

Affinità elettronica.

Potenziale di ioniz.^/2

• Milli: 10^-3.
• Micro: 10^-6.
• Nano: 10^-9.
• Pico: 10^-12.
• Femto (f): 10^-15.

Metalli e non metalli

8/10/19

Di transizione.

Ci sono metalli che possono avere diversi stati di ossidazione.

In₂, Sn, Sb, Tl, Pb, Bi.

Perché c'è una coppia di elettroni che rimangono allacciati.

Caratteristiche dei metalli e non metalli

• Conduttori di elettricità (movim. di e^-).
• Duttili.
• Malleabili.
• Lucidi.
• Solidi.
• Alti punti di fusione.
• Conduttori di calore (movim. di nuclei).
• Reagiscono con gli acidi.
• Formano ossidi basici.
• Formano cationi.
• Alogenuri ionici (es. NaCl).
• Poveri conduttori di elettricità.
• Non duttili.
• Non malleabili.
• Non lucidi.
• Solidi, liquidi, gassosi.
• Bassi punti di fusione.
• Non conducono calore.
• Non reagiscono con acidi.
• Formano ossidi acidi → anidridi.
• Formano anioni.
• Alogenuri covalenti (es. PCl₅).

I legami

Legame ionico

Legame ionico.

Anione, catione. Li unisce. Gli è appartengono agli elementi più elettronegativi.

F = Q1Q2 / d2 1 / 4πε0.

Forza attrattiva del legame ionico.

E_c = F ∙ d = _Q1Q2 / _d ¹ / _4πε0.

Dove d = c t + t₀.

Legame covalente

Legame covalente ⇒ si condividono coppie di elettroni.

In questo modo si aggiunge la configurazione elettronica del gas nobile che segue o precede.

Es: legame ionico → Na⁺ - Cl^-.

Per passare da Na a Na⁺ e da Cl a Cl^- bisogna usare energia, la quale poi viene restituita quando si forma il legame.

Struttura ottaedrica NaCl.

In realtà sono in intimo contatto.

Energia di dissociazione: più è elevata, più la molecola è stabile.

Oltre questa distanza se diminuisce l’energia schizza.

Curva di Morse.

Le nostre ossa sono fatte di fosfato di calcio (Ca₃(PO₄)₂), sale.

Quando si forma un sale da un legame ionico ci saranno anioni e cationi al suo interno.

Luce e calore sono le due fonti di energia che permettono di creare ioni.

Legame covalente: elettroni condivisi.

Si indica con un trattino (-).

Es. CH₄.

Notazione di Lewis.

Tipi di legame covalente:

• Singolo.
• Doppio.
• Triplo.
• Dativo.

Aumenta la forza attrattiva e diminuisce la distanza tra i nuclei.

Dipolo e legami covalenti

Dipolo.

Si crea quando si avvicina un atomo più elettronegativo ad uno meno elettronegativo.

Es. H₂O.

Cariche parziali.

Dipolo dell'acqua.

I legami possono essere descritti tramite percentuali di ionicità, anche se sono covalenti.

Bassa percentuale di legame ionico, alta percentuale di legame covalente.

Alta, bassa.

Tanto più piccolo un anione tanto meno è possibile distorcere la sua carica.

Legame singolo, legame doppio, legame triplo.

Legame covalente: legame debole, legame forte.

Movimenti molecolari e umidità

In una molecola gli atomi vibrano, cambiando le distanze interatomiche.

Tranne allo 0 assoluto (0 K).

Movimenti: stretching simmetrico, antisimmetrico, bending.

L'entità di questi movimenti dipende dalla temperatura.

Umidità → acqua che vibra e porta con sé calore.