Riassunti Chimica Fisica

STORIA DELLA CHIMICA

DEMOCRITO (400 a.C.) = atomo invisibile.

EPICURO (200 a.C.) = atomi dotati di caratteristiche particolari in base alla materia.

Si muovono, si uniscono e si separano creando varie sostanze.

ALCHIMIA = nasce in Oriente, si diffonde in Europa con Alessandro Magno e si

afferma nel Medioevo. Inizia la ricerca di farmaci e viene scritto il 1°testo di

farmacologia: Il Canone Della Medicina Di Avicenna. Viene inventata la vetreria

laboratoriale e si sviluppa la tecnica della distillazione e l’uso degli acidi.

LAVOISIER (1787) = studia la combustione e la calcinazione dei metalli. Identifica

l’Ossigeno, l’Azoto, la Luce e il Calore come elementi. Sancisce la Legge Di

Nulla Si Crea, Nulla Si Distrugge, Ma Tutto Si

Conservazione Della Massa:

Trasforma. Il Peso Di Una

PROUST (1799) = teorizza la Legge Delle Proporzioni Definite:

Molecola È Dato Dal Peso Degli Atomi Che La Compongono. Quando 2

DALTON (1803) = sancisce la Legge Delle Proporzioni Multiple:

Elementi Si Combinano Tra Loro, Le Quantità Di Ciascuno Stanno Tra Loro Come

Numeri Piccoli E Interi. Secondo lui, la materia è composta da atomi indivisibili e

inalterabili. Teorizza che esistano atomi con differenti caratteristiche e divide le

sostanze in:

semplici, costituite da atomi della stessa specie;

 complesse, costituite da atomi diversi.



GAY-LUSSAC (1808) = Legge dei rapporti volumetrici gassosi definiti e costanti.

LEGGE DI AVOGADRO (1811) = spiega che i volumi uguali di 2 gas diversi, alla

stessa temperatura e pressione, contengono lo stesso numero di molecole

(6,022x10 ).

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MENDELEEV (1869) = raccoglie in ordine tutti gli elementi esistenti sulla Tavola

Periodica.

LA SCOPERTA DELL’ELETTRONE

THOMSON (1897) = indagò sui raggi catodici, radiazioni che si sviluppano

applicando un forte voltaggio a 2 elettrodi posizionati in un tubo di vetro, posto

sottovuoto. Sulle superfici interne vi è una vernice che riflette le radiazioni. Al centro

viene posto una palettina che girando avrebbe dimostrato la massa dell’elettrone. La

palettina venne poi sostituita da un secondo campo elettrico con differenza di

potenziale inferiore (deflessore). Con questo, il raggio luminoso deviò verso il polo

positivo, dimostrando che le particelle che lo componevano avevano carica negativa.

Determinò il Rapporto Tra La Carica E La Massa Dell’elettrone:

e C

= 1,76x10 11

Me Kg

MILLIKAN (1909) = costruì un dispositivo che permetteva di misurare la massa di

minuscole gocce d’olio, osservandone la velocità di caduta, dentro una camera

contenente particelle di gas ionizzate. Applicò al dispositivo un campo elettrico che

attraeva le goccioline verso l’alto e misurando l’energia che bastava a vincere la forza

di gravità, trasse il valore della carica presente su di esse. Il valore è:

-e e −19

=

con 1.602× 10 C

Applicando poi il rapporto e/Me misurato da Thomson, ne ricavò la massa:

−31

9,109 ×10 Kg

M =

e

Essendo però gli atomi neutri, Millikan ipotizzò che dovevano esistere anche delle

cariche positive, e che queste si dovessero trovare nell’atomo in disposizione casuale

(Modello A Panettone).

LA SCOPERTA DEL NUCLEO

RUTHERFORD (1911) = sapeva che alcuni elementi emettevano fasci di particelle

positive che egli chiamò particelle α. Con queste bombardò una sottile lamina di

platino, ipotizzando che se la disposizione delle cariche positive nell’atomo erano in

ordine casuale, le particelle α sarebbero dovute passare quasi tutte, deviando

eventualmente di pochissimo. I risultati condussero Rutherford al Modello Nucleare,

poiché alcune particelle α, variavano di più di 90° la loro traiettoria, mentre altre

rimbalzavano nella direzione di provenienza. Pertanto, ne dedusse che la carica positiva

dell’atomo doveva essere raccolta in un nucleo, il quale respingeva le particelle α

quando ne entravano a contatto. Gli elettroni invece dovevano essere sospesi attorno al

nucleo. Successivamente Rutherford riuscì a calcolare il raggio del nucleo:

R = -10 del R

5

Nucleo Atomico

LE ONDE ELEETTROMAGNETICHE

Studiata da una branca della chimica detta Spettroscopia, la luce è una forma di

radiazione elettromagnetica costituita dall’insieme di un campo elettrico ed uno

magnetico che si propaga nello spazio ad una velocità di:

m

C 8

= 3 ×10 s

Quando un raggio oltrepassa l’elettrone, il suo campo elettrico lo sospinge prima in un

verso, poi in quello opposto, per più volte. Il numero di queste oscillazioni al secondo,

si chiama Frequenza (ѵ), la cui unità di misura è l’Hertz (H). L’onda è caratterizzata

da:

Ampiezza, picco più alto rispetto all’asse orizzontale;

 Intensità, determinata dal quadrato dell’ampiezza;

 Lunghezza d’onda (λ), è la distanza tra un picco e quello successivo.

 700nm 400nm

L’uomo percepisce le onde comprese tra i (Luce Rossa) e i (Luce

Violetta) riflesse dai corpi. Il colore della luce dipende dalla frequenza e dalla

assenza,

lunghezza d’onda. Tuttavia il colore nero ne rappresenta la completa mentre

tutte

il bianco è composta dall’insieme di le onde.

C ѵ

λ×

=

Diffrazione Elettronica = facendo attraversare dalla luce bianca, un vapore

costituito da atomi di un dato elemento, osserviamo lo Specchio Di Assorbimento:

una serie di righe scure su uno spettro continuo di luce che lasciano intendere che un

atomo può assorbire solo radiazioni di quelle stesse frequenze.

Possiamo iniziare a capire la presenza delle righe spettrali, teorizzando che l’elettrone

possa assumere solo determinate energie e che la riga nello spettro di emissione

scaturisca come conseguenza di una transizione.

Importanti risultati riguardanti la natura delle onde elettromagnetiche si ebbero

dall’osservazione di oggetti sottoposti a riscaldamento e, in particolare, dallo studio

dei Corpi Neri, materiali che non assorbono, né emettono lunghezze d’onda e, che

riscaldati ad una serie di temperature, variano l’intensità delle radiazioni emesse.

Nel 1900, il fisico tedesco Plank, propose che lo scambio di energia tra materia e

radiazioni, avvenisse per Quanti: particelle cariche ed oscillanti, che ad una

determinata frequenza, possano scambiare l’energia con l’ambiente, solo in forma di

pacchetti di grandezza.

E = ѵ

h×

Costante Di Plank (h) j × s

= 6,626x10 -34

Per giustificare questa teoria, Plank osservò l’Effetto Fotoelettrico, ovvero

l’emissione di elettroni da parte di un metallo, la cui superficie è esposta a una

radiazione ultravioletta. Difatti l’oggetto non emetteva elettroni, a meno che la

radiazione non raggiungesse un certo valore soglia, e l’energia di questi aumentava

linearmente con la frequenza della radiazione incidente.

Qualche anno dopo, Albert Einstein propose che le radiazioni fossero costituite da

pacchetto di

particelle, i Fotoni, ciascuno dei quali veniva considerato come un

energia, proporzionale alla frequenza delle radiazioni. Ad ogni fotone era associato

una massa proporzionale all’energia.

E 2

= M × C

Successivamente, il fisico francese De Broglie ipotizzò che tutta la materia avesse

Ad ogni corpo di massa (M) e velocità (C) fosse

proprietà ondulatorie, e che quindi:

associata una lunghezza d’onda (λ).

h h

M λ

= =

λ× C M ×C

Funzione Lavoro (φ) = energia necessaria ad allontanare un elettrone da un metallo.

1 = h -

2 φ

ѵ ѵ

M × ×

e

2

Energia cinetica dell’elettrone espulso Energia apportata dal fotone -- Energia

=

necessaria a sottrarre l’elettrone

Tuttavia esistono numerosissime prove che le radiazioni elettromagnetiche si

comportano come un’onda. Ad esempio vie è il Fenomeno Della Diffrazione, che si

genera con risultati diversi, quando la traiettoria di una radiazione interferisce con

quella di un'altra:

quando i picchi e i ventri delle onde coincidono, la risultante avrà un’ampiezza

 maggiore (Interferenza Costruttiva);

se ciò non accade, la risultante avrà un’ampiezza minore (Interferenza

 Distruttiva).

Tali esperienze ci obbligano ad affermare che le radiazioni elettromagnetiche sono

caratterizzate da un Dualismo Onda-Particella. Ciò implica che l’elettrone non può

avere una traiettoria esatta attorno al nucleo, né può avere un momento lineare. Il

Principio di Indeterminazione di Heisenberg, esprime proprio tale carattere,

indicando che: ove si conosca la posizione di una particella, pari a , il momento

Δx

lineare si può conoscere solo con incertezza , dove:

Δp

1 h

≥

Δp × Δx 2 2 π

FUNZIONI D’ONDA E LIVELLI ENERGETICI

L’elettrone è trattato come un’onda impostando un’equazione differenziale, che mette

in relazione le coordinate della particella con l’energia dell’atomo.

( )

2 2 2

/2

h π a ×ψ a ×ψ a × ψ

E + + +V (

× x ; y ; z)×ψ

=

ψ 2 2 2

2 ×m a×x a× y a×z

e

Le soluzioni fisicamente accettabili di questa formula, detta Equazione di

Schrödinger, sono chiamate Funzioni d’Onda o Orbitali ψ (x, y, z). Il quadrato di

tale funzione (ψ ) rappresenta la possibilità che l’elettrone si trovi in quel punto. La

2

soluzione esatta dell’equazione, in coordinate sferiche polari (r, θ, φ), dà origine a

3 numeri che indicano gli stati quantici permessi:

Il numero quantico principale (n), rappresenta lo stato di minima energia che

 n ≥ 1

deve avere l’elettrone a quel livello, descrivendone la dimensione; . l

 Il numero quantico di momento angolare (l), rappresenta la forma dell’orbitale;

= (0; n-1) .

Il numero quantico magnetico (m ), indica l’orientamento del moto orbitale

 e

m

dell’elettrone; e = (+l; -l)

.

Nel 1920, i tedeschi Stern e Gerloch effettuarono un esperimento: eliminarono l’aria

da un contenitore, vi instaurarono un campo magnetico disomogeneo e lanciarono un

fascio di atomi di Argento, indirizzandolo verso un rilevatore. Tale elemento possiede

un unico elettrone di valenza che, essendo in rotazione, si comporta come un

magnate, atto ad assumere qualsiasi orientamento rispetto al campo magnetico

esterno. Al rilevatore comparì un’ampia banda di atomi, in quanto il campo esercitava

la sua spinta in maniera diversa, a seconda dell’orientamento dello Spin: quarto

−1

numero quantico che ci dice se l’elettrone ruota in senso orario ( ) o

2

+1

antiorario ( ) intorno al proprio asse.

2

Per ciascun livello di energia (n) esistono più funzioni d’onda. Un elettrone percorre

una singola orbita stazionaria ove non assorbe o cede energia. Per saltare da

un’orbitale ad un altro di livello energetico più alto, l’elettrone

deve acquistare energia pari alla differenza fra l’energia dei

C

ΔE=h ×

due orbitali: λ

Possiamo rappresentare questo fenomeno immaginando, in

un grafico la Particella come in una

Scatola con barriere infinite di energia.

L’elettrone che occupa un orbitale, viaggia attorno al nucleo con un Momento

n×h

=

m× v ×r

Angolare pari a: 2 π 2

v

Con una Forza Centripeta di: F= r

m

6

=3,2×

v 10

Ad una velocità pari a: s

Ad una Distanza dal Nucleo minima, calcolata da Bohr di: r=0,53 Å

Per descriverne le varie forme, i chimici usano tracciare la superficie di contorno di un

orbitale, ovvero il tratto in cui è maggiormente probabile trovare l’elettrone in un

determinato tempo. Ne esistono 4 tipi principali: r (distanza dal

 ORBITALI S Di forma sferica, dipendono solo dalla coordinata

:

centro dell’atomo).

l = 0

Hanno e rappresentano gli orbitali a minor energia.

ORBITALI P: Formano una sorta di infinito, con una completa assenza di

 possibilità di trovare l = 1 m = 1; 0

l’elettrone intorno al nucleo. Hanno ed . Dipendono

±

e

(latitudine e longitudine).

anche dalle coordinate polari θ e φ Ne esistono di

(P P P

3 tipi, orientati nelle diverse direzioni dello spazio ).

X; Y; Z l = 2 m

ORBITALI D:Sono 5, formati dall’unione di 2 orbitali P. Hanno valore di ed

 e

= 1; 0 .

±2 ; ± l=3

ORBITALI F: Sono 7, hanno valore di e non entrano mai nella formazione di

 legami. La loro struttura è altamente complessa.

IL PRINIPIO DI AUFBAU

Fornisce la configurazione dell’atomo alla minima

energia totale possibile. Si basa su due regole principali:

Il Principio di Pauli = ogni orbitale può ospitare

 massimo 2 elettroni.

Il Principio di Hund = se ci sono orbitali con la

 stessa energia (degeneri), gli elettroni si dispongono

posizionandoli su più orbitali possibili.

LA TAVOLA PERIODICA

Nel 1869, il tedesco Mendeleev scoprì che gli elementi,

organizzati secondo Massa Atomica crescente, presentavano alcune proprietà simili. Tale

osservazione venne definita Legge Periodica e fu rappresentata attraverso una tavola.

Tuttavia alcuni elementi apparivano fuori posto; così, nel 1900, lo scienziato Henry

Moseley esaminò tali imperfezioni agli spettri di raggi x. Scoprì che gli elementi

rientravano nello schema della Tavola Periodica, ma a patto che li si organizzasse per

Numero Atomico.

Tra le periodicità più importanti ricordiamo:

Quelle che diminuiscono lungo i periodi e aumentano lungo i gruppi =

Raggio Atomico = metà della distanza tra i nuclei di 2 atomi continui.

 Raggio Ionico = distanza tra ioni contigui di un solito ionico



Quelle che aumentano lungo i periodi e diminuiscono lungo i gruppi

Energia Di Ionizzazione = energia richiesta per allontanare un elettrone da un

 atomo allo stato gassoso.

Affinità Elettronica = energia liberata quando un elettrone si lega all’atomo in fase

 gassosa.

Elettronegatività = tendenza di un atomo ad attrarre elettroni di legame.



Altre particolarità che non seguono un andamento ben preciso sono:

Relazioni Diagonali = alcuni elementi disposti in coppie diagonali manifestano

 spesso proprietà chimiche simili.

L’Effetto della Coppia Inerte = la tendenza solitamente degli elementi più pesanti

 p

del blocco a formare ioni di carica minore di 2 unità rispetto al n° di elettroni di

valenza. Ciò è

dovuto alla grande

differenza di

energia tra gli

s p.

elettroni e

I LEGAMI CHIMICI

Secondo la Teoria di Lewis, gli atomi tendono a cedere, rubare o condividere

elettroni, fino a conseguire la configurazione esterna di un gas nobile, ovvero con 8

elettroni di valenza. Tale teoria prende il nome di Regola dell’Ottetto; queste

interazioni tra gli atomi, invece, sono dette Legami e possono essere di vario tipo:

Legame Ionico

Non coinvolge specifiche coppie, ma è formato da un’assemblamento di ioni dove:

TUTTI i cationi interagiscono con più o meno TUTTI gli anioni; inoltre TUTTI i cationi si

respingono reciprocamente, così come TUTTI gli anioni. Ciò determina l’Energia

Reticolare di un solido ionico, ovvero la differenza di energia gli ioni separati in forma

di gas e quelli impacchettati nel solido. L’Energia Potenziale complessiva di un solido

ionico si calcola così:

Q ×Q

a b

E K × Na× M ×

=

pot r

Dove: 2

N ×m

9

9 ×10

K Costante di Coulomb

= = 2

C 23

Na 6,022 x 10

Numero di Avogadro

= =

M ≥1

Costante di Madelung, dipende dalla disposizione degli ioni, ma è sempre

=

Q Q cariche unitarie positiva e negativa

e =

a b

r distanza tra le cariche

= r,

Gli ioni si dispongono in una situazione di minima energia che si ha ad una distanza

per la quale le forze di attrazione fra le cariche opposte sono bilanciate da quelle di

repulsione fra i nuclei e fra gli elettroni esterni. Una situazione di energia ancora

minore, si ha quando ogni catione circonda diversi anioni e viceversa. Questo sistema

permette infatti una fase solida a temperatura ambiente.

Legame Covalente

Si ha quando gli atomi tendono a completare l’ottetto condividendo una coppia di

elettroni. Se i due atomi sono uguali, il legame è detto omonucleare; se sono diversi,

è detto eteronucleare. La condivisione di più coppie di elettroni prende il nome di

legame multiplo, il quale può essere doppio (4 elettroni) o triplo (6 elettroni).

All’aumentare del numero di elettroni condivisi, aumenta l’energia di legame.

Legame Dativo o di Coordinazione

Si ha quando un atomo mette a disposizione un doppietto elettronico e l’altro un

orbitale vuoto per riceverli.

Legami intermedi

Legami ionici e covalenti rappresentano due situazioni limite, ma la gran parte dei

legami si trova in una situazione intermedia, dovuta alla differenza di

elettronegatività:

Legame Covalente Polare = quando in un legame covalente, la differenza di

 elettronegatività è estremamente alta, uno degli atomi coinvolti gode di una

maggiore quota della coppia elettronica, rendendo la molecola polare.

Legame Ionico Polarizzato = quando in un legame ionico, alcuni atomi, detti

 Polarizzanti, posseggono la capacità di distorcere la nube elettronica di altri atomi,

detti Polarizzabili. Ciò accade se gli anioni sono fortemente positivi ed i cationi