Riassunto Chimica

MODELLI

Modello di Rutherford: l’atomo è simile a un sistema planetario, gli e- ruotano intorno al nucleo

Modello di Bohr: gli elettroni ruotano dentro orbite a livelli energetici fissi e possono passare in

orbite a livelli energetici più elevati attraverso l’assorbimento di energia quantizzata. Un

elettrone può passare solo da un’orbita ad un’altra. In queste transizioni, vengono coinvolte

quantità fisse di energia (quanti), secondo l’equazione di Planck, E=hv.

Modello di de Broglie: l’elettrone si comporta come un’onda stazionaria (lambda = h di planck /

me ve). La lunghezza dell’onda corrisponde alla circonferenza dell’orbita (nlambda=2pigreco*r).

n è un numero intero (n = 1, 2, 3 etc.), ovvero l'energia dell'elettrone è quantizzata e dipende

dalla dimensione dell'orbita (ovvero dal valore di r)

Se un elettrone è sia particella che onda, non possiamo definire la sua posizione precisa dato che

un'onda si estende nello spazio, si è così sviluppato il concetto volumi di spazio in cui un

elettrone è probabilmente presente (orbitali o nuvole elettroniche).

Schrödinger sostituì al concetto di traiettoria precisa con quello di funzione d’onda (ψ) mediante

il quale è possibile disegnare delle zone intorno al nucleo dove è più probabile trovare un

elettrone. L'equazione di Schrödinger incorpora dei numeri quantici per descrivere la

distribuzione degli elettroni nell'idrogeno e negli altri atomi, derivati dalla soluzione matematica

dell'equazione per l'atomo di idrogeno.

NOME SIMBOLO DESCRIZIONE VALORI

Principale N Energia e distanza 1,2,3,4..

CHIMICA MOLINARI nucleo

Momento angolare L Forma orbitale Da 0 a N-1

Magnetico Mi Orientamento Da –L a + L

Spin Ms Verso rotazione +1/2 O -1/2

Se L= 0 l’orbitale è s (se 1, p; se 2,d; se 3, f).



Ogni orbitale può ospitare due elettroni caratterizzati da numero quantico di spin opposto. 3

PRINCIPIO DI ESCLUSIONE DI PAULI

L’esistenza (e l’energia) di un elettrone in un atomo è descritta da un unico valore della sua

funzione d’onda Y descritta dall’equazione di Schrodinger, due elettroni non possono avere gli

stessi quattro numeri quantici.

Per sapere quanti orbitali ho dato un atomo, sapendo L, ricavo tutti i possibili Mi e, contandoli,

ottengo il numero degli orbitali (oppure n+L).

Esempio 2p, n=2, l=1, m=-1,0,+1. Allora ho 3 orbitali 2p.



I diagrammi energetici relativi agli elettroni si riempiono tenendo conto che si riempiono prima i

livelli a energia più bassa e a postazione singola per quanto riguarda lo spin (Regola di Hund).

Gli elettroni nel livello energetico più lontano dal nucleo sono quelli che si acquisiscono, perdono

o condividono. I protoni attirano e tengono gli elettroni, ma più lontano gli elettroni sono, meno

la forza attraente. Gli elettroni nel livello di energia più esterna sono chiamati elettroni di

valenza.

IONI

Abbiamo detto che un atomo è neutro, dato che il numero di protoni e di elettroni negli atomi è

uguale; ma in alcuni casi un atomo può acquisire una carica elettrica e trasformarsi in uno ione.

La tendenza ad acquisire elettroni è data dall’affinità elettronica che corrisponde all’energia

scambiata (rilasciata o assorbita) quando un elettrone è aggiunto ad un atomo neutro isolato.

X + e- X- (ANIONE) X - e- X+ (CATIONE)

 

L'energia di ionizzazione di un atomo o di una molecola è l'energia minima richiesta per

allontanare da esso/a un elettrone e portarlo a distanza infinita. La cessione di un e- è detta

ossidazione, l’acquisizione è detta riduzione

TAVOLA PERIODICA

CHIMICA MOLINARI 4

I metalli sono solidi a temperatura ambiente (ad eccezione del mercurio, Hg, liquido), brillanti,

buoni conduttori di elettricità e calore, duttili (possono essere pressati in fili sottili) e malleabili

(possono essere facilmente martellati in fogli sottili). I metalli tendono a perdere facilmente gli

elettroni.

I non-metalli hanno proprietà opposte a quelle dei metalli: sono fragili, non sono malleabili o

duttili, e sono scarti conduttori di calore e di elettricità. Tendono a guadagnare elettroni nelle

reazioni chimiche.

I metalloidi o semimetalli, hanno proprietà a metà tra metalli e non-metalli. Tendono ad essere

economicamente importanti a causa delle loro proprietà di conduttività uniche (solo

parzialmente conducono l'elettricità), che li rendono preziosi nell'industria dei chip a

semiconduttori e computer.

I gas nobili - gli elementi VIIIA della tavola periodica - sono estremamente inerti perché il loro

livello di energia di valenza (livello elettronico più esterno) è pieno.

Poiché il riempimento del livello elettronico di valenza comporta solitamente il riempimento degli

orbitali s e p più esterni, questa tendenza è talvolta chiamata regola dell’ottetto Ovvero gli

elementi guadagnano, perdono o condividono gli elettroni per raggiungere un ottetto completo

(otto elettroni di valenza: due nell'orbitale s e sei nell’orbitale p).

Gli elementi che hanno 1 o 2 elettroni negli orbitali s formano sostanze con spiccato carattere

“metallico”: sono cioè lucenti e bianchi allo stato puro, sono altamente reattivi poiché tendono a

cedere facilmente gli elettroni esterni (Na+, Mg++, ecc.) ovvero hanno bassa affinità elettronica.

Uno ione è un atomo, o un gruppo di atomi, che presenta una carica positiva o negativa. Si

definisce catione se un atomo neutro perde uno o più elettroni, se li acquisisce si definisce

anione.

Quelli che formano cationi con carica +1 sono denominati metalli alcalini, quelli che formano

cationi con carica +2 sono denominati metalli alcalino-terrosi.

Gli orbitali 3d sono a livello energetico più alto degli orbitali 4s che vengono riempiti prima, pur

appartenendo a un livello energetico più elevato.

Le interazioni elettrone-elettrone e nucleo-elettrone in un atomo neutro possono essere molto

diverse da quelle del suo ione. Così, l'orbitale 4s viene sempre riempito prima dell'orbitale 3d,

ma gli elettroni possono essere rimossi dall'orbitale 4s nella formazione di cationi poiché

l'orbitale 3d è più stabile degli orbitali4s in ioni di metalli di transizione. Un metallo di transizione

è definito come un elemento che può dare uno o più ioni che presentano un orbitale d

incompleto.

Periodi colonne, IV Gruppi righe, (1,2,3…)

 

IL LEGAME CHIMICO

CHIMICA MOLINARI

Gli elettroni di valenza sono quelli che partecipano alla formazione del legame. Di norma, gli

elementi che formano cationi nei composti ionici sono i metalli alcalini e i metalli alcalini -terrosi,

e gli elementi che più probabilmente formano anioni sono gli alogeni e l'ossigeno.

Un legame ionico è la forza elettrostatica che tiene insieme ioni. Il composto ionico che si forma

è generalmente chiamato sale.

Il catione e l'anione in un sale possono non avere la stessa carica: NaCl Na+ + Cl-



I sali inorganici hanno speso punto di fusione elevato, dovuto alla formazione di cristalli reticolati

molto stabili.

IL LEGAME COVALENTE 5

E’ un legame in cui due elettroni sono condivisi da due atomi. Gli altri elettroni, non legati a

coppie, vengono chiamati doppietto elettronico non condiviso, o doppietto elettronico spaiato.

Gli atomi possono formare diversi tipi di legami covalenti. In un legame singolo, due atomi sono

legati da una coppia di elettroni. Molti composti sono tenuti insieme da legami multipli, ovvero

legami formati quando due atomi condividono due o più coppie di elettroni. Se due atomi

condividono due coppie di elettroni, il legame covalente è chiamato un doppio legame. Se due

atomi condividono tre coppie di elettroni, il legame covalente è chiamato un triplo legame.

LEGAME IONICO LEGAME COVALENTE

Metallo + nn metallo Nn metallo + nn metallo

Alta polarità Bassa polarità

Elettroni ceduti o acquistati Condivisione di elettroni

Differenza e- >2 Differenza e- <2

 

L’elettronegatività è la tendenza di un atomo ad attirare una coppia di elettroni legati. Maggiore

è il valore di elettronegatività, maggiore è la forza dell'atomo nell’attirare gli e- di legame.

L’elettronegatività è collegata all’affinità elettronica e all’energia di ionizzazione¸ può essere

valutata solo in relazione all'elettronegatività di altri elementi (relativa).

SCRIVERE LE FORMULE La carica formale è la

differenza di carica tra gli

elettroni di valenza in un

atomo isolato e il numero

di elettroni assegnati

all'atomo in una struttura

di Lewis.

Quando possiamo scrivere

due (o più) forme della

stessa molecola che

differiscono solo nel

posizionamento dei loro

elettroni, queste strutture

sono chiamate "forme di

risonanza" (o "strutture di

risonanza").

CHIMICA MOLINARI

Ogni forma di risonanza contribuisce alla struttura complessiva della molecola, che è un ibrido di

tutte queste forme

Le strutture di risonanza sono in grado di descrivere gli elettroni delocalizzati che non possono

essere espressi da una singola formula Lewis con un numero intero di legami covalenti. La

struttura reale non è nessuna di queste, ma un ibrido di risonanza di entrambi. Nessuna struttura

di risonanza rappresenta adeguatamente la molecola effettiva, che ha una propria struttura

stabile e stabile. Il concetto è un'invenzione umana, pensata per affrontare i limiti dei modelli di

legame.

In una molecola, un legame covalente (una coppia di elettroni) permette di legare due atomi

diversi 6

Tuttavia, in una molecola poliatomica, dove ci sono due o più legami tra l'atomo centrale e gli

atomi circostanti, la repulsione tra elettroni in diverse coppie di legame li porta a rimanere il più

lontano possibile.

La geometria finale che la molecola assume (come definita dalle posizioni di tutti gli atomi)

minimizza questa repulsione.

Una distinzione netta è stata delineata tra composti ionici e molecolari, sottolineando come, ad

esempio, una specie ionica come il cloruro di sodio (NaCl, sia una specie carica composta da un

catione e un anione.

Anche i composti molecolari presentano centri di carica all'interno di una singola molecola.

Questi di centri di carica parziale sono chiamati dipoli e generano un momento elettrico (o

momento di dipolo), ovvero una grandezza vettoriale che quantifica la separazione tra le cariche

positive e negative. Una misura quan