Chimica Generale e inorganica, riassunto

CLASSIFICAZIONE DELLA MATERIA

MATERIA

SOSTANZA PURA MISCELA

Sistema omogeneo le cui proprietà Combinazione di due o più

sono costanti rispetto a qualsiasi sostanze

metodo di separazione chimica

ELEMENTO COMPOSTO MISCELA MISCELA

Sostanza Sostanza pura OMOGENEA o ETEROGENEA

costituita da costituita da due o SOLUZIONE o DISPERSIONE

atomi identici più elementi in un Costituita da costituita da

tra loro rapporto un’unica fase almeno due fasi

[

stechiometrico ben le sostanze pure possono

essere presenti in qualsiasi

definito rapporto ponderale]

[composti ionici e molecole]

FONDAMENTI DELLA TEORIA ATOMICA DELLA MATERIA

 Modello atomico di Thomson:

E’ il modello cosiddetto a panettone secondo il quale gli elettroni sono dispersi come gli acini di

uvetta in un panettone, in una massa elettricamente positiva. Per cui l’atomo risulta impenetrabile

e la massa sembra disposta in modo omogeneo.

Questo modello venne però smentito dall’esperimento di Rutherford.

L’esperimento di Rutherford per determinare la struttura atomica. Un fascio di particelle positive α viene inviato su un

sottile foglio d’oro metallico. Uno schermo fluorescente ricoperto di solfuro di zinco venne utilizzato per rilevare le

particelle che passavano attraverso il foglio e quelle che vengono invece deviate (ogni qualvolta una particella colpisce lo

schermo si genera una scintilla luminosa). La maggior parte delle particelle attraversa il foglio indisturbata, una parte

minore viene deviata, alcune particelle rimbalzano addirittura all’indietro.

 Modello atomico di Rutherford

E’ il modello a planetario poiché ricorda il Sistema Solare in cui il Sole rappresenta il nucleo

dell’atomo e i pianeti gli elettroni, che si muovono lungo le proprie orbite attorno al Sole ( il nucleo

dell’atomo).

Anche se geniale, il modello atomico di Rutherford non

teneva conto di un importantissimo dato sperimentale della

fisica classica: una particella in movimento ed

elettricamente carica perde incessantemente energia.

Poiché ciò deve valere anche per l’elettrone (carico

negativamente), esso perdendo via via energia avrebbe

finito per muoversi lungo orbite sempre più piccole , fino a

cadere sul nucleo.

Questo modello venne successivamente sostituito dal

modello atomico di Bohr.

ATOMO = costituente, elettricamente neutro, della materia.

Le particelle SUBATOMICHE sono: +

- protone (p )

- neutrone (n)

-

- elettrone (e )

+ -

CARICA: determinata da p e e

+

MASSA: determinata da p e n.

IONE = PARTICELLA DOTATA DI CARICA +n -n

Atomo (o gruppo di atomi) a cui sono stati tolti (CATIONE, M ) o aggiunti (ANIONE, A ) uno o più

elettroni +

Z = NUMERO ATOMICO (p )

- numero di PROTONI in una specie

- PRINCIPIO ORDINATORE della tavola periodica

- identifica l’elemento +

A = NUMERO DI MASSA (p + n) 12

Definita dall’unità di massa atomica (μ, → 1 μ = 1 Dalton), dodicesima parte del carbonio 12 ( C )

12

[viene utilizzato il C perché molto comodo, si riesce a trovare ad un grado di purezza molto elevato mentre, ad

2

esempio l’idrogeno H, non si riesce a purificare, problema puramente sperimentale]

ISOTOPI = stesso numero atomico, diverso numero di massa (cambia il numero di neutroni).

Il PESO ATOMICO presente sulla tavola periodica è la media ponderata tra gli isotopi presenti in

natura.

es. H ha peso atomico = 1,0079

Perché

La massa atomica riportata sulla tavola periodica corrispondente quindi alla COMPOSIZIONE ISOTOPICA

GEONORMALE dell’elemento.

Radiazione elettromagnetica

Per le leggi della meccanica classica il modello atomico di Rutherford è instabile, Maxwell introdusse quindi

il concetto di radiazione elettromagnetica la quale è caratterizzata da una lunghezza d’onda, una frequenza

e una velocità. La radiazione elettromagetica è costituita da un campo elettrico e uno magnetico oscillanti

perpendicolarmente l’uno all’altro

MECCANICA QUANTISTICA (come si comportano gli elettroni?)

Al’inizio del ‘900 venne introdotta la meccanica quantistica, la teoria della meccanica attualmente più

completa, in grado di descrivere i fenomeni atomici e subatomici come il comportamento della materia,

della radiazione e le reciproche interazioni.

La meccanica quantistica (o ondulatoria) si basa su tre pilastri:

1. Equazione di Planck

Planck propose la teoria secondo la quale ciascun raggio di luce o radiazione non è un flusso

continuo di energia quanto più un INSIEME DI “PACCHETTI” energetici.

A questi pacchetti di energia elettromagnetica viene dato il nome di fotoni o quanti di energia (hv)

 l’energia è QUANTIZZATA, questo spiega il COMPORTAMENTO CORPUSCOLARE della luce:

un raggio di luce si comporta come un insieme di fotoni, a ciascuno dei quali corrisponde

una precisa energia.

I fotoni son in grado di cedere la loro energia agli elettroni della materia con la quale

interagiscono c

 =

poiché la frequenza () è uguale a , l’equazione di Planck evidenzia come la velocità

λ

e la lunghezza d’onda vanno a definire il COMPORTAMENTO ONDULATORIO della luce

 l’equazione di Planck rappresenta il DUALISMO ONDA – PARTICELLA della luce

 ulteriori considerazioni:

- la frequenza e l’energia sono DIRETTAMENTE proporzionali

-34

- h (COSTANTE DI PLANCK) = 6,6 ∙ 10 Js

2. Equazione di De Broglie

=

Agli inizi del Novecento, grazie al contributo di Einstain e Planck, si era definito il dualismo onda –

particella della LUCE.

 De Broglie ipotizzò che questo comportamento ambivalente non fosse un’anomalia della

luce, ma fosse invece una proprietà caratteristica di qualsiasi particella in movimento, cioè

una proprietà universale della materia.

 Associò quindi a ogni particella in movimento un’onda, che chiamò ONDA DI MATERIA.

A ciascun elettrone corrisponde quindi un’onda ben definita la cui lunghezza d’onda è:

=

 m = massa dell’elettrone in movimento

 ν = velocità dell’elettrone

 m ∙ ν = quantità di moto dell’elettrone

 gli elettroni si comportano sia come ONDE che come CORPUSCOLI:

DUALISMO ONDA – PARTICELLA

3. PRINCIPIO DI INDETERMINAZIONE DI HEISEMBERG

∆ ∙ ∆ >

∆ ∙ ∆ >

oppure

Non è possibile conoscere nello stesso istante il valore della posizione (x) e della velcità (v) con

precisione assoluta.

Δx = incetezza sulla posizione

Δv = incertezza sulla velocità

m = massa, costante, non cambia

 Se diminuisci l’incertezza sulla posizione aumenta l’incertezza sulla velocità e viceversa

(sono inversamente proporzionali)

 Heisenberg dice che NON è un errore strumentale, è la NATURA

ATOMO DI BOHR

Bohr riprese il modello a planetario di Rutherford e lo perfezionò applicandogli le leggi della meccanica

quantistica derivate dalle nuove scoperte in campo elettromagnetico.

[Attenendosi alle leggi della meccanica classica, nel modello di Rutherford, un elettrone che ruota intorno al nucleo

sarebbe dovuto “cadere” su di esso in un milionesimo di secondo, seguendo una traiettoria a spirale e perdendo tutta

la propria energia.]

Il modello di Bohr è in grado di superare queste difficoltà:

1. L’elettrone percorre soltanto determinare orbite circolari, chiamate ORBITE STAZIONARIE.

Quando un elettrone ruota su un’orbita stazionaria non assorbe e non emette energia.

L’atomo è stabile e l’elettrone non cadrà mai sul nucleo.

2. All’elettrone sono permesse soltanto certe orbite, a cui corrispondono determinati valori di

energia (l’energia è QUANTIZZATA).

L’energia potenziale aumenta all’aumentare della distanza dal nucleo

3. Per passare da un’orbita a un’altra di livello energetico più elevato, l’elettrone assorbe energia

4. Per passare da un’orbita a un’altra di livello energetico più basso, l’elettrone emette un FOTONE

di opportuna frequenza

Le orbite ammesse hanno quindi MOMENTO ANGOLARE ed ENERGIA QUANTIZZATI, il raggio r dell’orbita

percorsa dall’elettrone, la sua velocità v e la sua energia totale E non possono assumere valori qualunque ma soltanto un

insieme di valori ben definiti: ℎ dove n = 1, 2, 3, …

=

momento angolare: 2

E = livello energetico

= − 1

energia associata all’orbita: 2

più basso

Limiti del modello di Bohr:

- modello realizzato per l’atomo di idrogeno (1 solo elettrone e 1 solo protone)

- concetto di orbita definita come circolare e stazionaria, in contrasto con il principio di

indeterminazione di Heisenberg

INTERAZIONE LUCE – MATERIA : SPETTROSCOPIA

Si ha TRANSIZIONE quando l’elettrone passa da un’orbita interna ad una più esterna (ASSORBIMENTO) o da

un’orbita più esterna ad un’orbita più interna (EMISSIONE). n = numero quantico principale

Definisce l’energia permessa

agli ORBITALI dell’atomo

- Il livello di energia più basso, indicato con E (o E ), viene chiamato STATO FONDAMENTALE,

1 0

corrisponde al numero quantico n=1

- I livelli di energia superiore E , E , E , … sono chiamati STATI ECCITATI

2 3 4

- Non c’è nessuna orbita intermedia tra E ed E e fra gli altri livelli permessi E , E , …

1 2 3 4

poiché l’energia è QUANTIZZATA, si ha ASSORBIMENTO

solo se ΔE = hv (equazione di Planck)

[ΔE = E - E = hv]

2 1

se la frequenza dell’onda elettromagnetica è maggiore o minore di quella del vincolo di

Planck, l’onda non verrà assorbita dall’elettrone e di conseguenza esso non salirà ad un

livello energetico superiore

- Ogni salto è rivelato dalla presenza di una riga nello SPETTRO DI EMISSIONE (o nello SPETTRO DI

ASSORBIMENTO)

emissione e assorbimento sono complementari

Secondo l’equazione di Planck

= =

La luce rossa: grande lunghezza d’onda (λ)

MINORE energia

La luce violetta: piccola lunghezza d’onda (λ)

MAGGIORE energia

ASSORBIMENTO EMISSIONE

SPETTRO DI ASSORBIMENTO

EQUAZIONE D’ONDA DI SHRODINGER

Come illustrato da De Broglie, a ogni particella in movimento corrisponde un’onda.

Quando un elettrone si muove nel campo di un nucleo atomico, il suo moto non è libero perché l’attrazione

del nucleo lo vincola entro il ristretto volume dell’atomo.

L’onda a esso associata è un’ ONDA STAZIONARIA

[Un’onda è detta stazionaria quando la posizione dei suoi nodi e dei suoi ventri rimane inalterata

durante tutta la vibrazione]

 L’onda generata da un elettrone è complessa: oscilla in tutte e tre le dimensioni, tuttavia le

lunghezze d’onda possono assumere soltanto alcuni valori (sono QUANTIZZATE in quanto

l’energia generata dall’elettrone è quantizzata)

 Le onde che si propagano con l’elettrone possono essere descritte da una funzione matematica

nota come EQUAZIONE D’ONDA (proposta dal fisico Shrodinger)

L’equazione d’onda è un’equazione che presenta come soluzioni, anziché dei numeri,

delle funzioni, chiamate FUNZIONI D’ONDA (Ψ )

psi

Caratterizzate dalle tre coordinate spaziali x, y, z e dal tempo t.

2

Interpretazione di Born: il quadrato della funzione d’onda Ψ fornisce la probabilità che un elettrone si

trovi, durante l’intervallo di tempo ΔT, in un volume ΔV il cui centro ha coordinate x, y, z.

viene abbandonata la visione deterministica dell’orbita e si parla di ORBITALE (concetto puramente

matematico)

ORBITALE = regione dello spazio in cui è definita la probabilità di trovare l’elettrone

I NUMERI QUANTICI

Le funzioni d’onda Ψ (soluzioni dell’equazione d’onda di Shrodinger) sono funzioni dei NUMERI QUANTICI:

n, l, m (s, m ).

l s

 n = numero quantico principale

caratterizza l’energia

1≤ ≤ 7

 l = numero quantico secondario

caratterizza la forma

0 ≤ ≤ −1

- l = 0, s forma sferica

- l = 1, p forma a doppio lobo

- l = 2, d forma a 4 lobi

- l = 3, f

 m = numero quantico magnetico associato ad l

l caratterizza l’orientazione

− ≤ ≤ +

- l = 0, s un’orientazione

- l = 1, p 3 orientazioni

- l = 2, d 5 orientazioni

- l = 3, f 7 orientazioni

 s = numero quantico di spin = ½

si riferisce all’ elettrone, non all’orbitale (non deriva dall’equazione di Schrodinger). L’elettrone,

se immerso in un campo magnetico esterno, può disporsi in soli due modi: PARALLELAMENTE

(+ ½ ) o ANTIPARALLELAMENTE (- ½ ) al campo magnetico

 m = numero quantico magnetico di spin = + / -

s interessa il VERSO del campo magnetico: può essere + o –

SUPERFICIE NODALE = superficie sulla quale è nulla la probabilità di trovare l’elettrone

2

[sulla SUPERFICIE DI CONTORNO Ψ = 90%]

GUSCIO CHIUSO = livello energetico completo, gli elettroni appartenenti a questo livello non partecipano ai legami

GUSCIO (o strato) DI VALENZA = livello energetico più esterno, dove si trovano gli elettroni di valenza

CONFIGURAZIONE ELETTRONICA DEGLI ELEMENTI (allo stato fondamentale)

Con il termine configurazione elettronica di un elemento si intende la descrizione della disposizione degli

elettroni nei suoi orbitali.

Per descrivere la configurazione elettronica, ogni orbitale viene rappresentato convenzionalmente con un

quadratino all’interno del quale vanno inseriti gli elettroni, i cui numeri di spin sono rappresentati da frecce

rivolte verso l’alto o verso il basso.

Per scrivere la configurazione elettronica ci sono tre regole da seguire:

1. Principio della costruzione progressiva (o principio di Aufbau = costruzione): si occupano prima gli

orbitali a più bassa energia e poi quelli a energia più elevata. Il contenuto energetico degli orbitali e

quindi la sequenza di riempimento è rappresentata dalla regola della diagonale.

2. Il principio di esclusione di Pauli: In un atomo non possono coesistere due o più elettroni aventi

tutti i numeri quantici uguali.

Ogni orbitale può ospitale al massimo DUE elettroni e questi devono allora avere SPIN

OPPOSTO

3. La regola di Hund: afferma che, se più elettroni occupano orbitali degeneri, essi si distribuiscono

con spin paralleli, sul numero massimo possibile di questi.

In altre parole, quando si devono riempire gli orbitali aventi la stessa energia (degeneri) si colloca

un elettrone su ciascun orbitale vuoto e solo successivamente si completano gli orbitali semipieni

→ logico, dal punto di vista energetico, che gli elettroni

carichi negativamente e con grande forza di repulsione li uni

verso gli altri, si dispongano il più lontano possibile tra loro

VIII gruppo: I GAS NOBILI

2 2 2 6 2 6

He = 1s Ar = 1s 2s 2p 3s 3p

2 18

2 2 6 2 10 6

Ne = 1s 2s 2p Kr = [Ar] 4s 3d 4p

10 36

2 2 6

Na = 1s 2s 2p 3s

11

LA TAVOLA PERIODICA

Nella moderna tavola periodica gli elementi chimici sono ordinati in base al numero atomico crescente.

La caratteristica fondamentale di questa tabella è la periodica distribuzione degli elettroni nel livello più

esterno.

Per esempio, se confrontiamo le configurazioni elettroniche di litio, sodio e potassio, notiamo che tutte

quante hanno un solo elettrone nel livello più esterno (sottolivello s).

Analogamente, confrontando le configurazioni elettroniche dei gas nobili notiamo che tutte quante

2 6

terminano nello stesso identico modo (s p ).

Pertanto, gli elementi dello stesso GRUPPO

(colonna ↓) hanno configurazione elettronica

esterna simile e ciò comporta la somiglianza delle

proprietà chimiche e delle proprietà fisiche di questi

elementi.

Il numero del PERIODO (→) equivale invece al

numero quantico n massimo.

PROPRIETA’ PERIODICHE

Le proprietà periodiche degli elementi sono quelle proprietà che variano gradualmente all’interno della

tavola periodica.

 Energia o potenziale di ionizzazione

Si definisce energia di prima ionizzazione (E ) l'energia necessaria per trasformare una mole di atomi

1

allo stato gassoso in una mole di cationi monovalenti. + −

+ → +

1

[il gas è lo stato di aggregazione in cui le particelle sono più lontane le une dalle altre → lontane dalle influenze e

attrazioni delle altre particelle → lo stato più RAREFATTO possibile]

L'energia di prima ionizzazione è l'energia che serve per allontanare l'elettrone più esterno dall’ atomo

e ha un valore inferiore di quello dell'energia di seconda ionizzazione (energia necessaria per strappare

il secondo elettrone). + ++ −

+ → +

2

L'energia di prima ionizzazione diminuisce scendendo nel gruppo e aumenta nel periodo andando da

sinistra verso destra (togliendo un elettrone ad un alcalino qualsiasi si arriva alla configurazione del gas

nobile precedente → molto stabile)

 Affinità elettronica

Alcuni atomi tendono ad acquistare spontaneamente un elettrone formando ioni negativi (anioni) più

stabili dell'atomo neutro da cui provengono. 2 5

Ad esempio, l'atomo di fluoro F con struttura elettronica esterna 2s 2p tende ad acquistare

-

spontaneamente un elettr