Paniere di Chimica generale - Risposte aperte

DI SCHRŐDINGER.

Orbitali atomici

Solitamente in chimica, per favorirne la visualizzazione, un orbitale atomico viene approssimato con quella regione di spazio attorno al nucleo atomico in cui la

probabilità di trovare un elettrone è massima (massima densità di probabilità) ed è delimitata da una superficie sulla quale il modulo dell'ampiezza della funzione d'onda

è costante (generalmente normalizzata a uno). In altre parole, una regione di spazio attorno ad un nucleo atomico in cui la probabilità di trovarvi un elettrone è massima

(di solito superiore ad un limite convenzionalmente fissato nel 95%) è usata per rappresentare graficamente un orbitale atomico di quell'elettrone.

Visivamente, tale orbitale può essere meglio rappresentato mediante una nuvola la cui intensità del colore è proporzionale alla densità di probabilità di trovare l'elettrone

in quel punto e con forme tali dal comprendere il 95% della probabilità elettronica.[2] Quest'ultima, in ogni punto dello spa zio attorno al nucleo, è pari al quadrato del

modulo della funzione d'onda dell'elettrone nel punto stesso.

La forma di un orbitale s (orbitale sferico) e di uno dei tre orbitali p (orbitali a doppia asola). Al centro degli assi si trova il nu cleo. L'asse z è perpendicolare al piano di

lettura.

Esistono 4 tipi di orbitali negli atomi non eccitati: s (sharp), p (principal), d (diffuse), f (fundamental).

In quelli eccitati si possono trovare altri orbitali i quali procedono in ordine alfabetico da f (g,h,...).

Numeri quantici

i numeri quantici servono a indicare e distinguere i diversi orbitali occupati dagli elettroni di un atomo.

sono 4 e si chiamano

n= numero quantico principale che indica il livello di energia dell'elettrone e la dimensione degli orbitali. all'aumentare del valore di n aumenta anche la distanza dal

nucleo e aumenta l'energia.

l= indica le caratteristiche geometriche dell'orbitale a cui appartiene l'elettrone. può assumere il valore tra 1 e n-1.

m= definisce l'orientazione dell'orbitale nello spazio

ms= numero magnetico di spin che determina il verso di rotazione dell'elettrone attorno al proprio asse (orario o antiorario)

CAP 7

Livelli energetici ed effetto schermo, numero di spin, Principio di esclusione di Pauli, regola di Hund e riempimento degli orbitali.

Il livello di energia indica l'insieme degli stati energetici corrispondenti ad un certo valore di n (numero quantico principale).

L'effetto di schermo (o effetto di schermaggio o schermo) di un elettrone in un atomo è l'effetto per cui un elettrone negli orbitali più esterni risente meno dell'attrazione

del nucleo rispetto ad uno negli orbitali più interni.

La causa di questo effetto consiste nel fatto che un elettrone che si trova negli orbitali più esterni subisce la repulsione coulombiana degli elettroni più interni che ne

mitiga l'attrazione nucleare. Questo elettrone esterno risente quindi di una "carica nucleare schermata", detta carica nucleare efficace e data dalla relazione.

PRINCIPIO DI ESCLUSIONE DI PAULI: Ogni orbitale (Ψn,l,m) può contenere solo 2 elettroni e un elettrone

e l’altro avrà ms= +1/2. Ovvero, gli elettroni accoppiati nello STESSO ORBITALE devono avere SPIN OPPOSTO. In questo modo

avrà ms= -1/2 il campo magnetico

risultante è uguale a 0 (minore repulsione magnetica).

HUND: GLI ORBITALI DEGENERI (STESSA ENERGIA) VENGONO “OCCUPATI” DAGLI ELETTRONI COSÌ CHE LA SOMMA VETTORIALE DEGLI SPIN

(∑ms) SIA MASSIMA. GLI ELETTRONI CERCANO DI DISPORSI IL PIÙ LONTANO POSSIBILE: MINOR REPULSIONE ELETTRICA. Ovvero gli elettroni si

dispongono negli ORBITALI DEGENERI con SPIN PARALLELO e solo dopo si accoppiano coi precedenti. dell’atomo o della molecola viene ricavata assegnando gli

Principio di AUFBAU - Il principio afferma che la configurazione elettronica relativa allo stato fondamentale

elettroni agli orbitali disponibili, partendo da quelli di più bassa energia e salendo via via verso quelli a maggior contenuto energetico. La costruzione avviene

rispettando il principio di Pauli (in un orbitale possono essere collocati non più di due elettroni, dotati necessariamente di spin opposto) e la regola di Hund (in caso di

presenza di elettroni spaiati, cioè di orbitali semivuoti, nello stato a più bassa energia l’atomo adotta, tra le possibili configurazioni, quella che presenta il massimo

numero di tali elettroni con medesimo spin), e considerando il numero di orbitali disponibili aventi stessa energia.

CAP 8

Proprietà periodiche degli elementi, raggi atomici, energia di ionizzazione, affinità elettronica, raggi ionici

Poiché le strutture elettroniche esterne degli elementi sono periodiche,

essendo solo gli e- di valenza quelli che entrano in gioco nella formazione dei legami,

allora anche le PROPRIETÀ CHIMICO-FISICHE degli elementi sono

FUNZIONE PERIODICA di Z (nr atomico) e sono SIMILI lungo IL GRUPPO (stesso n° e-).

le caratteristiche variano in base all'andamento di Z

Zeff= Z-S dove S è la schermatura degli e- più esterni.

Le proprietà periodiche degli elementi sono quelle grandezze caratteristiche di ogni atomo

i cui valori variano in maniera regolare, periodica appunto, lungo i periodi e i gruppi della tavola periodica.

la carica nucleare sentita dagli e- di valenza determina

1) dimensioni dell'atomo (raggio atomico)

2) energia di ionizzazione

3) affinità elettronica

la carica aumenta lungo un periodo ma varia poco lungo il gruppo.

Zeff è la carica nucleare sentita dall’elettrone esterno, quindi DETERMINA L’ESTENSIONE NELLO SPAZIO

DELL’ORBITALE occupato dall’elettrone, ossia LE DIMENSIONI DELL’ATOMO.

RAGGIO ATOMICO: metà della distanza di avvicinamento tra due atomi dello stesso elemento in una molecola (gas o in un

cristallo metallico).

EI = Energia necessaria per rimuovere (distanza infinita) uno (EI primaria) o più (EI secondaria,

terziaria,…) elettroni da un atomo gassoso formando uno ione positivo. EI=e-*Zeff/rA. AUMENTA MOLTO LUNGO IL PERIODO

∼

Zeff aumenta mentre rA diminuisce. DIMINUISCE POCO LUNGO IL GRUPPO Zeff costante mentre rA aumenta.

EA = Energia liberata quando a un atomo neutro (isolato = gassoso) viene addizionato 1 e-. AUMENTA LUNGO IL PERIODO (in

valore assoluto) Zeff aumenta mentre rA diminuisce DIMINUISCE LUNGO IL GRUPPO (in valore assoluto)

∼

Zeff costante mentre rA aumenta.

Il raggio ionico è il raggio di un atomo, assimilato a una sfera perfetta dopo che esso ha acquistato o ceduto uno o più elettroni.

l’energia di ionizzazione ed indicare come essa varia sulla tavola periodica

Descrivere che cosa è

EI = Energia necessaria per rimuovere (distanza infinita) uno (EI primaria) o più (EI secondaria,

terziaria,…) elettroni da un atomo gassoso formando uno ione positivo. EI=e-*Zeff/rA. AUMENTA MOLTO LUNGO IL PERIODO

∼

Zeff aumenta mentre rA diminuisce. DIMINUISCE POCO LUNGO IL GRUPPO Zeff costante mentre rA aumenta.

CAP 9

Tipologie di legami chimici, legame ionico, legame covalente, formule di struttura di Lewis, elettronegatività e molecole polari, legame dativo, risonanza.

Si ha un legame chimico quando una forza di natura elettrostatica tiene uniti più atomi in una specie chimica (legami forti, o primari o intramolecolari)

o più molecole in una sostanza allo stato condensato (legami deboli, o secondari o intermolecolari).

I legami chimici "più forti" hanno un contenuto energetico maggiore e sono più difficili da rompere, mentre i legami minori hanno un contenuto energetico minore e

sono più facili da rompere.

Da ciò deriva che le molecole che hanno al loro interno legami chimici più deboli sono più instabili.

Inoltre tanto più un legame è forte, tanto minore è la lunghezza del legame, essendo la forza che tiene uniti gli atomi maggi ore.

i tipi di legame sono

1) ionico, nei composti ionici

2) covalente, negli elementi e nei composti molecolari

3) metallico, negli elementi metallici

gli elementi (tipi di legami fra atomi uguali) sono:

1) gas nobili;

2) Metalli;

3) Non-Metalli esistono in natura come molecole con legame covalente.

i composti (tipi di legame tra atomi diversi) sono

1) ionici. legame ionico

2) molecolari. legame covalente, esiste la molecola. (ΔEn): in queste

Legame ionico - Il legame ionico è un legame tra ioni con carica di segno opposto. Tali ioni si formano da atomi aventi differenza di elettronegatività

condizioni, l'atomo più elettronegativo (quindi caratterizzato da una elevata energia di ionizzazione ed elevata affinità elettronica, quindi più esposto ad attrarre a se un

elettrone) priva l'altro atomo meno elettronegativo (caratterizzato da una bassa energia di ionizzazione ed una affinità elettronica quasi assente, quindi con meno

possibilità di attrarre a se un elettrone) di un elettrone; il primo atomo diventa uno ione con carica negativa (ione negativo), il secondo uno ione con carica positiva (ione

positivo).

Questo legame è di natura prettamente elettrostatica;

La ΔEn è in relazione con il grado di polarità di un composto, ciò significa che maggiore è la ΔEn, maggiore è il grado di polarità. Ne consegue che la polarità nei

composti ionici è elevatissima in quanto uno o più elettroni vengono trasferiti sull'atomo più elettronegativo.

Legame covalente - Il legame covalente è il legame che si instaura tra due atomi appartenenti ai non metalli che mettono in compartecipazione una coppia di elettroni

(detti coppia di legame) in un orbitale esterno che abbraccia entrambi gli atomi. Il legame covalente viene rappresentato da un trattino che congiunge i due atomi legati.

Teoria di Lewis - La struttura di Lewis, o formula di Lewis, è un modo di rappresentare atomi, molecole o ioni ideato dal chimico Lewis, basandosi sulla regola

dell'ottetto. Consiste in un disegno bidimensionale dove ogni atomo è rappresentato dal suo simbolo chimico, circondato da punti che rappresentano i suoi elettroni di

valenza. Gli elettroni spaiati sono rappresentati da un punto singolo, i doppietti elettronici da una coppia di punti (talora, per maggior chiarezza, da un trattino).

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Elettronegatività L'elettronegatività è una proprietà chimica che descrive la tendenza di un atomo ad attrarre verso di sé elettroni condivisi. i valori di elettronegatività

aumentano procedendo da sinistra a destra lungo un periodo.

Molecole polari - la polarità è una proprietà delle molecole per cui una molecola (detta polare) presenta una carica parziale positiva su una parte della molecola e una

carica parziale negativa sulla parte opposta di essa. Le molecole che no