Teoria schematizzata da appunti e slide del corso di Chimica

CARATTERISTICHE DELL'ELEMENTO IN ESAME

Facendo passare della luce bianca emessa da una sorgente attraverso un campione (esempio: idrogeno gassoso), tutta la luce viene trasmessa tranne alcune specifiche lunghezze d'onda, dando luogo ad uno spettro di assorbimento (righe nere su fondo colorato continuo).

Nell'EMISSIONE un elemento disperde energia luminosa (hv) solo di determinate frequenze.

Nell'ASSORBIMENTO quello stesso elemento assorbe energia luminosa delle stesse ν che è in grado di emettere.

- Modelli atomici

Bohr: Gli elettroni ruotano attorno al nucleo su orbite discrete (l'elettrone si può trovare solo a determinate distanze dal nucleo). Per assorbimento o perdita di energia può cambiare orbitale. Quando un elettrone scende di orbitale perde energia, E=deltaE (differenza energia tra i 2 orbitali) = hv.

De Broglie: Associa all'elettrone un'onda stazionaria attorno al nucleo dell'atomo. λ= h/p (quantità di moto).

Comportamenti:

• Corpuscolare (punto di vista per qualsunque oggetto)
• Ondulatorio (punto di vista per oggetti estremamente piccoli)

La particella ha entrambi i comportamenti:

• Corpuscolare = macroscopico
• Ondulatorio = microscopico

Principio di indeterminazione di Heisenberg:

Non è possibile conoscere con precisione sia la quantità di moto che la posizione di una particella (posizione e velocità).

È possibile determinare una porzione di spazio in cui è probabile trovare la particella = orbitale.

Δp x Δx ≥ h/4π

Numeri quantici:

Orbitale di tipo sferico:

Φn,l,ml = n tipo Ex: Φ1,0,0 = 1s

AUFBAU:

Gli elettroni occupano gli orbitali disponibili a più bassa energia, rispettando:

• Principio di esclusione di Pauli: ogni orbitale può contenere al massimo 2 elettroni con spin opposto
• Regola di Hund: se sono presenti più orbitali con la stessa energia, gli elettroni tendono a disporsi su orbitali diversi con spin parallelo prima di accoppiarsi

orbitali differenti e con stesso numero quantico di spin. Atomi con ELETTRONI SPAIATI diventano piccoli magneti e vengono attratti da un campo magnetico esterno. Tali sostanze vengono dette PARAMAGNETICHE. Atomi con tutti gli ELETTRONI ACCOPPIATI sono solo debolmente respinti da un campo magnetico e sono detti DIAMAGNETICI. Un atomo perde elettroni diventando un catione, mentre un atomo acquista elettroni diventando un anione. I raggi atomici crescono nel gruppo e decrescono nel periodo. Il raggio del catione è minore del raggio dell'atomo, mentre il raggio dell'anione è maggiore del raggio dell'atomo. L'energia di ionizzazione (EI) è la minima energia necessaria per rimuovere un elettrone da un atomo al suo stato fondamentale (da atomo a catione). L'energia di 2 o 3 ionizzazione è l'energia necessaria per rimuovere 1 o 2 elettroni da un catione. L'affinità elettronica (AE) è l'energia liberata quando ad un atomo neutro in fase gassosa (isolato) viene addizionato 1 e-. I legami chimici si formano quando gli atomi modificano la distribuzione degli elettroni attorno al nucleo. Gli elettroni che

creano legami = elettroni esterni =o guscio di valenza

Tipi di legami:

• Ionico interazioni tra composti
• Covalente interazioni tra non metalli o composti
• Metallico interazioni tra metalli
• Lewis: configurazione stabile ad ottetto

Ordine di legame:

• Singolo, doppio, triplo = 2, 4, 6 elettroni condivisi
• Maggiore è l'ordine di legame < è la distanza di legame
• Maggiore è l'ordine di legame > è l'energia necessaria per romperlo

Energia di legame:

Energia necessaria per rompere un legame decresce all'aumentare

del numero quantico n aumenta all'aumentare dell'ordine di legame.
Elettronegatività (Χ): Tendenza di un atomo ad attrarre verso di sé gli elettroni di legame che lo tengono unito a un altro atomo di una molecola.
Formule di struttura di Lewis:
- VSEPR (repulsione delle coppie elettroniche di valenza): Geometria della molecola si capisce attraverso numero steric (SN): SN = numero di atomi legati all'atomo centrale + numero di coppie solitarie sull'atomo centrale.
Ogni coppia di elettroni non leganti e ogni legame (singolo o multiplo) produce un campo elettronico attorno all'atomo centrale.
Il miglior posizionamento nello spazio di un certo numero di campi elettronici è quello che minimizza le repulsioni tra di loro e corrisponde alla geometria elettronica più stabile.
In base al numero di campi presenti attorno all'atomo centrale si ha una geometria:
- 2 campi linearmente
- 3 campi trigonale planare
- 4 campi

vertici di un tetraedro

 5 campi

 bipiramidale trigonale 6 campi

 ottaedro 5 .::. 19 la geometria molecolare che ne risulta non coincide con la geometria dei campi elettronici. I doppietti elettronici di non legame «non si vedono», ma occupano spazio

- Teoria del legame di valenza (VB, Valence Bond) (L06 su slide) la formazione di uno legame deriva dal mescolamento di un orbitale atomico di valenza di un atomo con quello di un altro atomo. Gli orbitali atomici condividono una regione dello spazio, ovvero si sovrappongono

Elettroni nella regione di piano dove si sovrappongono sono attratti da entrambi i nuclei, perciò tengono uniti gli atomi formando un legame σ

Mescolamento di 2 orbitali nascita di orbitali ibridi

o Processo di creazione degli orbitali ibridi ibridazione

o- Legame metallico

Proprietà fisiche del metallo

Lucentezza

Conducibilità termica

Conducibilità elettrica

Malleabilità

Duttilità

Modello

“mare di elettroni” il metallo presenta un mare dio elettroni in cui sono immersi i cationi (reticolo di ioni positiviimmerso negli elettroni disposti su orbitali)

Orbitali dei metallio Numerosi Con poca differenza di energia tra gli orbitali In un cristallo metallico gli elettroni di valenza sono distribuiti su orbitali molecolari questi orbitali costituiscono il legamemetallico

Il numero degli orbitali molecolari è sempre uguale al numero degli orbitali atomici che si combinano per crearli

Conduttorio Gli elettroni di valenza si trovano in una banda parzialmente occupata e possono spostarsi nella parte superiore vuotadella stessa banda senza alcun costo energetico

Semiconduttorio Sono caratterizzati da un gap energetico tra la banda di valenza occupata e la banda di conduzione vuota. Presentanouna conduttività misurabile ma decisamente inferiore ai6 .::. 19 metalli, poiché diminuisce la probabilità che un elettrone aduna

Il testo formattato con i tag HTML sarebbe il seguente:

data temperatura abbia energia sufficiente per saltare ilvuoto tra le bande. Presenza di impurezze atomiche facilitano la conducibilità

Aggiunta volontaria di impurezze = drogaggio

Allotropio diverse forme in cui uno stesso elemento può esistere, che differiscono per la rispettiva struttura cristallina e per il tipo di legami formati dagli atomi di quell’elemento (diverse proprietà chimico-fisiche).

Leghe metallicheo La loro formazione permette di variare le proprietà di elementi metallici puri

Lega contiene più di un elemento e ha le caratteristiche dei metalli

Divisibili in:

Soluzioni solide

Componenti dispersi in modo omogeneo eo casualeleghe sostituzionali i due componenti metallici

o hanno raggi atomici simili.

Leghe interstiziali gli atomi di uno dei 2 componenti occupa le cavità tra un atomo el’altro dell’altro componente

Acciai = esempio di soluzioni solideo Dolci

O.2 % di C, duttili,

malleabili

Medi

• 0.2 - 0.6 % di C, più duri dei dolci

Con alta percentuale di carbon fossile

• Fino a 1.5 % di C

Leghe eterogenee

Componenti non dispersi in modo uniforme

Composti intermetallici

leghe omogenee con proprietà e composizione chimica ben definite

• Fase chimica: regione di materia distinta dalle altre regioni caratterizzata da composizione chimica e proprietà fisiche uniformi

Le interazioni intramolecolari (cioè interne ad una molecola) generano i legami, influenzano la forma delle molecole e il comportamento chimico

Le interazioni intermolecolari (dette anche di Van der Waals) (cioè tra molecole) determinano le proprietà fisiche

Interazioni intermolecolari più deboli di quelle intramolecolari

• Maggiori sono le forze intermolecolari maggiori sono i punti di fusione

Ione – dipolo (interazione più forte)

• dipolo = Molecola con estremità con carica opposta

Dipolo – dipolo

La forma delle molecole influenza l'intensità delle forze di dispersione.

Dipolo - dipolo indotto: una molecola senza dipolo, avvicinandosi a una molecola dipolare, può subire una ridistribuzione di carica e creare legami.

Dipolo istantaneo - dipolo istantaneo: il continuo movimento degli elettroni può creare asimmetria.

Legame a idrogeno (interazione più debole): legame tra un atomo di idrogeno e un atomo molto elettronegativo e una coppia di non legame di un atomo elettronegativo.

Vedere pacchetto L08 slide 21 per esercizio esame.

Un gas è un insieme di molecole ben distanziate, in costante e caotico movimento.

La mancanza di forti interazioni attrattive tra le molecole permette ad un gas di espandersi fino a riempire il suo contenitore.

I gas sono molto comprimibili.

L'unione di gas forma sempre miscele omogenee.

Le grandezze necessarie per descrivere i gas sono:

• Pressione (P): forza esercitata da un gas sulle...

pareti del contenitore⁸ .::. 19 Si misura in pascal