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Chimica, Stati di aggregazione - Coggle Diagram

- - - - se ne può parlare solo in termini probabilistici
      - l'energia di un elettrone può essere determinata
  - - - un insieme di orbitali caratterizzati dallo stesso n è chiamato livello
    - - un insieme di orbitali caratterizzati dallo stesso n e l è detto sottolivello
      - l=0 s, l=1 p, l=2 d, l=3 f, l=4 g, l=5 h
    - - gli orbitali s possono essere rappresentati come una sfera, differiscono nelle dimensioni all'aumentare del numero quantico principale
      - gli orbitali p possono essere rappresentati come costituiti da due lobi su parti opposte del nucleo, anche gli orbitali p aumentano all'aumentare del numero quantico principale
    - - modo in cui gli elettroni sono distribuiti nei vari orbitali atomici
      - per il principio di esclusione di Pauli se due elettroni hanno gli stessi quattro numeri quantici (ovvero se si trovano in uno stesso orbitale) allora devono avere spin opposto
        
        per la regola di Hund la disposizione più stabile degli elettroni in un sottolivello è quella con il maggior numero di spin paralleli
        
        ogni livello principale di numero quantico n contiene n sottolivelli
        
        ogni sottolivello quantico l contiene (2l+1) orbitali
        
        non si possono sistemare più di due elettroni nello stesso orbitale
      - esempi:
        
        atomi del 2° periodo: 1s, 2s, 2p
        
        atomi del 3° periodo: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p
  - - - gli elementi sono formati da particelle estremamente piccole, gli atomi
      - I composti sono formati da atomi di almeno due tipi diversi, il rapporto del numero di atomi di qualsiasi coppia di elementi presenti è o un numero intero o una frazione semplice
        
        legge delle proporzioni multiple
      - Tutti gli atomi di un dato elemento sono identici, gli atomi di un elemento sono diversi da quelli di un altro elemento
      - una reazione chimica coinvolge solo la separazione, la combinazione o il riarrangiamento di atomi
        
        legge di conservazione della massa
    - - Thomson propose un atomo che potesse essere immaginato come una sfera uniforme di materia carica positivamente, contente gli elettroni carichi negativamente
        
        Rutherford a seguito di esperimenti sviluppò un nuovo modello atomico
        
        la carica positiva è incentrata nel nucleo, un cuore centrale denso all'interno dell'atomo. le particelle positive del nucleo vengono dette protoni
        
        Il numero di protoni di ciascun atomo di un elemento è chiamato numero atomico (Z), il numero di massa (A) è la somma di protoni e neutroni presenti nel nucleo
        
        il numero di neutroni di ciascun atomo è uguale alla differenza tra il numero di massa e il numero atomico
        
        se due atomi hanno lo stesso numero atomico allora si dice che appartengono allo stesso elemento
        
        se due atomi hanno lo stesso numero atomico ma diverso numero di massa essi si dicono isotopi di quell'elemento
- - - - la radiazione elettromagnetica ha una componente elettrica e una magnetica perpendicolari tra loro. I parametri di un'onda sono: frequenza, velocità nel vuoto, lunghezza d'onda (c/v), numero d'onda (reciproco della lunghezza d'onda) e ampiezza
      - le radiazioni elettromagnetiche hanno caratteristiche ondulatorie e particellari
        
        dal punto di vista corpuscolare, la radiazione elettromagnetica è costituita da fotoni che si muovono alla velocità della luce, l'energia che trasportano dipende dalla frequenza della radiazione
        
        l'energia associata a un fascio n di fotoni non è una grandezza continua ma discreta
        
        nel mondo macroscopico l'aspetto ondulatorio è trascurabile
  - - - Essi hanno gli stessi elettroni di valenza, ovvero gli elettroni più esterni di un atomo, quelli coinvolti nella formazione dei legami
      - la configurazione elettronica degli elementi varia periodicamente al variare del numero atomico e così si hanno delle variazioni periodiche delle proprietà chimiche
        
        carica nucleare effettiva
        
        è la carica positiva effettivamente sentita da un elettrone ed è data da dalla differenza tra la carica nucleare il numero di elettroni interni, al crescere della carica effettiva diminuisce il raggio atomico
        
        la presenza degli elettroni schermanti riduce l'attrazione elettrostatica tra i protoni del nucleo e gli elettroni esterni
        
        nella tavola periodica aumenta da sinistra verso destra e dall'alto verso il basso
        
        raggio atomico
        
        nella tavola periodica aumenta da destra verso sinistra e dall'alto verso il basso
        
        moltissime proprietà sono legate alle dimensioni degli atomi, definite in termini del raggio atomico, ovvero alla semidistanza tra i nuclei di due atomi adiacenti
        
        il raggio atomico è determinato in massima parte dalla forza di attrazione esistente tra il nucleo e gli elettroni più esterni: maggiore è la carica effettiva e più il raggio sarà piccolo
        
        inoltre, all'aumentare del numero quantico principale (n) aumenta anche il raggio atomico
        
        raggio ionico
        
        il catione è sempre più piccolo dell'atomo di provenienza e l'anione è sempre più grande
        
        rimuovendo uno o più elettroni si riduce la repulsione elettrone-elettrone, così la nuvola elettronica si contrae e il catione diventa più piccolo dell'atomo
        
        energia di ionizzazione
        
        si tratta dell'energia minima necessaria per rimuovere l'elettrone più esterno ad un atomo neutro ed isolato. E' una misura di quanto gli elettroni siano fortemente trattenuti in un atomo
        
        l'energia di prima ionizzazione in un periodo aumenta con l'aumentare del numero atomico, questo andamento è dovuto all'aumento della carica effettiva
        
        le alte energie di ionizzazione dei gas nobili spiegano il fatto che per la maggior parte sono chimicamente inerti
        
        occorre meno energia per rimuovere dallo stesso livello energetico principale un singolo elettrone p piuttosto che un elettrone s appaiato
        
        affinità elettronica
        
        l'energia in gioco nella formazione di un anione (ione negativo) da parte di un atomo neutro ed isolato
        
        energia di legame tra l'elettrone aggiunto e l'atomo
        
        un valore positivo ed elevato dell'affinità elettronica sta a significare che lo ione negativo è molto stabile
        
        l'andamento generale comporta un aumento della tendenza ad accettare ioni (valori più positivi) da sinistra verso destra in un periodo, mentre nel gruppo diminuisce dall'alto verso il basso poichè n aumenta
        
        elettronegatività
        
        specifica la tendenza di un atomo ad attrarre a sè elettroni quando forma legami con altri atomi
        
        diminuisce scendendo nel gruppo perchè n aumenta e aumenta da sinistra a destra a causa della carica effettiva
- - - - energia di legame
        
        energia necessaria per portare i due atomi allo stato gassoso a distanza infinita
      - lunghezza di legame
        
        distanza fra due nuclei
        
        si tratta di un valore medio
      - angolo di legame
        
        angolo interno definito dai segmenti congiungenti il nucleo dell'atomo centrale con quello di altri due atomi ad esso legati
  - - - legame ionico
        
        si realizza quando un atomo di un elemento caratterizzato da bassa energia di ionizzazione si combina con un atomo di un elemento caratterizzato da elevata affinità elettronica
        
        gli elementi che più facilmente formeranno cationi nei composti ionici sono i metalli alcalini e i metalli alcalino-ferrosi, mentre quelli che più facilmente formeranno anioni sono gli alogeni e l'ossigeno
        
        il composto risultate è elettricamente neutro
        
        elettronegativo + elettropositivo
        
        un legame ionico è costituito principalmente dalla forza elettrostatica che tiene insieme gli ioni in un composto ionico
        
        una misura quantitativa della stabilità di un composto ionico è la sua energia reticolare, definita come l'energia necessaria per separare completamente una mole di un composto ionico solido nei suoi ioni allo stato gassoso
        
        l'energia reticolare risulta dalla somma di tre termini: l'energia di Madelung, l'energia di repulsione e l'energia di interazione di London
        
        l'energia di Madelung costituisce il termine preponderante e viene calcolato considerando le interazioni elettrostatiche tra gli ioni costituenti il cristallo, è proporzionale all'energia di Coulomb
        
        l'energia reticolare è maggiore quando r è più piccolo
        
        va a influenzare le proprietà fisiche della sostanza
        
        compatibilmente con gli altri fattori energetici in gioco, ogni atomo in un composto ionico tende a originare lo ione con la carica più elevata possibile
        
        gli atomi coinvolti tenderanno a perdere o acquistare elettroni così da diventare isoelettronici con il gas nobile che lo precede o segue rispettivamente
        
        la massima carica positiva che un atomo può assumere in un composto ionico è pari al numero dei suoi elettroni di valenza, la massima carica negativa invece è pari al numero di elettroni mancanti al raggiungimento della configurazione del gas nobile successivo
        
        nel modello descrittivo vengono fatte alcune assunzioni:
        
        gli ioni che formano il reticolo cristallino sono sferici e indeformabili
        
        il trasferimento di carica fra gli atomi è completo
        
        i composti ionici hanno
        
        alte temperature di fusione e di ebollizione
        
        danno origine a solidi cristallini
        
        sono ben solubili in solventi polari, insolubili in solventi apolari
        
        i composti ionici sono solubili in acqua
        
        isolanti allo stato solido e conduttori allo stato fuso
        
        allo stato fuso il reticolo cristallino è dissolto e gli ioni sono liberi di muoversi
        
        sono duri ma fragili
        
        la deformazione provoca uno slittamento dei piani reticolari e porta a contatto gli ioni della stessa carica, la forza di repulsione che ne deriva provoca la rottura del cristallino
      - legame covalente
        
        gli elettroni sono divisi fra due atomi, è un legame di condivisione
        
        per la teoria di Lewis, la situazione energicamente più favorevole è quella in cui ogni nucleo ha intorno a sè 8 elettroni che creano una nuvola elettronica che occupa in modo omogeneo lo spazio intorno al nucleo
        
        la formazione di un legame covalente comporta una ridistribuzione della carica elettronica e quindi modifica le funzioni d'onda che descrivono gli elettroni
        
        va interpretato in chiave quantomeccanica
        
        teoria degli orbitali molecolari
        
        tutti gli elettroni risentono dell'influenza dei nuclei di tutti gli atomi della molecola e sono completamente condivisi tra essi
        
        teoria del legame di valenza
        
        la formazione della molecola e del legame si può considerare come derivante dall'avvicinamento di atomi completi che successivamente possono interagire fino ad avere una sovrapposizione di orbitali atomici
        
        tiene conto esclusivamente degli elettroni che si trovano nel guscio più esterno e che partecipano direttamente alla formazione del legame covalente
        
        descrizione della coppia di elettroni attraverso una funzione d'onda bielettrica
        
        la funzione d'onda complessiva è data da un contributo covalente e un contributo ionico
        
        il legame è tanto più forte quanto maggiore è la sovrapposizione delle funzioni d'onda atomiche che descrivono i due elettroni coinvolti nel legame
        
        a seconda del tipo di sovrapposizione tra due orbitali atomici si formano legami covalenti di tipo diverso
        
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        ibridazione
        
        gli orbitali ibridi risultano dalla combinazione di orbitali atomici puri, solo orbitali atomici di energia confrontabile si possono combinare
        
        dalla combinazione lineare di orbitali atomici si ottengono un numero di orbitali atomici ibridi pari al numero di orbitali atomici puri che sono stati combinati, il livello energetico degli orbitali ibridi è intermedio a quello degli orbitali atomici puri
        
        la presenza di coppie di legame e o di distribuzione non simmetrica di carica elettronica implica la formazione di geometrie non regolari
        
        es. NH3
        
        2 sp lineare, 3 sp2 trigonale planare, 4 sp3 tetraedrica, 5 sp3d bipiramidale trigonale, 6 sp3d2 ottaedrica
        
        la teoria VSEPR prevede la geometria delle molecole basandosi sulle repulsioni elettrostatiche tra coppie di elettroni di legame e coppie di elettroni non condivise
        
        3 sp2 con una coppia di elettroni non condivisa si definisce angolare
        
        4 sp3 con una coppia non condivisa si chiama piramide trigonale, con 2 coppie non condivise angolare
        
        esistono delle eccezioni
        
        ottetto incompleto
        
        gli elettroni che circondano l'atomo centrale sono meno di 8
        
        Be (berilio), 2 gruppo e 2 periodo, 1s2 2s2
        
        BeH2
        
        elementi del 3 gruppo, in particolare boro e alluminio
        
        espansioni dell'ottetto
        
        gli elementi dal terzo periodo in poi formano alcuni composti in cui l'atomo centrale è circondato da più di 8 elettroni
        
        SF6
        
        legame covalente dativo
        
        si forma quando un atomo ha una coppia solitaria che viene completamente ceduta a un altro atomo con l'orbitale libero
        
        si assiste a uno spostamento della densità elettronica. Una misura quantitativa della polarità del legame è rappresentata dal suo momento di dipolo dato dal prodotto della carica per la distanza esistente tra le cariche
        
        le molecole diatomiche contenenti atomi dello stesso elemento sono dette apolari perchè non presentano um momento di dipolo
      - legame metallico
        
        elevata conducibilità elettrica e termica, dovuta alla presenza di elettroni liberi di muoversi sotto la sollecitazione di un campo elettrico, all'aumentare della temperatura diminuisce
        
        effetto fotoelettrico e termoionico: facilità di estrazione di elettroni per irraggiamento con luce di adatta frequenza, e per riscaldamento
        
        elevata duttilità e malleabilità, bassa energia di prima ionizzazione, non trasparenza e lucentezza: assorbono le radiazioni visibili e le riemettono in tutte le direzioni
        
        tutti gli atomi mettono in comune i loro elettroni di valenza in un "mare" di elettroni che fluisce tra e attorno agli ioni
        
        un cristallo metallico è caratterizzato da un'estesa sovrapposizione degli orbitali di valenza dei singoli atomi in modo da formare orbitali molecolari delocalizzati, estesi su tutto il reticolo cristallino
        
        i livelli energetici degli orbitali molecolari sono talmente ravvicinati da formare una banda continua
        
        le bande saranno in numero pari al numero di orbitali atomici dell'elemento metallico considerato e quella corrispondente agli orbitali atomici esterni contenente elettroni prende il nome di banda di valenza
        
        la separazione fra le diverse bande è tanto minore quanto più piccola è la differenza di energia tra gli orbitali atomici dei singoli atomi e quanto minore è la distanza fra atomi adiacenti nel cristallo
        
        affinchè gli elettroni siano liberi di muoversi sotto l'azione di una differenza di potenziale è necessario che ci siano orbitali vuoti contigui a quelli pieni
        
        questa, detta banda di conduzione, non è separata da alcun gap di energia dalla banda di valenza, questa caratteristica distingue i metalli dai semiconduttori e dagli isolanti
    - - sono quelle che decidono le transizioni di fase, si distinguono in:
        
        legame a idrogeno
        
        tipo di interazione dipolo-dipolo tra l'atomo di idrogeno coinvolto in un legame polare (es. OH) e un atomo elettronegativo (O, N, F)
        
        l'energia media di un legame idrogeno è abbastanza alta per trattarsi di una semplice interazione dipolo dipolo, ha un forte effetto sulle strutture e le proprietà di molti composti
        
        in acqua le molecole hanno un certo grado di movimento e possono formare fino a 4 legami a idrogeno, nel ghiaccio invece le posizioni sono molto regolari e la struttura cristallina è più espansa
        
        legami dipolari
        
        forze ione - dipolo
        
        forze attrattive tra uno ione e una molecola polare
        
        l'attrazione elettrostatica si stabilisce fra la carica propria dello ione e il dipolo delle molecole circostanti
        
        la forza di questa interazione dipende dalla carica e dalla dimensione dello ione, oltre che dalla misura del momento del dipolo e della dimensione della molecola,
        
        interazioni di Van der Waals
        
        forze di attrazione a corto raggio di natura elettrostatica che si instaurano tra molecole neutre in fase gas, liquida o solida
        
        interazioni dipolo permanente - dipolo permanente
        
        interazione dipolo permanente - dipolo indotto
        
        lo ione o il dipolo si comportano come una calamita e spostano il baricentro delle cariche nella molecola apolare
        
        forze di London
        
        spostamenti temporanei di cariche generano dipoli istantanei che inducono la polarizzazione delle molecole adiacenti
        
        l'intensità dipende dalla facilità con cui la nuvola elettronica di un atomo o di una molecola può venire distorta dal dipolo istantaneo di un atomo/molecola adiacente
        
        in genere, più sono grandi atomi e molecole e più facilmente sono polarizzabili