Chimica
proprietà della materia
classificazione della materia
Molti nuclidi NON sono stabili
Formula della stabilità: numero di neutroni/numero di protoni
processo di decadimento radioattivo: emissione di particelle e radiazioni elettromagnetiche
un atomo può perdere o acquistare elettroni diventando uno ione
carico positivamente: catione
carico negativamente: anione
relazioni di indeterminazione di Heisemberg
è impossibile determinare con precisione contemporaneamente la posizione e la velocità di una particella di massa molto piccola
non è possibile definire la traiettoria di un elettrone intorno al nucleo
se ne può parlare solo in termini probabilistici
l'energia di un elettrone può essere determinata
Un elettrone ha la possibilità di assorbire energia per interazione con una radiazione elettromagnetica e passa da un livello energetico ad un altro
allo stesso modo un elettrone ha la possibilità di emettere energia passando da un livello energetico ad alta energia a uno a più bassa
Ogni orbitale corrisponde a un determinato stato stazionario possibile dell'elettrone. Un orbitale atomico è specificato da 3 numeri quantici
Teoria atomica
Teoria atomica di Dalton
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
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 delle proporzioni multiple
legge di conservazione della massa
modello atomico di Thomson
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
Man mano che ci si sposta in basso nella tavola periodica gli elementi sono difficilmente stabili. Gli elementi leggeri sono stabili quando la formula di stabilità tende a 1, mentre con gli elementi pesanti la stabilità si raggiunge quando il numero di neutroni è maggiore del numero di protoni
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
De Broglie postulò che ogni particella in movimento avesse anche proprietà ondulatorie e propose di considerare l'elettrone ruotante attorno al nucleo come un'onda stazionaria
nel mondo macroscopico l'aspetto ondulatorio è trascurabile
numero quantico principale, numero quantico angolare e numero quantico magnetico
il numero quantico principale n può assumere valori interi, più grande sarà n e maggiore sarà la distanza media dal nucleo di un elettrone in un orbitale e quindi più grande sarà l'orbitale
il numero quantico angolare l dipende da n e può assumere valori da 0 a n-1. Esso definisce la forma degli orbitali.
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
il numero quantico magnetico ml dipende dal numero quantico angolare e definisce l'orientamento degli orbitali nello spazio. Per un l ci saranno (2l+1) valori interi di ml
In senso stretto gli orbitali non hanno una forma ben definita perchè la funzione d'onda che li caratterizza si estende dal nucleo all'infinito
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
configurazione elettronica
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
non si possono sistemare più di due elettroni nello stesso orbitale
ogni livello principale di numero quantico n contiene n sottolivelli
ogni sottolivello quantico l contiene (2l+1) orbitali
esempi:
atomi del 2° periodo: 1s, 2s, 2p
atomi del 3° periodo: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p
Moseley ha ordinato gli elementi secondo valori crescenti del numero atomico Z
gli elementi appartenenti allo stesso gruppo hanno strutture elettroniche simili e comportamenti chimici simili
(n) s (n-2) f (n-1) d (n) p
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
legame chimico
interazioni attrattive che tengono uniti gli atomi negli aggregati. essi si formano se l'aggregato di atomi che ne risulta ha energia minore dell'insieme degli atomi separati
un legame chimico può essere descritto attraverso:
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
i legami sono classificati come:
forti
deboli
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
un legame ionico è costituito principalmente dalla forza elettrostatica che tiene insieme gli ioni in un composto ionico
elettronegativo + elettropositivo
il composto risultate è elettricamente neutro
gli atomi coinvolti tenderanno a perdere o acquistare elettroni così da diventare isoelettronici con il gas nobile che lo precede o segue rispettivamente
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
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
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
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
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
isolanti allo stato solido e conduttori allo stato fuso
sono duri ma fragili
i composti ionici sono solubili in acqua
allo stato fuso il reticolo cristallino è dissolto e gli ioni sono liberi di muoversi
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
la formazione di un legame covalente comporta una ridistribuzione della carica elettronica e quindi modifica le funzioni d'onda che descrivono gli elettroni
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
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
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
BeH2
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
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
legame sigma
caratterizzato da una distribuzione elettronica addensata essenzialmente lungo l'asse internucleare, con simmetria cilindrica attorno ad esso
legame pigreco
caratterizzato da una distribuzione elettronica ripartita in due regioni identiche disposte da parti opposte rispetto all'asse internucleare
derivano dalla sovrapposizione di orbitali che si incontrano sotto e sopra il piano
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
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
legami dipolari
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
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
Stati di aggregazione
Stato gassoso
le forze intermolecolari sono molto deboli e inferiori a quelle cinetiche che tendono a disperdere le molecole
i gas non hanno forma e volume proprio, hanno una struttura disordinata, sono comprimibili e hanno densità molto basse
lo stato gassoso è definito da 3 parametri:
pressione
volume
temperatura