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CHIMICA
CAPITOLO 1
STATO DI AGGREGAZIONE ovvero se una sostanza è un solido, un liquido o un gas. LA TEORIA CINETICO-MOLECOLARE DELLA MATERIA secondo cui tutta la materia è formata da particelle estremamente piccole che sono in costante movimento. Maggiore è la temperatura, maggiore è la velocità delle particelle. SOLUZIONE è una miscela omogenea di acqua e sostanze disciolte. SOSTANZA PURA presenta un insieme di proprietà uniche che la caratterizzano e ne permettono il riconoscimento. Essa non può essere separata in due o più sostanze attraverso tecniche fisiche a temperature originarie (fosse separabile sarebbe una miscela). MISCELA composta da due o più sostanze pure che possono essere separate mediante tecniche fisiche. MISCELA ETEROGENEA la natura mista del materiale spesso si può vedere anche a occhio nudo. MISCELA OMOGENEA è formata da due o più sostanze nella stessa fase, nessun ingrandimento potrebbe rilevare differenti proprietà in differenti regioni della materia. PURIFICATI quando una miscela viene separata nei suoi componenti. ELEMENTI sono composti da un solo tipo di atomo, si conoscono 118 elementi. TAVOLA PERIODICA contiene simbolo e le altre informazioni riguardanti gli elementi. COMPOSTO CHIMICO una sostanza pura composta da due o più elementi differenti tenuti insieme da legami chimici. IONI sono atomi o gruppi di atomi dotati di carica elettrica. MOLECOLE sono le più piccole unità discrete che conservano la composizione e le caratteristiche chimiche del composto. FORMULA CHIMICA mostra la composizione di qualunque composto. PROPRIETA’ FISICHE sono osservabili e misurabili senza variare la composizione della sostanza. LA DENSITA’ cioè il rapporto fra la massa di un oggetto e il suo volume, è una proprietà utile per identificare le sostanze. PROPRIETA’ ESTENSIVE dipendono dalla quantità di sostanza. PROPRIETA’ INTENSIVE non dipendono dalla quantità di sostanza. TRASFORMMAZIONI FISICHE sono le variazioni delle proprietà fisiche, l’identità della sostanza vinee conservata. TRASFORMAZIONE CHIMICA in cui una o più sostanze (reagenti) vengono trasformate in altre sostanze (prodotti). EQUAZIONE CHIMICA la rappresentazione della trasformazione usando le formule chimiche. PROPRIETA’ CHIMICA indica se, e a volte come, una sostanza subisce una trasformazione chimica quando viene a contatto con un’altra. ENERGIA capacità di compiere lavoro. ENERGIA CINETICA è l’energia associata con il movimento. ENERGIA POTENZIALE deriva dalla posizione di un oggetto. LEGGE DI CONSERVAZIONE DELL’ENERGIA l’energia non può essere né creata né distrutta, oppure l’energia totale dell’universo è costante. CAPITOLO 2 GRUPPI O FAMIGLIE sono le colonne, elementi con proprietà chimico-fisiche simili. ELEMENTI DEI GRUPPI PRINCIPALI i gruppi A ELEMENTI DI TRANSIZIONE gruppi B PERIODI sono le righe della tavola e sono numerate a partire da 1 METALLI di colore viola A temperatura ambiente e pressione atmosferica, i metalli sono solidi, eccezione mercurio, conducono elettricità, sono di solito duttili e malleabili e possono formare leghe
NON METALLI di colore giallo A temperatura ambiente, alcuni sono solidi, dieci sono gassosi e uno il bromo è liquido, non conducono corrente elettrica METALLOIDI di colore verde Ha le caratteristiche fisiche di un metallo, ma anche alcune caratteristiche chimiche dei non metalli FORMULA MOLECOLARE descrive la composizione delle molecole, indica per ogni molecola numero di atomi di un certo elemento. FORMULA ESTESA mette in evidenza come certi atomi siano legati tra loro. FORMULE DI STRUTTURA fornisce informazioni strutturali più dettagliate, in quanto mostra come gli atomi siano legati tra loro nella molecola. MODELLO SFERE E BASTONCINI modello utilizzato per visualizzare la struttura tridimensionale della molecola e come gli atomi siano legati tra loro. COMPOSTI MOLECOLARI composti costituiti da molecole discrete. COMPOSTI IONICI costituiscono un’altra classe di composti. IONI atomi o gruppi di atomi aventi carica elettrica positiva o negativa. CATIONE è uno ione carico positivamente. ANIONE è uno ione carico negativamente. IONI POLIATOMICI sono costituiti da due o più atomi e l’insieme possiede una carica elettrica. COMPOSTI SONO ELETTRICAMENTE NEUTRI ovvero non possiedono carica elettrica. FORZA ATTRATTIVA quando una specie carica negativamente viene avvicinata a una con carica positiva. FORZA REPULSIVA quando si avvicinano due cariche dello stesso segno, entrambe positive o entrambe negative. Queste forze vengono denominate FORZE ELETTROSTATICHE. La forza di attrazione o repulsione tra gli ioni si ottiene dalla LEGGE DI COULOMB. RETICOLO CRISTALLINO è un reticolo tridimensionale composto da milioni e milioni di ioni composti ordinatamente. COMPOSTI MOLECOLARI possono essere solidi, liquidi o gassosi, quelli ionici sono generalmente solidi. Hanno formule molto complesse. COMPOSTI BINARI sono composti formati da due elementi non metallici, hanno una nomenclatura sistematica. LA MOLE è la quantità di sostanza che contiene un numero di particelle elementari (atomi, molecole o altre particelle) pari al numero di atomi contenuti in 12 grammi dell’isotopo carbonio-12. 1 mole = 6.02214129 x 10^23 Questo valore è definito NUMERO DI AVOGADRO, NA. LA MASSA MOLARE è la quantità in grammi numericamente uguale alla sua massa atomica. DETERMINAZIONE FORMULE DEI COMPOSTI
- convertire in massa la percentuale in peso
- convertire la massa in moli
- trovare il rapporto molare
- il rapporto da la formula FORMULA EMPIRICA il più piccolo rapporto atomico intero. FORMULA MOLECOLARE deve fornire:
- il numero relativo di atomi di ciascun elemento presente in una molecola (rapporti atomici)
- il numero totale di atomi di ciascun elemento presente in una molecola SPETTOMETIA DI MASSA se una sostanza può essere vaporizzata, il suo vapore può essere fatto collidere con un fascio di elettroni ad alta energia, ciò provoca la perdita di elettroni e la formazione di ioni positivi. Questi ioni spesso si frammentano in ioni più piccoli. L’analisi dello spettro permette di identificare un composto e di determinare l’esatta massa molare.
Gli ACIDI più comuni hanno uno o più atomi H nella formula molecolare che si ionizzano in H 2 O per formare ioni H 3 O+, ma gli OSSIDI NON METALLI quali i diossidi di carbonio e il triossido di zolfo, non hanno atomi di H ma reagiscono con l’acqua producendo ioni H 3 O+ OSSIDI ACIDI sono gli ossidi dei non metalli quali CO 2 , che possono reagire con l’acqua per formare ioni H3O+. OSSIDI BASICI sono gli ossidi dei metalli perché quando su disciolgono in acqua danno origine a soluzioni basiche. PROCESSO DI OSSIDAZIONE qualsiasi processo in cui l’ossigeno è addizionato a un’altra sostanza. SOSTANZA SI È RIDOTTA quando accetta elettroni, perché avviene una riduzione del valore numerico della carica di un atomo della sostanza. SOSTANZA SI È OSSIDATA quando cede elettroni, il valore numerico della carica di un atomo della sostanza aumenta. In ogni reazione di ossidi-riduzione, un reagente si riduce (agente ossidante) e un reagente si ossida (agente riducente). In generale affermiamo che:
- OSSIDO-RIDUZIONE o REAZIONI REDOX in quanto se una sostanza è ossidata, un’altra sostanza deve essere ridotta
- L’agente riducente viene ossidato mentre l’agente ossidante viene ridotto
- L’ossidazione è l’opposto della riduzione
- Il numero di elettroni ceduti quando una sostanza si ossida deve essere esattamente uguale a quello degli elettroni accettati dalla sostanza che si riduce NUMERO DI OSSIDAZIONE di un atomo in una molecola o ione è definito come la carica che un atomo ha, o sembra avere, in base alle linee guida:
- ogni atomo in un elemento pura ha numero di ossidazione pari a zero
- Per ioni monoatomici, il numeri di ossidazione è pari alla carica dello ione
- Il fluoro ha sempre un numero di ossidazione -1 nei complisti con gli altri elementi
- Il numero di ossidazione di O è -2 nella maggior parte dei composti eccezioni si hanno -quando l’ossigeno si combina con il fluoro (in questo caso l’ossigeno ha un numero di ossidazione positivo)
- nei composti chiamati perossidi (come Na 2 O 2 ) e superossidi (come KO 2 ) nei quali l’ossigeno ha rispettivamente numero di ossidazione -1 e -1/
- Cl, Br e I hanno numero di ossidazione -1 nei loro composti, escluso quando sono combinati con l’ossigeno o il fluoro
- Il numero di ossidazione di H è +1 nella maggior parte dei composti eccezione si ha quando l’idrogeno forma un composto binario con un metallo
- la somma algebrica dei numeri di ossidazione degli atomi in un composto neutro deve essere zero, in uno ione poli atomico la somma deve essere pari alla carica dello ione RICONOSCERE DELLE REAZIONI DI OSSIDO-RIDUZIONE
- valutando il numero di ossidazione e verificando che non cambi durante la reazione
- Elemento naturale viene trasformato in un composto oppure sono presenti degli agenti ossidanti o riducenti molto noti CAPITOLO 4 SCALA SUBMICROSCOPICA i coefficienti stechiometrici nell’equazione si riferiscono ad atomi, molecole o unità formula. LIVELLO MACROSCOPICO, utilizzato laboratorio, i coefficienti si riferiscono al numero di moli di ciascun reagente e prodotto. I COEFFICIENTI STECHIOMETRICI in un’equazione chimica bilanciata permettono di mettere in relazione la quantità (moli) di una sostanza coinvolta in una reazione chimica con la quantità di (moli) di un’altra sostanza coinvolta nella stessa reazione.
CALCOLARE LA MASSA DEL SECONDO REAGENTE
- scrivere l’equazione bilanciata
- calcolare le quantità in moli delle masse in grammi
- uso del fattore stechiometrico, ovvero rapporto tra moli basati sui coefficienti stechiometrici dei composti nell’equazione bilanciata -calcolare le masse delle moli CALCOLARE LA MASSA DEL PRODOTTO SVENDO QUELLA DEI REAGENTI
- uso del fattore stechiometrico
- calcolare la massa del prodotto delle moli TABELLA DELLE QUANTITÀ riassume le reazioni tra le moli di reagenti e prodotti in una relazione
- in testa si scrive l’equazione bilanciata
- quantità iniziali (moli) di ciascun reagente e prodotto
- variazione delle moli di conseguenza della reazione
- quantità (moli) di ciascun reagente e prodotto alla fine della reazione LE REAZIONI CHIMICHE VENGONO SPESSO CONDOTTE UTILIZZANDO UN REAGENTE IN ECCESSO rispetto alle quantità richieste dalla stechiometria, per fare in modo che uno dei reagenti venga consumato completamente, anche se una parte di qualche altro reagente rimane inutilizzato. REAGENTE LIMITANTE perché la sua quantità determina, o limita, la quantità di prodotto che si forma. CALCOLO STECHIOMETRICO CON UN REAGENTE IN DIFETTO
- calcolare le moli di ciascun reagente
- calcolare il rapporto stechiometrico dei reagenti richiesti dall’equazione bilanciata e calcolare i, rapporto tra i reagenti effettivamente disponibili
- calcolare la massa del prodotto
- calcolare la massa del reagente in eccesso MOLARITÀ è un’unità di misura utile per la concentrazione del soluto, c, definita come le moli per litro di soluzione. M significa moli per litro. FORMULA SOSTANZA TRA PARENTESI QUADRE significa che fa riferimento alla concentrazione del soluto in moli per litro. CALCOLO MASSA PER PREPARARE DETERMINATI L SOLUZIONE È DETERMINATA M
- calcolo il numero di moli richieste
- calcolo la massa in grammi DILUIZIONE altro metodo per preparare una soluzione di concentrazione data è partire da una soluzione concentrata e aggiungere solvente, generalmente acqua, fino a raggiungere la concentrazione inferiore desiderata. MOLI DI COMPOSTO NELLA SOLUZIONE DILUITA concentrazione composto X volume composto CONCENTRAZIONE moli di composti nella soluzione diluita X(1.00 L/volume contiene numero richiesto moli) IL pH DI UNA SOLUZIONE è il logaritmo in base 10 della concentrazione degli ioni idrossonio. pH = -log[H 3 O+] SOSTANZE ACIDE hanno un pH relativamente basso. AMMONIACA una base comune, ha una concentrazione di ioni idrossonio molto bassa e un pH elevato. Per le soluzioni acquose a 25°, gli acidi hanno valori di pH inferiore a 7, le basi hanno valori di pH maggiore di 7, mentre un pH pari a 7 rappresenta una soluzione neutra. CONCENTRAZIONE IDROSSONIO si calcola come logaritmo inverso del pH per cui [H 3 O+] = 10-pH CAPITOLO 5
CALORE DI VAPORIZZAZIONE la quantità di energia trasferita in forma di calore necessaria per convertire una sostanza da liquida in vapore, alla temperatura di ebollizione. LA TEMPERATURA È COSTANTE DURANTE UN CAMBIAMENO DI STATO l’energia somministrata viene utilizzata per rompere le forze che tengono uniti gli ioni e le molecole gli uni agli altri e non per aumentare la temperatura. GRAFICO DELLE VARIAZIONI DI ENERGIA
1. riscaldamento del ghiaccio a 0°C
2. trasformazione in acqua liquida a 0°C
3. riscaldamento dell’acqua liquida a 100°C
4. evaporazione a 100°C
5. riscaldamento del vapor d’acqua a 200°C
LA TERMODINAMICA è la scienza del calore e del lavoro. SUBLIMAZIONE quando viene trasferita energia in forma di calore dall’ambiente al ghiaccio secco, esso passa direttamente dalla fase solida a quella gassosa. PRIMA LEGGE DELLA TERMODINAMICA la variazione di energia di un sistema (∆U) è la somma dell’energia trasferita in forma di calore (q) tra il sistema e l’ambiente e l’energia trasferita come lavoro (w) tra il sistema e l’ambiente. ∆U = q + w ENERGIA INTERNA, U, in un sistema chimico è la somma delle energie potenziali e cinetica all’interno del sistema, cioè delle energie degli atomi, molecole o ioni del sistema. ENERGIA POTENZIALE è l’energia associata alle forze attrattive e repulsive fra tutti i nuclei ed elettroni del sistema. ENERGIA CINETICA è l’energia associata al moto degli atomi, ioni e molecole nel sistema. LAVORO PRESSIONE- VOLUME P-V è il lavoro (w) associato a una variazione di volume (∆V) che si compie contro una pressione esterna (P). w = -P x ∆V ENTALPIA H = U + PV VARIAZIONE DI ENTALPIA ∆H = ∆U + P∆V Per un sistema dove l’unico tipo di lavoro possibile è il lavoro P-V, la variazione di entalpia è uguale all’energia trasferita in forma di calore a pressione costante indicato come qp. La direzione del trasferimento di energia è indicata dal segno di ∆H.
- valori negativi di ∆H indicano che l’energia è traferita in forma di calore del sistema dell’ambiente
- valori positivi di ∆H indicano che l’energia è trasferita in forma di calore dall’ambiente al sistema. FUNZIONE DI STATO, sia l’energia interna che l’entalpia condividono una caratteristica, i cambiamenti di queste quantità dipendono solo dallo stato iniziale e dallo stato finale, essi non dipendono dal percorso. Nell’espansione di un gas né l’energia trasferita in forma di calore né quella trasferita come lavoro siano singolarmente funzioni di stato, mentre la loro somma lo è. ENTALPIA STANDARD DI REAZIONE, ∆rH° significa che reagenti isolati puri nei loro stati standard hanno formato prodotti isolati puri nei loro stati standard. STATO STANDARD di un elemento o composto è definito come la forma più stabile della sostanza nello stato fisico che esiste alla pressione di 1 bar a una data temperatura. MOL-RNX nelle unità ∆rH° significa che essa è la variazione di entalpia per mole di reazione, si afferma che è avvenuta una mole di reazione quando una reazione chimica avviene esattamente con le quantità in moli specificate dai coefficienti stechiometrici nell’equazione chimica bilanciata. IMPORTATNTE SPECIFICARE STATO FISICO DEI REAGENTI E PRODITTI perché ∆rH° dipende che essi siano solidi, liquidi o gassosi. Variazioni di entalpia nelle reazioni chimiche:
- le variazioni di entalpia sono specifiche della reazione in esame
- le variazioni di entalpia dipendono dal numero di moli di reazione
- se valore negativo è reazione esotermica, se positivo è reazione endotermica
- i valori di ∆rH° relativi a reazioni chimiche l’una l’inversa dell’altra, sono numericamente identici ma di segno opposto
Determinare entalpia di una data massa:
- calcolare il numero di moli dell’elemento
- convertire il numero di moli in numero di moli di reazione (ml-rxn) quindi moltiplicare per ∆rH CALORIMETRIA è una tecnica sperimentale utilizzata per misurare l’energia sviluppata o assorbita in forma di calore in un processo chimico o termico. CALORIMETRO strumento usato con calorimetria. UN CALORIMETRO A PRESSIONE COSTANTE può essere utilizzato per misurare la quantità di energia trasferita in forma di calore a pressione costante, cioè, la variazione di energia di una reazione chimica.
- se a reazione è esotermica, essa cede energia in forma di calore alla soluzione e alla temperatura di quest’ultima aumenta
- se la reazione è endotermica, l’energia viene assorbita in forma di calore dalla soluzione e di nota una diminuzione di temperatura Nel sistema avvengono due variazioni di energia:
- una è la variazione che ha luogo durante la reazione, sia cedendo l’energia potenziale immagazzinata nei reagenti che assorbendo energia e trasformandola in energia potenziale immagazzinata dai prodotti.
- l’altra variazione è l’energia acquistata o ceduta in forma di calore della soluzione In base alla legge di conservazione utilizzata, qr + qsoluzione = 0 USO DI UN CALORIMETRO A TAZZA
- calcolare il numero di moli dell’elemento
- calcolare qsoluzione
- calcolare qr
- utilizzare valore di qr e il numero di moli dell’elemento per calcolare le variazioni di entalpia LA CALORIMETRIA A VOLUME COSTANTE viene spesso usata per valutare l’energia rilanciata dalla combustione de combustibili e il potere calorico degli elementi. qr + qbomba + qacqua = 0 dove qr è l’energia sviluppata come calore della reazione, qbomba è l’energia coinvolta nel riscaldamento della bomba calorimetra e qacqua è l’energia coinvolta nel riscaldamento dell’acqua del calorimetro. VOLUME NON VARIA, non può avvenire un trasferimento di energia come lavoro. Perciò l’energia trasferita come calore a volume costante (qv) è pari alla variazione di energia interna ∆U. CALCOLARE CALORIMETRIA A VOLUME COSTANTE
- calcolare qbomba
- utilizzare Cbomba e ∆T per calcolare qbomba
- moltiplicare qr per la massa molare LA LEGGE DI HESS stabilisce che se una reazione è la somma di due o più reazioni, il valore di ∆rH° per il processo complessivo è uguale alla somma dei valori di ∆rH° di quelle singole reazioni. UN DIAGRAMMA DEI LIVELLI DI ENERGIA le diverse sostanze che vengono studiate, per esempio i reagenti e i prodotti di una reazione chimica, sono posti su una scala arbitraria di energia. LA VARIAZIONE DI ENTALPIA PER UNA REAZIONE E’ UNA FUNZIONE DI STATO non dipende dal cammino di reazione, ma solo dai valori di entalpia degli stati iniziale e finale. ENTALPIE MOLARI STANDARD DI REAZIONE ∆fH° è la variazione di entalpia per la formazione di 1 mol di composto direttamente dai suoi elementi costitutivi nei loro stati standard.
- l’entalpia standard di formazione di un elemento nel suo stato standard è zero
- la maggior parte dei valori di ∆fH° sono negativi, indicando che la maggior parte dei composti a partire degli elementi è esotermica
- i valori di ∆fH° possono essere spesso usati per confrontare le stabilità di composti simili VARIAZIONI DI ENTALPIA DI REAZIONE IN CONDIZIONI STANDARD ∆fH° = ∑n∆fH° (prodotti) - ∑n∆fH° (reagenti) USO DELLE ENTALPIE DI FORMAZIONE
- calcolare ∆rH° per la reazione del composto utilizzando i valori di ∆fH° dei reagenti e dei prodotti
- determinare le moli del composto
- convertire le mol di composto a mol-rxn e poi moltiplicare per ∆fH°
CALCOLARE ENERGIA DEI FOTONI:
- convertire la lunghezza d’onda in frequenza
- calcolare l’energia usando l’equazione di plank
- usare il numero di Avogadro per convertire J/atomo in J/mol DUALISMO ONDA PARTICELLA idea che la radiazione elettromagnetica abbia le caratteristiche sia di un’onda sia di una particella. Se gli atomi di un elemento, in fase gassosa e a bassa pressione, sono sottoposti a intense scariche elettriche, essi assorbono energia e si dice che vengono ECCITATI. SPETTRO DI EMISSIONE A RIGHE caratteristico per ogni elemento, può essere usato per identificare l’elemento stesso e le quantità. Fine XIX secolo scienziati cercano di capire perché gli atomi gassosi emettono luce solo a certe frequenze. JOHANN BALMER e JOHANNES RYDBERG ricavarono EQUAZIONE DI BALMER con cui era possibile calcolare la l’lunghezza d’onda delle righe rossa, verde e blu dello spettro di emissione degli atomi di idrogeno nella regione visibile. n > 2 n è num intero R è la COSTANTE DI RYDENBERG ha il valore di 1.0974 x 10^7 m-
- se n=3 si ottiene lunghezza d’onda della riga rossa nello spettro di emissione dell’idrogeno
- se n=4 lunghezza d’onda della riga verde
- se n=5 e n=6 quella della riga blu Queste quattro frequenze sono note come la SERIE DI BALMER. Inizio XX secolo NIELS BOHR propose unna struttura di tipo planetaria per l’atomo di idrogeno nel quale l’elettrone si muove in un’orbita circolare attorno al nucleo. Non rispettava leggi fisica classica per risolvere tale problema ipotizzò che un elettrone può percorrere solo certe orbite, o livelli energetici, in cui è stabile. L’energia dell’elettrone è dunque quantizzata. Energia totale dell’elettrone nell’n-esimo livello = En= - Rhc/n^2 n, positivo e intero, è NUMERO QUANTICO PRINCIPALE. LIVELLI DI ENERGIA PER L’ATOMO H NEL MODELLO DI BOHR:
- il numero quantico n definisce l’energia degli orbitali “permessi” nell’atomo di idrogeno
- l’energia dell’elettrone in un’orbita ha un valore negativo
- un atomo fondamentale che ha i suoi elettroni nei livelli energetici più bassi si trova nello stato fondamentale (n=1)
- gli stati con energia maggiore (n>1) sono detti stati eccitati
- i livelli energetici sono progressivamente sempre più vicini tra di loro al crescere di n
- un elettrone nell’orbita con n=1 è più vicino al nucleo e possiede l’energia più bassa (più negativa) GLI ELETTRONI POSSONO MUOVERSI SOLO IN SPECIFICHE ORBITE CON UNA DETERMINATA ENERGIA se un elettrone si sposta da un livello energetico a un altro, allora deve essere assorbita o messa una certa quantità di energia (conseguenza della quantizzazione) tale idea mette in relazione l’energia dell’elettrone e lo spettro di emissione dell’atomo di idrogeno. Dopo l’assorbimento di energia (scarica elettrica o riscaldamento) questi elettroni possono tornare a un qualsiasi livello di energia più basso. Noi osserviamo questo rilascio di energia come fotoni di radiazioni elettromagnetiche e siccome sono possibili solo certi livelli di energia, si osservano solo fotoni di determinata energia e lunghezza d’onda. ENERGIA DI CIASCUNA LINEA DI EMISSIONE (J/atomo) ∆E = Efianle – Einiziale = - Rhc (1/n^2 finale – 1/n^2 iniziale) Per l’idrogeno serie di righe che hanno energia nella regione dell’ultravioletto, SERIE DI LYMAN, si origina dagli elettroni che decadono da livelli con n>1 al livello con n=1. La serie di righe che hanno energia nella regione del visibile, SERIE DI BOHR, si origina da elettroni che decadono dagli stati con n>2 allo stato con n=2. Ci sono anche serie nella regione dell’infrarosso con n=3,4, o 5 MODELLO DI BOHR introducendo la quantizzazione nella descrizione dell’atomo, lega ciò che non si vede (struttura dell’atomo) con ciò che si vede (spettro di emissione dell’atomo di idrogeno). Modello utilizzabile per idrogeno o altri sistemi con un elettrone, imperfetto per il resto.
CALCOLARE ENERGIA DELLA RIGA VERDE NELLO SPETTRO DELL’H:
- usare l’equazione ∆E = Efianle – Einiziale = - Rhc (1/n^2 finale – 1/n^2 iniziale) per calcolare ∆E
- calcolare Efotone = I∆EI
- usare l’equazione di Plank per convertire Efotone in lunghezza d’onda L’effetto fotoelettrico permise di dimostrare che la luce, che è di solito considerata un’onda, può avere anche proprietà di particelle, quantunque prive di massa. LOUIS VICTOR DE BROGLIE, nel 1925, propose che a un elettrone di massa m, che si muove alla velocità v, fosse associata un’onda di lunghezza d’onda λ, data dall’equazione λ = h/mv e chiamò tale onda, ONDA DI MATERIA. Questa idea rivoluzionaria collegò le proprietà corpuscolari (massa e velocità) con una proprietà ondulatoria (lunghezza d’onda). A CIASCUNA PARTICELLA IN MOVIMENTO E’ ASSOCIABILE UN’ONDA ma è possibile osservare proprietà ondulatorie soltanto per particelle di massa estremamente piccola come protoni, elettroni e neutroni. A partire dall’idea di de Broglie che un elettrone possa essere decritto come un atomo, SCHRODINGER sviluppò una teoria del modello atomico detta QUANTO-MECCANICA o MECCANICA ONDULATORIA. L’elettrone nell’atomo si comporta come ONDA STAZIONARIA, solo certe onde (quantizzate) sono permesse all’elettone nell’atomo. Per descrivere tale onda venne introdotto concetto di FUNZIONE D’ONDA, ψ. Qusndo equazioni vengono risolte in funzione dell’energia, si trova:
- energia dell’elettrone nell’atomo è quantizzata
- soluzioni equazione dipendono da tre numeri interi n, l e ml detti NUMERI QUANTICI. PER l’interpretazione di MAX BORN:
- VALORE FUNZIONE D’ONDA ψ in un dato punto dello spazio (x, y, z) è l’ampiezza dell’onda associata all’elettrone. Può avere segno positivo o negativo.
- il quadrato del valore della funzione d’onda ψ^2 è legato alla probabilità di trovare un elettrone in una regione dello spazio, detta DENSITA’ DI PROBABILITA’, tanto più elevato valore di ψ^2 maggiore è probabilità Nel modello di Bohr sia l’energia che la posizione dell’elettrone nell’atomo di idrogeno possono essere descritte con accuratezza, ma HEISENBERG dimostrò che non era possibile determinare con accuratezza sia la posizione che l’energia. PRINCIPIO DI INDETERMINAZIONE DI HEISENBERG se noi conosciamo il valore dell’energia di un elettrone in un atomo con grande precisione, dobbiamo attenderci un errore molto grande sul valore della posizione dell’elettrone stesso. Funzione d’onda descrive quello che noi chiamiamo ORBITALE ATOMICO.
- n, NUMERO QUANTICO PRINCIPALE n può assumere tutti valori interi da 1 all’infinito è il fattore principale che determina l’energia dell’elettrone definisce anche la dimensione dell’orbitale, maggiore n maggiore è la dimensione se negli atomi vi sono più elettroni possono avere lo stesso valore di n s trovano stesso LIVELLO ORBITALE
- l, NUMERO QUANTICO DEL MOMENTO ANGOLARE Orbitali possono essere raggruppati in SOTTOLIVELLI, ognuno di questi ha differente numero quantico l Può assumere tutti i valori interi compresi tra 0 e n- Definisce la forma caratteristica di un orbitale Il valore n limita il numero d sottolivelli possibili per ciascun livello I sottolivelli sono individuati con delle lettere
- ml NUMERO QUANTICO MAGNETICO È correlato all’orientazione nello spaio dell’orbitale di un certo sottolivello Orbitali stesso sottolivello differiscono solo per orientazione spaziale, non per l’energia Il valore di ml può variare da +l a -l incluso 0 Analizzando i numeri quantici:
- n = numero dei sottolivelli nel livello in oggetto
- 2l+1 = numero degli orbitali nel sottolivello in oggetto = valore che può assumere ml
- n^2 = numero di orbitali in un livello elettronico
Esperimento mostrò che gli atomi provvisti di un elettrone spaiato, quando vengono posti in un campo magnetico, si orientano in senso parallelo o antiparallelo al campo magnetico stesso. Lo spin elettrico è quantizzato e che è quindi necessario definire NUMERO QUANTICO DI SPIN, ms che può assumere i valori +1/2 o -1/2. QUATTRO NUMERI QUANTICI: n, l, ml, ms. CAPITOLO 7 WOLFGANG PAULI nel 1925 enunciò IL PRINCIPIO DI ESCLUSIONE, un orbitale può contenere al massimo due elettroni, in tal caso gli elettroni devono possedere spin opposto. Una delle conseguenze di questo principio è che due elettroni nello stesso atomo non possono avere la stessa sequenza dei quattro numeri quantici (n, l, ml, ms). DIAGRAMMA A CASELLE DEGLI ORBITALI diagramma utilizzato per la rappresentazione. Nell’n-esimo livello ci sono sempre n sottolivelli per un totale di n^2 orbitali, NUMERO MASSIMO DI ELETTRONI IN UN LIVELLO È 2n^2. PTINCIPIO DELL’AUFBAU è procedura di assegnazione degli elettroni negli orbitali.
- gli elettroni vengono assegnati ai sottolivelli in ordine valore crescente di “n + l”
- fra due sottolivelli con lo stesso valore di “n + l”, gli elettroni sono assegnati prima al sottolivello con valore di n più basso. CARICA NUCLEARE EFFICACE (Z) è la carica nucleare netta di cui risente una particolare elettrone di un atomo polielettronico in conseguenza del bilanciamento della forza attrattiva del nucleo e delle forze repulsive degli altri elettroni. I chimici usano dire che l’orbitale 2s PENETRA LA REGIONE DEFINITA DALL’ORBITALE 1s, ma glli elettroni 1s SCHERMANO l’elettrone 2s. Il valore medio di tale carica nucleare viene detto CARICA NUCLEARE EFFICACE (Z). La capacità relativa di penetrazione dei sottolivelli nell’ordine è s>p>d>f. Spostandoci da sinistra verso destra lungo un periodo LA CARICA NUCLEARE Z* AUMENTA. CONFIGURAZIONI ELETTRONICHE DEGLI ELEMENTI esse sono le configurazioni elettroniche degli atomi nel loro stato fondamentale, cioè nella situazione in cui gli elettroni si trovano nei livelli, sottolivelli e orbitali che portano alla situazione di minima energia per l’atomo. NOTAZIONE SPDF metodo alternativo per la notazione. NOTAZIONE DEL GAS NOBILE in forma abbreviata combinando il simbolo del gas nobile che precede l’atomo, racchiuso tra parentesi quadre e gli elettroni presenti oltre a quelli del gas nobile usando la notazione spdf o quella a caselle. ELETTRINI INTERNI sono gli elettroni inclusi nella notazione del gas nobile. ELETTRONI DI VALENZA sono gli elettroni esterni che determinano le proprietà chimiche di un elemento. ELEMENTI GRUPPO 2A configurazione elettronica ns^2 dove n è il periodo della tavola periodica in cui si trova l’elemento. ELEMENTI DEL BLOCCO S sono gli elementi del gruppo 1A e del gruppo 2A ELEMENTI DEL GRUPPO P elementi dal gruppo 3A al gruppo 8A, configurazione ns^2 npx^ dove la x va da 1 a 6 NEGLI ORBITALI p, d, f OGNI SUCCESSIVO ELETTRONE È ASSEGANTO A UN DIVERSO ORBITALE DEL SOTTOLIVELLO, assumendo lo stesso spin dell’elettrone precedente, fino a che il sottolivello è pieno per metà. REGOLA DI HUND afferma che la disposizione di elettroni più stabile è quella che prevede, in un dato sottolivello, il numero di elettroni spaiati, tutti nella stessa direzione. ELEMENTI GRUPPO 5A configurazione livello più esterno ns^2 np^3 ELEMENTI GRUPPO 6A configurazione livello più esterno ns^2 np^4 ELEMENTI GRUPPO 7A configurazione livello esterno simile ns^2 np^5 ELEMNTI GRUPPO 8A configurazione livello esterno ns^2 np^6 ELEMNTI TERZO PERIODO il gas nobile che i precede è il neon (non più l’elio) ELEMENTI DI TRANSIZIONE riempiono i sottolivelli d ELEMENTI DI TRANSIZIONE INTERNI o LANTINIDI o ATTINIDI riempiono sottolivelli f
PER OTTENERE UN ANIONE MONOATOMICO è necessario aggiungere uno o più elettroni al livello energetico più esterno di un non metallo cosicché la sua configurazione elettronica coincida con quella del gas nobile immediatamente successivo nella tavola periodica. PER FORMARE UN CATIONE DA UN ATOMO NEUTRO bisogna rimuovere uno o più elettroni di valenza. gli elettroni persi sono quelli che si trovano nel livello elettronico con il valore n maggiore. se nell’n-esimo livello si trova più di un sottolivello, l’elettrone o gli elettroni persi sono quelli con valore di l maggiore. Nella ionizzazione dei metalli di transizione gli elettroni ns vengono perduti prima di quelli (n-1)dx. PARAMAGNETICI elementi che presentano elettroni spaiati che sono attratti da un magnete. DIAMAGNETICI elementi in cui tutti gli elettroni sono accoppiati, vengono leggermente respinti da magnete Somiglianze delle proprietà degli elementi (dimensione degli atomi, energia di ionizzazione, entalpia di acquisizione e affinità elettronica, dimensione ioni) sono la conseguenza della somiglianza delle configurazioni elettroniche del livello di valenza. DIMENSIONE DEGLI ATOMI può determinare il numero di atomi che possono circondare e legarsi a un atomo centrale e può essere un fattore determinante per la forma della molecola. DEFINIRE DIMENSIONE ATOMO è quello di correlarla alla distanza tra gli atomi di un campione dell’elemento puro (questo per i non metalli e metalloidi), per i metalli i raggi atomici possono essere stimati misurando la distanza tra atomo e atomo in un cristallo dell’elemento. TABELLA DEI RAGGI ATOMICI per gli elementi dei gruppi principali, i raggi atomici generalmente aumentano spostandosi verso il basso all’interno di un gruppo nella tavola periodica e diminuiscono spostandosi lungo un periodo. Questo perché:
- le dimensioni di un atomo sono determinate dagli elettroni più esterni, scendendo lungo il gruppo gli elettroni esterni occupano orbitali il cui numero quantico principale n ha valore sempre più alto
- muovendosi da un elemento all’altro lungo il periodo, la carica nucleare efficace, Z*, aumenta attrazione tra nucleo e gli elettroni aumenta e il raggio atomico diminuisce Per gli elementi del gruppo di transizione: Spostandosi da sinistra a destra lungo un dato periodo, per i primi elementi raggi diminuiscono, a metà la dimensione degli elementi varia molto poco e alla fine si ha un piccolo aumento delle dimensioni. La dimensione degli atomi di transizione è determinata principalmente dagli elettroni nel livello più esterno, sottolivello ns a cui si aggiungono quelli (n-1)d. L’aumento della carica nucleare, nello spostarsi da sinistra verso destra lungo il periodo, dovrebbe far diminuire il raggio. Questo effetto è quasi completamente annullato dalla crescente repulsione tra gli elettroni. ENERGIA DI IONIZZAZIONE, IE, è l’energia necessaria per allontanare un elettrone da un atomo neutro e isolato in fase gassosa. Secondo legge di Coulomb, è necessario fornire energia per vincere l’attrazione tra un elettrone e il nucleo e quindi staccare l’elettrone dall’atomo. Si deve fornire energia quindi IE ha sempre valore positivo.
- più elettrone distante dal nucleo, tanto minore sarà l’energia di ionizzazione
- più elettrone vicino al nucleo, richiederà elevata energia di ionizzazione ATOMI DIVERSI IDROGENO HANNO PIU’ ENERGIE DI IONIZZAZIONE poiché può essere allontanato più di un elettrone, la rimozione di ogni successivo elettrone richiede un’energia sempre maggiore, poiché l’elettrone si allontana da uno ione sempre più positivo. PER GLI ELEMENTI DEI GRUPPI PRINCIPALI (blocchi s e p) l’energia di prima ionizzazione generalmente aumenta muovendosi lungo un periodo e decresce scendendo lungo un gruppo. ALL’AUMENTARE DI Z* LUNGO IL PERIODO corrisponde l’aumento dell’energia richiesta per allontanare un elettrone. Scendendo lungo un gruppo l’energia di ionizzazione diminuisce. L’elettrone che viene perso è sempre più lontano dal nucleo e questo fa diminuire la forza di attrazione tra nucleo ed elettrone. RAGGIO ATOMICO E ENERGIA DI IONIZZAZIONE SONO AMBEDUE DIPENDENTI DA Z*, all’aumentare della carica nucleare efficace lungo un periodo, il raggio atomico generalmente diminuisce e l’energia di ionizzazione aumenta. ENATALPIA DI ACQUISIZIONE ELETTRONICA ∆EAH è definita come la variazione di entalpia che si ha quanto un atomo nello stato gassoso acquista un elettrone, formando così un anione allo stato gassoso. Il valore di ∆EAH è negativo per molti elementi.
ELEMENTI GRUPPI PRINCIPALI gli elettroni di valenza si trovano negli orbitali s e p del livello più esterno inoltre il numero di elettroni di valenza è uguale al numero del gruppo. ELEMENTI DI TRANSIZIONE elettroni di valenza comprendono gli elettroni negli orbitali ns e (n-1)d. GILBERT NEWTON LEWIS introdusse maniera utile per descrivere gli elettroni nel guscio di valenza di un atomo. Il simbolo dell’elementi rappresenta il nucleo atomico assieme agli elettroni interni. I primi quattro elettroni di valenza, rappresentati da puntini, sono posti una alla volta attorno al simbolo poi se ci sono altri elettroni di valenza, questi vengono appaiati a quelli già presenti. STRUTTURE DI LEWIS Il gruppo di valenza può accogliere al massimo quattro coppie di elettroni, dunque otto elettroni, OTTETTO, configurazione particolarmente stabile tipica gas nobili (eccezione elio) che sono particolarmente poco reattivi, prova della stabilità di configurazione elettronica dei gas nobili (ns^2 np^6 ) REGOLA DELL’OTTETO molti elementi acquistano, cedono o condividono elettroni per raggiungere un ottetto con gli elettroni di valenza, cioè la configurazione di un gas nobile. COPPIA DI LEGAME o COPPIA LEGANTE F-F. COPPIE SOLITARIE e COPPIE NON LEGANTI le restanti coppie che giacciono sui singoli atomi. DOPPIO LEGAME quando l’atomo centrale condivide due coppie di legame. TRIPLO LEGAME quando vengono condivise tre coppie di legame. DISEGNARE STRUTTURE DI LEWIS
- determinare la disposizione degli atomi nella molecola Atomo centrale è generalmente quello con affinità elettronica più bassa
- determinare il numero totale degli elettroni di valenza nella molecola o nello ione
- porre una coppia di elettroni tra ogni coppia di atomi legati per formare un legame singolo
- usare le rimanenti coppie di elettroni come coppie solitarie attorno a ciascun atomo terminale in maniera che ogni atomo terminale sia circondato da otto elettroni
- si possono formare legami multipli per condivisione di una o più coppie elettroniche tra gli atomi terminali e quello centrale DUE O TRE LEGAMI TRA UNA COPPIA DI ATOMI si vengono a formare quando l’atomo centrale ha meno di otto elettroni, cambiare una delle coppie si un atomo terminale in una coppia di legame tra l’atomo considerato e quello centrale per formare un legame multiplo. Elettroni di valenza +1 se vi è carica negativa sullo ione e -1 se vi è carica positiva sullo ione CARICA FORMALE è la carica elettrostatica che un atomo avrebbe in una molecola o ione poliatomico se tutti gli elettroni fossero condivisi equamente.Tale carica è calcolata in base alla struttura di lewis e usando: Carica formale di un atomo in una molecola o ione = NVE – [LPE – ½(BE)]
- NVE numero di elettroni di valenza dell’atomo considerato
- LPE numero di elettroni di coppie solitarie dell’atomo
- BE numero di elettroni di legame attorno all’atomo
- termine parentesi, è il numero di elettroni assegnati all’atomo nella molecola struttura Lewis
- differenza è la carica formale POSITIVA se contribuisce ai legami con più elettroni di quelli che riceve, altrimenti è NEGATIVA. Due osservazioni:
- si considera che le coppie solitarie appartengono all’atomo si cui risiedono nella struttura di Lewis
- le coppie di legame vengono divise equamente tra gli atomi legati SOMMA DELLE CARICHE FORMALI degli atomi di una molecola o di uno ione deve sempre essere uguale alla carica netta sulla molecola o ione. OZONO O 3 secondo le regole della struttura di Lewis, potrebbe essere rappresentato in due modi completamente equivalenti con un legame doppio e uno singolo di ossigeno, ma l’esatta descrizione della molecola richiederebbe che il legame doppio sia più corto dell’altro dunque in alcuni casi la struttura di Lewis non è adatta. LINUS PAULI propose la TEORIA DELLA RISONANZA secondo la quale si usano STRUTTURE di risonanza per rappresentare il legame in una molecola o in uno ione quando una singola struttura di Lewis non riesce a descrivere correttamente la struttura elettronica reale.
Le strutture alternative vengono quindi chiamate STRUTTURE DI RISONANZA e hanno lo stesso tipo di legami covalenti e hanno uguale energia. La struttura reale della molecola è una combinazione o IBRIDO DI RISONANZA delle due strutture di risonanza equivalenti. Poiché non è possibile disegnare in maniera accurata frazioni di legame, vengono scritte le strutture di risonanza e messe in relazione con una freccia a due punte. BENZENE C 6 H 6 molecola costituita da una struttura ad anello cui sei membri sono atomi di carbonio con sei legami carbonio-carbonio perfettamente equivalenti. Per questa molecola si possono scrivere due strutture di risonanza che differiscono per la posizione dei doppi legami. IONE CARBONATO CO 3 2-^ possono essere scritte tre strutture equivalenti che differiscono solo nella posizione del legame doppio C O. Possono essere calcolate le cariche formali per ogni atomo nella struttura risulteranno così due valori differenti per l’ossigeno ma questo non è possibile perché le cariche dovrebbero essere equivalenti per cui si va a calcolare l’effettiva carica affinché anche la somma delle cariche sui tre atomi di ossigeno e sull’atomo di azoto mi diano la carica sullo ione. IONE TIOCIANATO SCN-^ nonostante vi siano tre strutture equivalenti, una più corretta delle altre. Maggior parte dei composti e degli ioni molecolari rispetta la regola dell’ottetto, ma ci sono delle eccezioni:
- COMPOSTI IN CUI UN ATOMO HA MENO DI OTTO ELETTRONI DI VALENZA BORO ha tre elettroni di valenza e può formare tre legami covalenti con altri elementi non metallici. Il guscio di valenza del boro ha solo sei elettroni e non otto. I COMPOSTI DEL BORO come BF 3 a cui mancano due elettroni possono essere molto reattivi. L’atomo di boro può sistemare attorno a sé una quarta coppia di elettroni nel caso in cui un altro atomo la metta a disposizione. Si viene a creare così un legame covalente nel quale la coppia di elettroni proviene da uno solo degli atomi coinvolti nel legame detto LEGAME CIVALENTE DATIVO. Disegnato con una freccia che punta verso l’atomo che accetta la coppia di elettroni.
- COMPOSTI NEI QUALI UN ATOMO HA PIU’ DI OTTO ELETTRONI DI VALENZA Solo gli elementi del terzo periodo, o di periodi successivi, della tavola periodica formano composti in cui abbiamo più di otto elettroni attorno all’atomo centrale. Composti detti IPERVALENTI. ESAFLORURO DI ZOLFO SF 6 lo zolfo in questa molecola è l’atomo centrale e in ogni atomo di fluoro si lega allo zolfo con un legame singolo, ci sono dunque sei legami S-F. Il fatto che ci siano più di quattro atomi legati all’atomo centrale è indice che ci sono più di otto elettroni attorno a quell’atomo.
- MOLECOLE CON UN NUMERO DISPARI DI ELETTRONI NO (11 elettroni) e NO 2 (17 elettroni) fanno parte di un piccolo gruppo di molecole stabili con un numero dispari di elettroni di valenza. Si può scrivere una struttura di Lewis che approssimi la situazione dei legami nella molecola, l’elettrone spaiato è posto sull’azoto. NO e NO 2 fanno parte dei RADICALI LIBERI sono specie chimiche sia atomiche che molecolari con un elettrone spaiato. MODELLO VSEPR, REPULSIONE DELLE COPPIE DI ELETTRONI DEL GUSCIO DI VALENZA, è un metodo affidabile per prevedere le forme di molecole e ioni poliatomici covalenti. È basato sull’idea che le coppie di elettroni leganti e non leganti nel guscio di valenza di un atomo si respingono le une con le altre e si dispongono pertanto alla massima distanza possibili. Le posizioni assunte dalle coppie di elettroni di valenza di un atomo definiscono così gli angoli tra i legami che questo forma con gli atomi che lo circondano. ATOMI CENTRALI CIRCONDATI SOLO DA LEGAMI SNGOLI:
- molecole con due coppie di elettroni attorno all’atomo centrale, geometria lineare angolo 180°
- tre coppie elettroniche attorno all’atomo centrale geometria trigonale planare con angoli 120°
- molecole con quattro coppie elettroni, geometria tetraedrica con angoli di legame 109,5°
- molecole cinque coppie elettroni, geometria trigonale bipiramidale angoli di 90° e 120°
- molecole sei coppie di legame, geometria ottaedrica con angoli 90° ATOMI CENTRALI CIRCONDATI DA COPPIE DI LEGAME E COPPIE SOLITARIE: GEOMETRIA DELLE COPPIE DI ELETTRONI è la geometria di tutte le coppie di elettroni di valenza attorno all’atomo centrale, siano esse coppie di legame o solitarie. GEOMETRIA DELLA MOLECOLA descrive la disposizione nello spazio degli atomi della molecola.
Per prevedere se una molecola è polare dobbiamo considerare se la molecola possiede dei legami polari e come questi legami sono disposti l’uno rispetto all’altro. MOLECOLE BIATOMICHE composte da due atomi con differente elettronegatività sono sempre polari, c’è un solo legame e la molecola ha un polo positivo e un polo negativo. MOLECOLA CON DUE O PIU’ ATOMI Molecole del tipo AXn dove A è l’atomo centrale e X quello terminale. Si può prevedere che una molecola AXn non sarà polare, indipendentemente dal fatto che i legami A-X siano polari se:
- tutti gli atomi terminali (o i gruppi) X sono identici
- tutti gli atomi (o i gruppi) X sono disposti simmetricamente attorno all’atomo centrale A D’altro canto, se uno degli atomi (o gruppi) X è diverso dalle strutture tipiche o X è occupata da una coppia solitaria, la molecola sarà polare. ORDINE DI LEGAME è il numero di coppie di elettroni di legame condivisi da duo atomi in una molecola. Esistono ordini di legami pari a 1, 2 e 3, e anche ordini di legami frazionari.
- ordine legame 1, c’è solo un legame singolo covalente tra una coppia di atomi
- ordine legame 2, quando due coppie di elettroni sono condivise tra due atomi
- ordine legame 3, quando due atomi sono connessi da tre legami
- ordine legame frazionari si possono avere in molecole e ioni che hanno strutture di risonanza L’ordine di legame tra ogni coppia di atomi X e Y è definito come: Ordine di legame = numero di coppie di elettroni condivisi in tutti i legami X-Y / numero di connessioni X-Y nella molecola o ione LUNGHEZZA DI LEGAME è la distanza tra i nuclei di due atomi legati. Le lunghezze di legame sono quindi correlate alle dimensioni degli atomi, inoltre, per una data coppia di atomi, l’ordine di legame determina il valore finale della lunghezza. ENTALPIA DI DISSOCIAZIONE DI LEGAME è la variazione di entalpia richiesta per rompere i legami in una molecola con reagenti e prodotti in fase gassosa. Il processo di rottura dei legami in una molecola è sempre endotermico, quindi ∆rH per la scissione di un legame è sempre positivo. ∆rH = ∑∆H(legami rotti) - ∑∆H(legami formati) CAPITOLO 9 Due sono gli approcci più comunemente utilizzati per descrivere il legame chimico:
- TEORIA DEL LEGAME DI VALENZA (VB) Sviluppata in gran parte da LINUS PAULING basta sull’idea di LEWIS secondo cui le coppie di elettroni di legame sono condivise tra gli atomi mentre le coppie solitarie sono localizzate su un particolare atomo. Metodo preferito per una descrizione qualitativa del legame e una visualizzazione grafica della struttura molecolare ed è particolarmente utile per molecole costituite da molti atomi. Fornisce una buona descrizione delle molecole nel loro stato fondamentale, ovvero quello più a bassa energia.
- TEORIA DEGLI ORBITALI MOLECOLARI (MO) Approccio di MULLIKEN è basato sui cosiddetti “orbitali molecolari” che sono “diffusi” o delocalizzati sull’intera molecola. Secondo tale approccio, si combinano gli orbitali atomici in modo da costruire un insieme di nuovi orbitali che sono specifici di quella particolare molecola (gli orbitali molecolare) a cui sono poi assegnati gli elettroni (della molecola). Utilizzata quando è necessaria una descrizione quantitativa del legame. È indispensabile per descrivere le molecole negli stati eccitati, ovvero quelli a più alta energia. TEORIA DEL LEGAME DI VALENZA – LEGAME CON SOVRAPPOSIZIONE DI ORBITALI ATOMICI Se due atomi di idrogeno infinitamente lontani, ma comunque abbastanza vicini per interagire, l’elettrone appartenente a un atomo comincia a risentire dell’attrazione della carica positiva del nucleo dell’altro atomo e viceversa. Questa attrazione provoca una deformazione delle nubi elettroniche degli atomi, in quanto gli elettroni sono spinti nella regione di spazio fra i due nuclei, dove gli orbitali si sovrappongono. L’energia potenziale sistema diminuisce a causa delle forze attrattive tra gli elettroni e ognuno dei due nuclei. La distanza fra gli atomi di H è 74pm, l’energia potenziale raggiunge un minimo, se questa distanza
diminuisce ulteriormente, si osserva un rapido incremento dell’energia potenziale a causa della repulsione fra i due nuclei e gli elettroni. UN SISTEMA È STABILE se si trova nel minimo di energia potenziale. STABILIZZAZIONE NETTA del sistema, corrisponde alla diminuzione dell’energia dei due elettroni rispetto al loro valore negli atomi isolati, può essere calcolata e il valore così ottenuto combacia esattamente con il valore dell’energia di legame determinata sperimentalmente. TEORIA DEL LEGAME DI VALENZA si basa sull’idea che i legami hanno origine dalla sovrapposizione degli orbitali atomici (rappresentata compenetrazione o sovrapposizione nubi elettroniche). Il legame covalente presente in H 2 , che ha origine dalla sovrapposizione di due orbitali s, prende il nome di LEGAME SIGMA, σ, in tale legame la densità elettronica è maggiore lungo l’asse del legame. Riassumendo:
- orbitali si sovrappongono per formare legame tra due atomi
- orbitali che si sovrappongono possono essere occupati da due elettroni di spin opposto. Di solito, ciascuno dei due atomi coinvolti nel legame mette a disposizione un elettrone
- elettroni di un legame hanno una maggiore probabilità di trovarsi nella regione di spazio compresa fra i due nuclei e sono quindi simultaneamente attratti da entrambi i nuclei Nel caso in cui vi fossero delle coppie di non legame, queste andrebbero rappresentate nella struttura di Lewis con coppie solitarie associate a quell’atomo. IBRIDAZIONE DEGLI ORBITALI ATOMICI S E P CH 4 mostra 4 legami covalenti C-H, secondo teoria VSEPR geometria delle coppie sia tetraedrica con un angolo di 109.5°. Se applichiamo modello della sovrapposizione degli orbitali sorge un problema, nonostante orbitale 2s potrebbe dare origine ad un legame in qualunque direzione, i tre orbitali 2p essendo perpendicolari tra loro, darebbero origine a legami di 90° e non 109.5°. Inoltre un atomo di carbonio nel suo stato fondamentale ha soltanto due elettroni spaiati e noni quattro necessari per la formazione dei quattro legami. LINUS PAULING propose la TEORIA DELL’IBRIDAZIONE DEGLI ORBITALI, egli suggerì che gli orbitali s e p di un atomo potessero mescolarsi, o in altre parole combinarsi, per formare dei nuovi orbitali chiamati ORBITALI IBRIDI. Risultato regolato tre principi:
- il numero degli orbitali ibridi ottenuti è sempre uguale al numero degli orbitali atomici combinati
- orbitali ibridi sono costruiti combinando un orbitale s con tanti orbitali p in modo da avere a disposizione un numero totale di orbitali ibridi sufficiente ad accogliere gli elettroni delle coppie di legame e delle coppie solitarie sull’atomo centrale
- orbitali ibridi sono diretti all’atomo centrale verso gli atomi esterni in modo da sovrapporsi meglio con i loro orbitali e formare con essi dei legami più forti Gli orbitali ibridi, utilizzati da un atomo per formare i legami di una molecola o ione, sono scelti in modo che la loro disposizione spaziale corrisponda alla geometria delle coppie elettroniche di valenza attorno a quell’atomo prevista dalla teoria VSEPR. Importanti tipi di orbitali ibridi:
- sp: dalla combinazione di un orbitale s e un orbitale p, appartenenti al guscio di valenza dell’atomo centrale di una molecola o ione, si formano due orbitali ibridi, chiamati sp, che formano un angolo di 180°
- sp^2 : dalla combinazione di un orbitale s e due orbitali p, appartenenti al guscio di valenza dello stesso atomo, si formano tre orbitali ibridi, indicati come sp^2 , che giacciono nello stesso paiono e formano fra loro angoli di 120°
- sp^3 : dalla combinazione di un orbitale s e tre orbitali p, si formano quattro orbitali ibridi, chiamati sp^3 , che formano fra di loro angoli di 109.5° I doppietti elettronici del metano, dell’ammoniaca e dell’acqua presentano una geometria tetraedrica, per cui teoria del legame di valenza assegna all’atomo centrale l’ibridazione sp^3. I quattro orbitali ibridi prendono il nome di sp^3 : questo termine sta a indicare il tipo e il numero di orbitali atomici che vengono combinati. Tutti e quattro orbitali ibridi prendono il nome di SP tre questo termine sta ad indicare il tipo e il numero di orbitali atomici che vengono combinati. Tutti e quattro gli orbitali SP tre
