Lezioni 1-6 - I blog di Unica

23/09/2012
Testi Consigliati
•
Silvestroni -
CHIMICA GENERALE con elementi di inorganica e
con problemi numerici (Masson Ed.)
•
Brady – Holum –
Fondamenti di Chimica
(Zanichelli)
•
Oxtoby - Nachtrieb -
Chimica Moderna
(Edises)
Testi dove potete trovare problemi risolti e da risolvere:
•
Silvestroni - Rallo -
Problemi di CHIMICA GENERALE
(Masson Ed)
•
Lausarot - Vaglio -
Stechiometria (Piccin)
•
Programma del corso e comunicazioni varie:
http://people.unica.it/davideatzei/
[email protected]
OGGETTO DELLA RICERCA CHIMICA E’ LO STUDIO DEI
FENOMENI CHIMICI
• Si definiscono fenomeni chimici quelli che alterano in
modo permanente la materia e perdurano anche dopo
cessata la causa che li ha provocati.
• Si definiscono fenomeni fisici quelli che non
permangono dopo la cessazione della causa che li ha
provocati.
1
23/09/2012
• Elementi e composti possono combinarsi mediante reazioni
chimiche.
• Possono presentarsi nelle tre forme: Solide, Liquide e Gassose.
•
ELEMENTO : Sostanza che non può essere ulteriormente scomposta in
sostanze più semplici da alcuna reazione chimica.
•
COMPOSTO: Sostanza costituita da più elementi.
•
Tali definizioni furono perfezionate dopo l’enunciazione della teoria
atomica di Dalton:
Gli atomi di un dato elemento sono tutti uguali.
Gli atomi di un dato elemento sono differenti da quelli di un altro elemento.
Gli atomi di due o più elementi possono combinarsi in rapporti definiti per
formare composti.
Gli atomi restano invariati nelle reazioni chimiche.
•
ELEMENTO : Sostanza che contiene un solo tipo di atomi.
•
COMPOSTO: Sostanza che contiene due o più tipi di atomi combinati in
proporzioni fisse. (Es. H2O).
2
23/09/2012
LEGGI FONDAMENTALI
1) La massa totale delle sostanze reagenti è uguale alla massa totale delle
sostanze prodotte dalla reazione.
E = m c2
Poiché
1 grammo di materia può generare 8.988 ⋅ 1020 erg (pari alla combustione di
2000 tonnellate di carbone)
Più in generale:
In un sistema isolato la quantità totale massa – energia è costante.
2) Legge dei rapporti definiti e costanti
In un composto chimico la proporzione in peso intercorrente fra gli elementi che
lo costituiscono è definita e costante.
In molti casi capita come nell’esempio:
Idrogeno (H)
ed
Possono combinarsi per dare
H2O
rapporti
in peso
Ossigeno (O)
o
H2O2
1: 8
1: 16
3) Legge dei rapporti multipli.
Quando due o più elementi, combinandosi tra loro, possono originare diversi
composti, per una quantità costante di uno dei due, le quantità dell’altro che
entrano in combinazione stanno tra loro come multipli interi della quantità più
piccola.
La spiegazione sta nella teoria atomica di Dalton.
Es:
Azoto e Ossigeno possono combinarsi tra loro dando origine a cinque diversi
composti.
Dalla tabella seguente si nota che per 1 g di Azoto entrano, in ciascuno di
questi composti, quantità di Ossigeno che stanno tra loro secondo multipli
interi della quantità più piccola:
g di Azoto g di Ossigeno Rapporti
1.000
0.571
1
1.000
1.142
2
1.000
1.713
3
Protossido
Ossido
Anidr.Nitrosa
N 2O
NO
N 2O 3
Ipoazotite
NO2
1.000
2.284
4
Anidr.Nitrica
N 2O 5
1.000
2.855
5
3
23/09/2012
In molte sostanze gli atomi sono combinati in molecole.
Es:
H2O = formula molecolare
•
Alcuni elementi sono anch’essi composti da molecole poliatomiche:
Es:
•
O2
H2
N2
S8
P4
ecc.
La formula molecolare può non coincidere con il simbolo dell’elemento:
Es:
O = Ossigeno
O2 = formula molecolare dell’Ossigeno.
•
Ogni elemento è rappresentato da un simbolo.
In generale la formula molecolare ci indica quali atomi formano una data
molecola e quanti di ciascuno di essi sono presenti:
Es:
H2O
C6H6
S8
Non ci dice però nulla circa la distribuzione nello spazio dei vari atomi
costituenti la molecola.
PROPRIETA’ DELLE SOSTANZE
Proprietà fisiche:
Possono essere specificate senza riferimenti ad altre sostanze.
Es: Colore; stato fisico a temperatura ambiente; punto di fusione e di
ebollizione; solubilità in H2O; conducibilità elettrica; massa; volume.
Proprietà chimiche:
Sono collegate alle trasformazioni della sostanza.
Sotto le stesse condizioni essa reagirà con (o si trasformerà in) altre
sostanze esattamente allo stesso modo.
4
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• Una sostanza pura quindi è costituita da una singola sostanza.
• Le miscele invece, costituite da più sostanze, possono essere:
Eterogenee:
• Se differenti parti del materiale hanno differenti proprietà, per
esempio colore e durezza:
Es: Fe + S
Omogenee:
• Se la miscela ha proprietà uniformi:
Es: NaCl + H2O
Aria
In generale le soluzioni liquide e gassose.
STATI DELLA MATERIA
•
Le sostanze si presentano nei tre stati:
SOLIDO
Es:
LIQUIDO
GASSOSO
H2O
•
Gas:
•
Liquido: è un fluido
– Non ha una forma definita
– Ha un volume definito
•
Solido:
è un fluido:
– Non ha una forma definita
– Non ha un volume definito
non è un fluido
– Ha forma e
– Volume definiti
Queste sono osservazioni macroscopiche.
5
23/09/2012
STRUTTURA ATOMICA
Gli atomi sono costituiti da particelle subatomiche:
1) Protoni
2) Neutroni
3) Elettroni
Nucleoni
Due proprietà importanti di queste particelle sono le loro masse relative e le loro
cariche.
Particella
Massa (g)
Massa (u)
Carica
Elettrone
Protone
9.109534 ⋅ 10-28
1.672649 ⋅ 10-24
5.486 ⋅ 10-4
1.007276
11+
Neutrone
1.674954 ⋅ 10-24
1.008665
0
u o a.m.u. = unità di massa atomica; 1 u = 1.6605665 ⋅ 10-24 g.
ISOTOPI
Molti elementi sono miscele di due o più sostanze uniche, dette isotopi
dell’elemento. Tutti gli isotopi di un elemento hanno le stesse proprietà
chimiche, ma i loro atomi hanno masse diverse.
•
Gli atomi di tutti gli isotopi di uno stesso elemento possiedono lo stesso
numero di protoni.
•
Elementi diversi differiscono per il numero di protoni (si indica con Z).
•
Il numero atomico corrisponde al numero dei protoni.
•
Gli isotopi di uno stesso elemento differiscono per il numero dei neutroni.
•
N° protoni + N° neutroni = numero di massa (A).
N° di massa
N° atomico
238
92
U
235
92
U
6
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FINE
PESO ATOMICO E MOLECOLARE
•
La massa atomica è una grandezza molto piccola:
Es:
Atomo di Ossigeno
: 16.56 ⋅ 10-24 g
Per cui occorre una unità di misura conveniente.
Si è deciso di adottare la massa dell’isotopo di carbonio –12,
come riferimento.
• La sua massa è esattamente = 12.0000 a.m.u.
12
6
C
Es: Fe ha una massa pari a 4.6539 volte più grande di quella del
per cui la massa del Fe è pari a:
12
6
C
12 x 4.6539 = 55.847 a.m.u.
In una formula chimica, la somma dei pesi atomici degli atomi
corrisponde al peso formula del composto.
Es: Aspirina C9H8O4
PM = (9x12.0) + (8x1.01) + (4x16.0) = 180
7
23/09/2012
LA MOLE
• La quantità di una sostanza chiamata mole corrisponde al suo peso
formula espresso in grammi.
Es:
quando composti vengono presi in rapporti di massa
che corrispondono ai loro pesi formula, essi contengono le loro
unità
formula in rapporti 1 : 1
H2O (peso formula = (2x1.01) + 16.0 = 18.0)
Na (peso formula = 23.0)
• Un campione che contiene 18.0 g di H2O ha lo stesso numero di
unità formula (molecole) rispetto alle unità formula (atomi) presenti
in 23.0 g di Sodio.
• Questa quantità è chiamata mole, abbreviato mol.
• Quindi numeri uguali di moli contengono lo stesso numero di unità
formula.
– Es:
P.A. Na = 22.98977
P.A. Cl = 35.453
1 mol di Na = 22.98977 g
1 mol di Cl = 35.453 g
Una mole di sostanza pura contiene 6.023 ⋅ 1023 unità formula di
quella sostanza.
Questo numero è chiamato N° di Avogadro e rappresenta il numero
di particelle così come 12 = dozzina.
6.023 ⋅ 1023 = N° di Avogadro
Es:
12 moli di Ferro contengono tante unità formula
quante 12 moli di zucchero, o di Sodio ecc.
8
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Esempio:
H2O
è formata da
1 molecola
1 dozzina
2H
+
2 atomi
2 dozzine
6.02 ⋅ 1023 molecole
1 mol
12.04 ⋅ 1023 atomi
2 mol
18 g di H2O
2.0 g di H
O
1 atomo
1 dozzina
6.02 ⋅ 1023 atomi
1 mol
16.0 g di O
• COMPOSIZIONE PERCENTUALE
• Dalle formule dei composti si può risalire alla composizione
percentuale:
• Es: Calcolare la composizione percentuale del perclorato di
Potassio KClO4
P.M. = P.A.K + P.A.Cl + 4 P.A.O = 39.1 + 35.45 + 4 (16.0) = 139
K% =
P. A. K ⋅ 100
= 28.1
P.M .
Cl % =
P. A.Cl ⋅ 100
= 25.5
P.M .
O% = 100 − ( K % + Cl %) = 46.4
9
23/09/2012
• Dalla composizione percentuale è possibile risalire alla formula del
composto.
Es: L’analisi di una sostanza ha dato la seguente composizione
percentuale:
C% = 52.14
H% = 13.14
O% = 34.72
Calcolare la formula del composto.
In 100 g di sostanza ci sono:
C%
52.14
=
= 4.341
P.A.C 12.01
Moli di carbonio
H % 13.14
=
= 13.04
P. A. H 1.008
Moli di idrogeno
34.72
O%
=
= 2.170
P. A.O 16.00
Moli di ossigeno
• Poiché le moli dei diversi elementi devono stare tra di loro come
numeri interi dividiamo tutto per il più piccolo dei valori, che
assumiamo come unità di misura
4.341 mol di C
13.04 mol di H
2.170 mol di O
C4.341H13.04O2.170
Dividendo per il valore più piccolo
C4.341 H 13.04 O2.170 = C2.000H6.009O1
2.170
2.170
cioè
(C2H6O)n
2.170
n si determina se con una diversa esperienza si determina il P.M.
del composto.
10
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DIMENSIONE DEGLI ATOMI
• Il raggio degli atomi è dell’ordine di grandezza di 10-8 cm (1 Å).
• Per ottenere questo valore basta dividere il volume, occupato da
una mole dell’elemento considerato, per il numero di Avogadro e
poi fare la radice cubica del volume occupato da un atomo.
• Es: Oro
V1mol =
P.A.= 196.97
densità = 19.3
196.97
= 10.2cm 3
19.3
V1atomo =
10.2
= 1.69 ⋅ 10 − 23 cm3
6.022 ⋅ 10 23
Raggio atomico =
3
V1atomo = 2.56 ⋅ 10 −8 cm
• Dallo studio delle traiettorie di un fascio di particelle α
( He )
4
2
2+
incidenti su una lamina d’oro dello spessore di circa 104 atomi,
Rutherford dimostrò che la massa degli atomi è accentrata in un
piccolo volume il cui diametro è dell’ordine di grandezza di 10-12 cm.
• Questa porzione dell’edificio atomico prende il nome di nucleo.
• Il nucleo ha carica positiva ed è costituito da protoni e da neutroni.
La parte restante del volume atomico è occupata dagli elettroni.
• Gli atomi sono elettricamente neutri per cui il numero degli
elettroni è uguale a Z.
• Il numero atomico definisce ogni elemento.
Es: Cu = 29 protoni
Li = 3 protoni
11
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STRUTTURA ATOMICA: GLI ELETTRONI
Hanno carica
- e = 1.6 ⋅ 10-19 coulomb
massa
5.486 ⋅ 10-4 u. = 9.1⋅⋅ 10-28 g
• Sono in numero uguale a quello dei protoni (l’atomo è neutro).
• Vengono studiati mediante l’interazione con onde
elettromagnetiche.
• Onde elettromagnetiche
I fenomeni ottici possono essere spiegati se la luce è intesa come
propagazione di un’onda elettromagnetica; cioè come se fosse
prodotta dall’oscillazione di una carica elettrica.
• Si propagano nello spazio con velocità c.
Frequenza
E = hν
ν=
c
λ
N° d’onda
ν =
1
λ
=
ν
c
h = costante di Plank = 6.626⋅ 10-34 J⋅s
12
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Sovrapposizione, interferenza
ONDA 1
ONDA 2
RISULTANTE
Differenza di cammino ottico
• Se la differenza di cammino ottico corrisponde ad un numero intero
di lunghezze d’onda (nλ) si produce una interferenza positiva e
l’intensità è massima nel punto P.
FINE
13
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MODELLO ATOMICO DI BOHR - 1913 –
• Per modello si intende una ipotesi di lavoro capace di spiegare i
risultati sperimentali quantitativamente e di suggerire nuove
esperienze. Il modello è accettabile finché i risultati delle nuove
esperienze non siano in contrasto con esso.
• Secondo la teoria elettromagnetica classica una carica in movimento,
che si muove nel campo elettrico nucleare, dovrebbe irradiare
energia.
• Bohr ipotizzò alcuni stati, chiamati stati stazionari, fra gli infiniti
possibili, nei quali l’elettrone poteva muoversi senza emettere
energia.
• Il valore del momento angolare (raggio (r) per quantità di moto (m⋅v))
doveva essere un multiplo intero della grandezza:
h
2π
•
h = costante di Plank = 6.6262 ⋅ 10-34 J⋅s
h
(a) mvr = n
2π
m = massa elettrone
r = raggio dell’orbita
v = velocità dell’elettrone
n = N° intero (N° quantico principale) = 1,2,3,4,…
mvr = momento angolare
mvr risulta quantizzato
•
•
Se consideriamo l’atomo di idrogeno H:
2° principio della dinamica:
f=m⋅a
f = forza di attrazione coulombiana
fra nucleo ed elettrone:
e2
f = 2
r
•
poiché
e 2 mv 2
=
r
r2
a=
v2
r
e = carica dell’elettrone
a centripeta nel moto circolare
ricavando v dalla (a) e sostituendo si ottiene:
r = n2
h2
4π 2 me 2
r è quantizzato
14
23/09/2012
per
n=1
n=2
n=3
r = 0.529 Å = raggio di Bohr
r = 2.12 Å
r = 4.77 Å
….ecc.
Anche il valore dell’energia posseduta dall’elettrone in ogni orbita risulta quantizzata.
Energia Potenziale elettrica di due cariche +e -e a distanza r: V = −
Energia cinetica: T =
1 2 e2
mv =
2
2r
E =V +T = −
e2 e2
e2
+
=−
r 2r
2r
Sostituendo il valore di r trovato prima: E n = −
poiché ε = h ν
ν =
ε
h
=
e2
r
1 2π 2 me 4
⋅
n2
h2
E 2 − E 1 2 π 2 me 4
=
h
h3
 1
1
 2 − 2
 n1 n 2
n = 1, 2, 3…
E = quantizzata



poiché
ν =
ν
c
ν =
2 π 2 me 4
h 3c
 1
1
 2 − 2
 n1 n 2

 1
1
 = R  2 − 2

 n1 n 2



SPETTRI ATOMICI
•
•
•
•
Facendo passare una scarica elettrica
attraverso l’idrogeno le molecole si
dissociano in atomi (H2 → 2H) alcuni
dei quali acquistano un eccesso di energia
interna (atomi eccitati). Tali atomi si
diseccitano emettendo l’eccesso di energia
sotto forma di luce avente una precisa λ.
Ogni elemento ha un preciso spettro di emissione allo stato atomico.
SPETTRI DI ASSORBIMENTO
Ogni elemento emette luci della lunghezza d’onda che è in grado di
assorbire.
15
23/09/2012
MODIFICHE AL MODELLO DI BOHR
•
Il modello di Bohr non consente l’interpretazione della struttura fine degli
spettri atomici che si può osservare con spettroscopi ad alta risoluzione.
•
Sommerfield propose l’esistenza anche di orbite ellittiche.
•
Fu necessario introdurre un nuovo numero quantico (l) che tenesse conto
della quantizzazione dell’eccentricità (cioè della forma) dell’ellisse.
Quindi:
•
n = 1, 2, 3…..
N° quantico principale
l = 0, 1, 2, …(n-1) N° quantico angolare
•
Un elettrone con un momento angolare può essere considerato come una
corrente elettrica che circola in un circuito chiuso e quindi si può osservare
un campo magnetico dovuto a questa corrente.
•
Infatti (effetto Zeeman) un atomo eccitato in presenza di un campo
magnetico esterno mostra suddivisioni in 2 o 3 componenti delle varie
righe a seconda della direzione del campo.
•
m = 0, ±1, ±2,…± l
=
numero quantico magnetico
1 1
m s = + ,−
2 2
=
numero quantico di spin
legato alla rotazione dell’elettrone intorno al proprio asse.
16
23/09/2012
RIASSUMENDO:
•
n = 1, 2, 3, 4, ….
numero quantico principale
•
l = 0, 1, 2, 3, …(n-1)
numero quantico angolare
•
m = 0, ±1, ±2, …, ±l
numero quantico magnetico
•
ms = ± ½
numero quantico di spin
•
Ogni elettrone è caratterizzato da 4 numeri quantici.
•
PRINCIPIO DI ESCLUSIONE DI PAULI:
In un atomo o in una molecola non possono coesistere due o più elettroni
con i 4 numeri quantici uguali.
Conclusione:
La teoria di Bohr con le sue successive modifiche non può essere
considerata soddisfacente.
FINE
17
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DUALISMO ONDA – PARTICELLA
E = hν = mc 2
λ=
c
ν
=
h
mc
per i fotoni
De Broglie postulò che per un elettrone si potesse scrivere:
λ=
h
mv
v = velocità
Osservazione:
Se l’elettrone consiste di un’onda stazionaria, la circonferenza dell’orbita deve
essere un numero intero di λ, cioè:
nλ = 2πr
nh
= 2πr
mv
Da cui:
(vedi interferenza)
mvr =
nh
2π
cioè l’ipotesi di Bohr è coerente con la natura ondulatoria dell’elettrone.
PRINCIPIO DI INDETERMINAZIONE
•
Per particelle molto piccole, come gli elettroni, non è possibile
determinare simultaneamente la posizione e la quantità di moto (m ⋅ v).
•
•
La distanza rispetto ad un punto vale r ± ∆r.
La sua quantità di moto vale p ± ∆p.
•
(1) ∆r ⋅ ∆p ≥
h
2π
h = costante di Plank = 6.6262 ⋅10-34 J⋅s
La (1) vale solo nel mondo microscopico:
poiché p = m v
∆p = m ∆v
∆r ⋅ ∆v ≥
Se ∆v =
±106
cm/sec
∆r risulta ≅ 50 Å
h
2π .m
essendo
m = 9⋅10-28 g ≅ 10-27
cioè 10 volte > della dimensione di 1 atomo
Se cerchiamo di diminuire ∆r diminuendo λ della radiazione usata per
individuarlo, aumenta p e quindi ∆v.
18
23/09/2012
•
In queste condizioni non ha senso parlare di orbita di un elettrone.
•
Si potranno determinare intorno al nucleo delle zone dove è più probabile
che l’elettrone sia presente.
•
EQUAZIONE DI SCHRÖDINGER
8π 2 m
2
•
Le soluzioni sono funzioni
 ψ2(f. d’onda)
 2 rappresentabili
  2  graficamente.
(E − V )ψ = 0
2
h
• Rappresenta in tre dimensioni l’onda stazionaria associata all’elettrone.
∇ψ+
∂
∂
∂
∇ 2 =  2  +  2  +  2 
x   ∂accettate:
y   ∂z 
• Delle infinite soluzioni,ψ ,∂vengono
- quelle ad un sol valore, continue finite in tutto lo spazio, e all’infinito
tendono a 0.
- poiché ψ2dv rappresenta la probabilità di trovare l’elettrone
nell’elemento di volume dv, deve essere:
2
∫∫∫ψ dv = 1
Poiché c’è una certa analogia tra le ψ della teoria ondulatoria e le
orbite della teoria quantistica, le ψ vengono indicate come orbitali.
• Soluzioni accettabili dell’equazione della funzione d’onda vengono
ottenute introducendo i numeri quantici:
• n = numero quantico principale (1, 2, 3, 4, 5, 6, 7…)
• l = numero quantico secondario (0, 1, 2, …n-1)
• m = numero quantico magnetico (0, ±1, ±2, …±l)
Orbitali con :
l=0
l=1
l=2
l=3
orbitali s
orbitali p
orbitali d
orbitali f
• Bohr definiva esattamente la distanza dell’elettrone dal nucleo.
• Nel modello ondulatorio si può parlare di probabilità di trovare
l’elettrone ad una certa distanza dal nucleo.
19
23/09/2012
n
l
1
2
0
0
1
0
1
2
0
1
2
3
N°
Simbolo
orbit.
0
1
1s
0
1
2s
-1,0,+1
3
2p
0
1
3s
-1,0,+1
3
3p
-2,-1,0,+1,+2 5
3d
0
1
4s
-1,0,+1
3
4p
-2,-1,0,+1,+2 5
4d
-3,-2,-1,0,+1,+2,+3 7
4f
5
0
1
2
3
----
0
-1,0,+1
-2,-1,0,+1,+2
-3,-2,-1,0,+1,+2,+3
-----
1
3
5
7
5s
5p
5d
5f
----
6
0
1
---0
0
-1,0,+1
----0
1
3
--1
6s
6p
---7s
3
4
7
m
DESCRIZIONE
DEGLI ORBITALI
ATOMICI
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Gli orbitali d
•
I numeri quantici che determinano l’energia di un elettrone (si parla
spesso di E di un orbitale) sono n ed l, per cui i tre orbitali p hanno la
stessa energia, avendo tutti e tre lo stesso valore di n e l.
•
Sono tre volte degeneri.
•
•
Idem per i 5 orbitali d:
5 volte degeneri.
•
Ricordando il principio di esclusione di Pauli ne consegue che un qualsiasi
orbitale può essere occupato da non più di due elettroni che differiscono
per ms.
21
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ENERGIA DEGLI ORBITALI
OCCUPAZIONE:
Vengono occupati dapprima gli orbitali di più bassa
energia vuoti.
A parità di energia gli elettroni occupano il massimo
numero di orbitali (regola di Hund).
S = ∑ m s = massimo
Na
Co
Z = 11
Z = 27
1s2, 2s2, 2p6, 3s1
1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d7
PROPRIETA’ MAGNETICHE
• DIAMAGNETISMO
Tutti gli elettroni sono appaiati ( ∑ m s = 0 ). Non dipende dalla
temperatura della sostanza nè dall’ intensità del campo.
Debolmente respinta dal campo magnetico.
• PARAMAGNETISMO
Uno o più elettroni sono spaiati ( ∑ m s ≠ 0 ). La sostanza viene
attratta da un campo magnetico (esterno, non omogeneo).
• FERROMAGNETISMO
Uno o più elettroni spaiati. La sostanza viene fortemente attratta da
un campo esterno.
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FINE
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SISTEMA PERIODICO
• Le proprietà degli elementi dipendono dal numero di elettroni presenti sullo
strato periferico.
• Quindi elementi diversi, nei quali sia presente nello strato periferico lo stesso
numero di elettroni, hanno un comportamento chimico simile.
• In uno stesso strato al crescere di Z si verifica una variazione graduale del
comportamento chimico.
• Oltre il comportamento chimico anche molte proprietà fisiche variano
gradualmente e periodicamente in funzione di Z.
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T di fusione e densità dei vari elementi mostrano un andamento simile così
come il volume atomico:
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CARICA NUCLEARE EFFETTIVA: Z eff.
DEFINIZIONE
La valutazione può essere fatta mediante l’uso dei coefficienti di schermatura
calcolati da Slater.
Zeff = Z – costante.
a)
coeff. 0.35
per ogni elettrone dello strato esterno non completo.
b) coeff. 0.85
per ciascun elettrone dello strato immediatamente
sottostante.
c)
per gli elettroni degli strati più interni.
coeff. 1
d) Se lo strato esterno è completo (gas nobili): 0.85 per questi elettroni e 1
per ogni elettrone degli strati sottostanti.
Ne scaturisce che:
In ogni periodo, passando da un elemento al successivo, Zeff aumenta di 0.65.
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Variazione della
carica nucleare
effettiva (Zeff) in
funzione della carica
nucleare Z
Gli elementi vengono distinti in metalli e non – metalli. I primi sono
raggruppati nella parte sinistra della tavola, i secondi nella parte
destra.
All’interno di ciascun gruppo si accentua il carattere metallico
passando dagli elementi più leggeri ai più pesanti.
Gli elementi del 1° piccolo periodo non – metallici hanno la
tendenza a formare legami multipli.
Gli elementi metallici del 1° piccolo periodo hanno analogie di
comportamento con gli elementi del 2° piccolo periodo e del
gruppo successivo.
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LEGAME CHIMICO
ENERGIA DI LEGAME: energia necessaria per rompere il legame.
Si esprime in kJ⋅mol-1 o in kcal ⋅ mol-1 (1 kcal = 4.184 kJ), oppure in
eV⋅ mol-1 (1 eV⋅mol-1 = 23.06 kcal⋅ mol-1 = 96.5 kJ⋅mol-1).
Varia da pochi KJ⋅mol-1 a varie centinaia.
REGOLA DELL’OTTETTO : la configurazione s2p6 è molto stabile. Gli atomi tendono
a realizzare una tale configurazione nella formazione dei legami.
Esistono varie eccezioni.
Energia di ionizzazione:
(Ei)
Affinità elettronica
(Ea)
< è l’Ei e > è il carattere metallico dell’elemento.
> è l’Ea e < è il carattere metallico dell’elemento.
Gli atomi vengono presentati in modo da evidenziare la loro configurazione
esterna.
Es:
Si
Z = 14
1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p2
Ne
(Ne) 3s2, 3p2
simbolo di Lewis per il silicio.
Es:
Cl
Z = 17
(Ne) 3s2, 3p5
simbolo di Lewis per il cloro.
Il legame chimico è essenzialmente dovuto all’interazione fra gli elettroni periferici
di due atomi vicini.
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FINE
ELETTRONEGATIVITA’
Costituisce una misura della capacità di un atomo di trattenere i propri elettroni
periferici.
E=
Ei + E a
2
secondo Mulliken
Può essere calcolata anche in altro modo, ad esempio dai valori delle energie
di legame. (scala di Pauling).
Considerando l’elettronegatività la proprietà di un atomo, in una molecola, di
addensare su di se la carica dell’orbitale di legame.
Il valore di elettronegatività di un atomo è legato al valore ∆ del legame che
esso forma con H.
All’atomo di H si da convenzionalmente il valore di 2.1.
X a − 2.1 = 0.10 ∆
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ACIDI E BASI
Definizione secondo Arrhenius
Acido:
E’ una specie chimica che in soluzione acquosa si dissocia dando uno o più ioni
idrogeno:
Acidi monopropotici o poliprotici (oppure mono o polibasici)
H2SO3 ⇔ HSO3- + H+
HSO3- ⇔ SO32- + H+
Base:
E’ una specie chimica che in soluzione acquosa da uno o più ioni idrossonio.
Possono essere mono o poliacide:
NaOH → Na+ + OHCa(OH)2 → Ca2+ + 2OH-
monoacida
poliacida (biacida)
Acido e base possono reagire formando sale e H2O:
CH3COOH + NaOH → CH3COONa + H2O
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Definizione secondo Brönsted
Parte dalla considerazione che H+ ha un’elevata densità di carica e quindi in
soluzione non può esistere isolato, ma legato a qualche altra specie chimica:
definisce base una specie chimica in grado di addizionare uno o più protoni
cedutigli da un acido, e acido una specie chimica in grado di perdere uno o più
protoni accettati da una base.
Quindi acidi e basi si manifestano solo se sono presenti basi e acidi
rispettivamente.
Si parla quindi di sistemi acido – base:
CH3COOH + H2O ⇔ CH3COO- + H3O+
acido
base
base
acido
coniugati
Si indicano come coniugati le coppie che differiscono solo per il protone: H+.
Pertanto una sostanza è acida o basica a seconda del partner:
CH3COOH + HClO4 ⇔ CH3COOH2+ +
base
acido
acido
ione acidioacetato
ClO4base
LEGAME IONICO
Si manifesta tra atomi con grande differenza di elettronegatività.
Elementi con bassa elettronegatività hanno carattere metallico. (bassa Ei e
trascurabile Ea).
Elementi con alta elettronegatività hanno carattere non – metallico (elevata Ei
ed elevata Ea).
Es:
NaCl
Na+
Cl-
Perché avviene?
E perché non si forma anche Na2+ e Cl2- o Na3+ ecc.?
Perché dagli elementi si formi un composto stabile si deve verificare un reale
abbassamento dell’energia.
Na+
Cl-
Ei
Ea
aumento dell’energia
abbassamento dell’energia
+496 kJ ⋅mol-1
-348 kJ ⋅mol-1
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Un grande abbassamento dell’energia si ha quando gli atomi costituiscono il
reticolo (Energia Reticolare).
Na
1s2 2s2 2p6 3s1
Na+
1s2 2s2 2p6
configurazione del gas nobile Ne.
La prima Ei è piccola
496 kJ ⋅mol-1
La seconda Ei è grandissima
4563 kJ ⋅mol-1
Energia pari alla prima Ei può essere fornita dalla formazione esotermica del
reticolo.
Cl
1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
Cl-
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
configurazione dell’Ar
LEGAME COVALENTE
Quando non – metalli si combinano tra loro ed è nulla la differenza di
elttronegatività, si ha formazione del legame covalente.
Es:
H• +
•
H
→
H2
I due elettroni vengono condivisi tra i due nuclei.
si ha attrazione dell’elettrone di ciascun atomo da parte di ambedue i nuclei.
si ha repulsione dei due nuclei.
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Prima di unirsi gli H hanno un elettrone nell’orbitale 1s. Dopo l’unione gli
elettroni vengono condivisi: ogni orbitale 1s è in un certo senso completo. Gli
elettroni risultano accoppiati.
H• + •H → H •• H
oppure
H—H
La tendenza degli atomi ad acquistare la configurazione elettronica del gas
nobile più vicino, spesso può essere usata per prevedere il numero di legami
covalenti che un atomo potrà formare (regola dell’ottetto).
Nell’esempio sopra: 2e per ogni H che raggiungono la configurazione
elettronica dell’He.
Il legame covalente può esistere tra atomi uguali, es: Cl – Cl , H – H ecc. (legame
omeopolare).
Nella maggior parte dei casi si ha la formazione di un legame parzialmente
ionico. In questi casi la differente elettronegatività fa si che la coppia elettronica
di legame sia decentrata ma non completamente, sull’atomo più
elettronegativo.
δ+
δH •• F
Si ha una separazione parziale di carica.
Si forma un Dipolo elettrico.
Tutte le molecole nelle quali il baricentro delle cariche positive non coincide con
il baricentro delle cariche negative sono dipoli permanenti.
Es:
Hδ+
•
Hδ+
δ- δ+ δO=C=O
δ-O
polare
non polare
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H raggiunge He e il Cl raggiunge l’Ar
Il legame formato dalla
condivisione di una coppia
di elettroni si chiama:
Legame Singolo
Legami multipli
Non validità della regola dell’ottetto: può non essere seguita per
eccesso o per difetto. Es: PCl5 e SF6
Ogni legame richiede la
condivisione di una coppia
di elettroni
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In difetto:
LEGAME DATIVO O DI COORDINAZIONE
1) Uno dei due atomi fornisce la coppia di elettroni per il legame (donatore)
2) L’altro atomo (Accettore) deve essere più elettronegativo ed avere la
possibilità di accogliere la coppia elettronica (lone – pair) in un orbitale
vuoto di adatta energia.
Questo tipo di legame
Donatore – Accettore è
molto frequente nei
metalli di transizione
dove gli orbitali d vuoti
sono in grado, con gli
orbitali s e p, di
accettare coppie
elettroniche per
raggiungere la
configurazione del gas
nobile successivo.
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FINE
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