Elementi: sostanze che non possono essere decomposte in altre sostanze aventi caratteri diversi.

Composti: combinazioni secondo proporzioni definite di due o più elementi.

Molecola: la molecola è la più piccola parte di un elemento o di un composto chimico che può esistere allo stato libero e che conserva le proprietà specifiche dell'elemento o composto.

Atomo: è la più piccola parte di un elemento che entra nella costituzione delle molecole.

Le leggi fondamentali ponderali, spesso indicate semplicemente come leggi ponderali sono tre leggi della chimica che riguardano la massa delle sostanze coinvolte nelle reazioni chimiche.

Le leggi (in ordine cronologico di pubblicazione) sono:

Legge della conservazione della massa di Antoine Lavoisier (1774)

Legge delle proporzioni definite di Joseph Proust (1799)

Legge delle proporzioni multiple di John Dalton (1804).

legge della conservazione della massa Antoine-Laurent de Lavoisier (Parigi, 26 agosto 1743 – Parigi, 8 maggio 1794)

In una reazione chimica la massa dei reagenti è esattamente uguale alla massa dei prodotti

In parole più semplici, tale teoria è conosciuta anche così:

in una reazione chimica “nulla si crea, nulla si distrugge”, tutto si trasforma

legge delle proporzioni definite (detta anche legge delle proporzioni definite e costanti)

Quando due o più elementi reagiscono, per formare un determinato composto, si combinano sempre secondo proporzioni in massa definite e costanti.

Joseph Louis Proust (Angers, 26 settembre 1754 – Angers, 5 luglio 1826)

Legge delle proporzioni multiple

Quando due elementi si combinano in modi diversi per formare diversi composti, posta fissa la quantità di uno dei due elementi, la quantità dell'altro elemento necessaria a reagire per formare un diverso composto risulterà essere un multiplo o sottomultiplo di se stessa, in rapporti esprimibili con numeri piccoli ed interi.

John Dalton (Eaglesfield, 6 settembre 1766 – Manchester, 27 luglio 1844)

L'ossido di diazoto (nome IUPAC monossido di diazoto o protossido di azoto)

ossido di azoto triossido di diazoto ( o anidride nitrosa)

diossido di azoto (noto anche come ipoazotide)

pentossido di diazoto (anidride nitrica)

John Dalton era affetto da acromatopsia (daltonismo). Dalton si rese conto di essere affetto da tale malattia solo quando, dovendo partecipare a una riunione di quaccheri, si era comprato un paio di calze di colore rosso fuoco, ritenendo che fossero invece di un più sobrio colore marrone. Accortosi del problema, intraprese uno studio sistematico del proprio difetto visivo, giungendo nel 1794 alla sua prima descrizione scientifica rigorosa.

1.La materia è formata da atomi piccolissimi, indivisibili e indistruttibili.2.Tutti gli atomi di uno stesso elemento sono identici e hanno uguale massa.3.Gli atomi di un elemento non possono essere convertiti in atomi di altri elementi.4.Gli atomi di un elemento si combinano, per formare un composto, solamente con numeri interi di atomi di altri elementi.5.Gli atomi non possono essere né creati né distrutti, ma si trasferiscono interi da un composto ad un altro.

La teoria atomica di Dalton

ὰτωμος, in greco "indivisibile"

La legge dei volumi di combinazione, o legge dei volumi di combinazione di Gay-Lussac, formulata da Joseph Louis Gay-Lussac nel 1808, afferma che quando due sostanze gassose reagiscono mantenendo temperatura e pressione costante, i volumi dei gas reagenti e di quelli prodotti stanno tra loro secondo rapporti (detti rapporti di combinazione) espressi da numeri interi.

Facendo reagire (a temperatura e pressione costante) un litro di idrogeno gassoso (H2) e un litro di cloro gassoso (Cl2) si ottengono due litri di acido cloridrico gassoso (HCl); in questo caso i volumi dei reagenti stanno in rapporto 1:1.

Facendo reagire (a temperatura e pressione costante) due litri di idrogeno gassoso (H2) e un litro di ossigeno gassoso (O2) si ottengono due litri di acqua allo stato gassoso (H2O); in questo caso i volumi dei reagenti stanno in rapporto 2:1.

Facendo reagire (a temperatura e pressione costante) tre litri di idrogeno gassoso (H2) e un litro di azoto gassoso (N2) si ottengono due litri di ammoniaca allo stato gassoso (NH3); in questo caso i volumi dei reagenti stanno in rapporto 3:1.

La teoria atomico-molecolare (Avogadro 1811)

Volumi uguali di gas diversi, nelle stesse condizioni di temperatura e di pressione, contengono lo stesso numero di molecole

Il Congresso di Karlsruhe fu un incontro internazionale di chimici tenutosi a Karlsruhe dal 3 al 5 settembre 1860. Rappresenta la prima conferenza mondiale di chimica, con la partecipazione di circa 140 chimici.

L'ultimo giorno del congresso vennero distribuite le ristampe di una pubblicazione del 1858 di Stanislao Cannizzaro sui pesi atomici, in cui lo scienziato utilizzò il lavoro precedente di Amedeo Avogadro. Gli sforzi di Cannizzaro esercitarono una forte e, in alcuni casi, alquanto immediata influenza sui delegati. Ne furono influenzati in particolare Lothar Meyer e Dmitrij Mendeleev, che successivamente elaborarono la tavola periodica degli elementi riconoscendo la validità delle considerazioni fatte da Cannizzaro

Riconoscimento del fatto che certi elementi, come idrogeno, azoto, e ossigeno, erano composti da molecole biatomiche e non da atomi individuali.

STRUTTURA DELL'ATOMO massa (U.M.A.) carica elettrica raggio

(Angstrom) protone 1 +1 0.0001 neutrone 1 0 0.0001 elettrone 1/ 1830 -1 atomo P+N 0 1

• Numero Atomico (Z): numero di protoni nel nucleo.• Numero di massa (A): somma dei protoni e neutroni.

Atomo di elio

Number

Atomi con uguale numero atomico e diverso numero di massa sono nuclidi isotopi o semplicemente isotopi

Quando gli atomi sono caratterizzati da numero atomico e numero di massa sono detti nuclidi

Particella Simbolo Carica Massa (kg) Massa (uma)

Elettrone e- -1.6 × 10−19 C 9.109 × 10−31 kg 0.000549

Protone p+ 1.6 × 10−19 C 1.672 × 10−27 kg 1.00728

Neutrone n 0 C 1.674 × 10−27 kg 1.00870

Come unità di massa atomica si usa la dodicesima parte della massa di un atomo di carbonio-12 (12C); tale unità è chiamata Dalton (Da) e vale approssimativamente 1,66 · 10-27  kg.

Tab. 2.1: Gli elementi chimici e le loro masse atomiche relative

Tabella 2.1 - GLI ELEMENTI CHIMICI E LE LORO MASSE ATOMICHE RELATIVE

numero atomico nome simbolomassa atomica

relativa1 Idrogeno H 1,0082 Elio He 4,0033 Litio Li 6,9414 Berillio Be 9,0125 Boro B 10,816 Carbonio C 12,017 Azoto N 14,018 Ossigeno O 16,009 Fluoro F 19,00

10 Neo (o Neon) Ne 20,1811 Sodio Na 22,9912 Magnesio Mg 24,3113 Alluminio Al 26,9814 Silicio Si 28,0915 Fosforo P 30,9716 Zolfo S 32,07

L'esperimento di Rutherford (anche detto esperimento di Geiger e Marsden) fu un esperimento effettuato per sondare la struttura dell'atomo eseguito da Hans Geiger e Ernest Marsden nel 1909, sotto la direzione di Ernest Rutherford al laboratorio di fisica dell'Università di Manchester. Concepito per provare la validità del modello atomico di Thomson, detto modello a panettone (plum pudding model), diede dei risultati contrastanti rispetto a quel modello e portò alla concezione del modello atomico di Rutherford o modello planetario dell'atomo.

Un fascio di particelle alfa generate dal decadimento radioattivo di radio furono dirette ortogonalmente ad un foglio sottile d'oro. Il foglio d'oro era circondato da un foglio circolare ricoperto di solfuro di Zinco (ZnS) usato come rivelatore: il solfuro di Zinco emette scintille luminose quando viene colpito da particelle alfa.

Secondo il modello di Thomson, allora maggioritario, le particella alfa avrebbero dovuto attraversare il foglio d'oro venendo deflesse al più di pochi gradi, anche considerando la possibilità di diffusione multipla: misurando la deflessione delle particelle si potevano ricavare informazioni sulla distribuzione di carica elettrica all'interno dell'atomo. Tuttavia venne osservato che alcune particelle (1/10000) venivano riflesse ad angoli anche maggiori di 90°. Questo era un evento completamente imprevisto, come risulta dalle parole di Rutherford:

« Fu l'evento più incredibile mai successomi in vita mia. Era quasi incredibile quanto lo sarebbe stato sparare un proiettile da 15 pollici a un foglio di carta velina e vederlo tornare indietro e colpirti. Pensandoci, ho capito che questa diffusione all'indietro doveva essere il risultato di una sola collisione e quando feci il calcolo vidi che era impossibile ottenere qualcosa di quell'ordine di grandezza a meno di considerare un sistema nel quale la maggior parte della massa dell'atomo fosse concentrata in un nucleo molto piccolo. Fu allora che ebbi l'idea di un atomo con un piccolissimo centro massiccio e carico.

Il modello di atomo proposto da Rutherford soffriva, però, di una instabilità elettromagnetica e di una instabilità meccanica: poiché l'elettrone, nel suo moto intorno al nucleo positivo, è sottoposto a un'accelerazione, esso irraggia energia elettromagnetica della stessa frequenza del suo moto di rivoluzione, finendo così per cadere sul nucleo con un moto a spirale.

Una delle prime osservazioni interessanti avvenne nel 1884 quando Johann Balmer, insegnante svizzero, osservò che alcune righe dello spettro di emissione dell'idrogeno potevano essere calcolate utilizzando la formula:

Balmer suppose che tale formula fosse, in realtà, un caso particolare di una legge più generale, che venne trovata da Johannes Rydberg e Walter Ritz e nota come legge di Rydberg-Ritz:

con n1>n2 ed R la costante di Rydberg.

Il primo postulato di Bohr Il primo postulato di Bohr afferma che un elettrone può muoversi soltanto su alcune determinate orbite non-radiative, dette stati stazionari.

Il secondo postulato di Bohr L'atomo irraggia energia solamente quando, per un qualche motivo, un elettrone effettua una transizione da uno stato stazionario ad un altro.

Il terzo postulato di Bohr

Any object moving along a straight line has a momentum equal to the product of its mass (m) times the velocity (v) with which it moves. An object moving in a circular orbit has an angular momentum equal to its mass (m) times the velocity (v) times the radius of the orbit (r). Bohr assumed that the angular momentum of the electron can take on only certain values, equal to an integer times Planck's constant divided by 2π.

Principio di indeterminazione di Heisenberg

Equazione di Schroedinger

La meccanica ondulatoria : Equazione d'onda

"The more precisely the position is determined, the less precisely the momentum is known in this instant, and viceversa."

Orbitale elettronico: la zona dello spazio in cui c'è più del 90% di probabilità di trovare l'elettrone.

Gli orbitali sono caratterizzati da numeri quantici:

numero quantico principale ( n ) o numeri 1, 2, 3, 4 indica la distanza dal nucleo e l’energia

numero quantico angolare ( l ) o lettere s, p, d, f indica la forma dell'orbitale

numero quantico magnetico ( m ) indica l'orientamento spaziale

numero quantico angolare

Orbitali p

numero quantico angolare Orbitali d:

Per ogni valore di n superiore a 2, vi sono 5 orbitali d

numero quantico angolare

Orbitali f: per ogni valore di n superiore a 3 vi sono 7 orbitali f.

numero quantico di Spin o rotazionale

l'elettrone, oltre a ruotare attorno al nucleo, ruota anche intorno al proprio asse.

numero quantico di Spin o rotazionale può assumere i valori + 1/2 o -1/2 a seconda che il moto di rotazione si compia in senso orario o antiorario.

+ 1/2

- 1/2

• Il principio di esclusione di Pauli (1925) dice che in un atomo non possono esistere 2 elettroni che abbiano i quattro numeri quantici uguali. In ogni orbitale non vi possono essere più di 2 elettroni e questi 2 elettroni devono avere spin opposto.

• Il principio della massima molteplicità o regola di Hund dice che avendo a disposizione degli orbitali isoenergetici (come sono i 3 orbitali p o i 5 orbitali d o i 7 orbitali f) gli elettroni si dispongono sul numero massimo di questi orbitali con spin parallelo

Tabella degli orbitali in ordine energetico crescente

The order in which these orbitals are filled is given by the n + l rule (also known as the Madelung rule (after Erwin Madelung), or the Klechkowski rule (after Vsevolod Klechkovsky in some, mostly French- and Russian-speaking, countries), where orbitals with a lower n + l value are filled before those with higher n + l values. In this context, n represents the principal quantum number and l the azimuthal quantum number; the values l = 0, 1, 2, 3 correspond to the s, p, d, and f labels, respectively.

There are several elements for which the madelung rule predicts configurations that differ from those determined experimentally. Copper and chromium are common examples of this property. According to the Madelung rule, the 4s orbital (n + l = 4 + 0 = 4) is occupied before the 3d orbital (n + l = 3 + 2 = 5). The rule then predicts the configuration of 29Cu to be 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d9, abbreviated [Ar] 4s2 3d9 where [Ar] denotes the configuration of Ar (the preceding noble gas). However the experimental electronic configuration of the copper atom is [Ar] 4s1 3d10. By filling the 3d orbital, copper can be in a lower energy state.

Deviations from the Madelung rule

Costruzione ideale degli atomi

• Gli elettroni si dispongono negli orbitali rispettando l'ordine energetico crescente il principio di Pauli e la regola di Hund.

Possiamo schematizzare gli orbitali e gli elettroni con dei quadratini e delle frecce verticali (diagrammi a celle)

configurazioni elettroniche degli elementiOgni elemento è caratterizzato dal numero atomico (numero degli

elettroni) e dal numero di massa (numero totale di protoni e neutroni).

La configurazione elettronica di un elemento si indica nel modo seguente: si scrivono gli orbitali preceduti dai rispettivi numeri quantici principali e si dà ad ogni orbitale come esponente il numero degli elettroni presenti in detto orbitale.

ad es. ossigeno: 1s2, 2s2 p4

oppure con i diagrammi a celle

Configurazione elettronica esterna: Gli elettroni periferici, cioè quelli dello strato esterno, determinano le proprietà chimiche degli elementi.

Regola dell'ottetto: ogni elemento tende a completare la sua orbita

esterna con otto elettroni.

↑↓ ↑↓ ↑ ↑

Principali configurazioni elettroniche atomiche

Principali configurazioni elettroniche atomiche

Principali configurazioni elettroniche atomiche

Sistema periodico degli elementi

rappresentazione di tutti gli elementi chimici in una tavola che mette in evidenza il periodico ripetersi delle loro proprietà chimiche. Le proprietà fisiche e chimiche degli elementi sono una funzione periodica del loro numero atomico.

PERIODOPERIODO

GRUPPOGRUPPO

riga orizzontale nella tavola periodica che comprende elementi con numero atomico crescente da sinistra a destra.

colonna verticale nella tavola periodica che comprende elementi con proprietà chimiche simili (e con configurazione elettronica esterna simile).

SISTEMA PERIODICO DEGLI ELEMENTI

SIMBOLI DI LEWIS

Metalli Non metalli

1 Sono tutti solidi, a temperatura ordinaria, tranne il mercurio che è liquido

Sono solidi o gassosi, eccetto il bromo che è liquido

2 Hanno lucentezza metallica Tranne qualche eccezione, se solidi hanno lucentezza vitrea o resinosa

3 Sono malleabili (riducibili in lamine), duttili (riducibili in fili), tenaci (resisti alla frattura), buoni conduttori del calore e dell'elettricità.

Non hanno in genere queste proprietà

4 Sono elettropositivi, cioè hanno tendenza a cedere elettroni per diventare ioni positivi o cationi.

Sono elettronegativi, cioè acquistano elettroni diventando ioni negativi o

anioni.

CARATTERI GENERALI DEGLI ELEMENTI

LANTANIDI

ATTINIDI

Metalli: si distinguono dagli elementi non metallici per la lucentezza, malleabilità, conducibilità e facilità di formazione di cationi.Metalli alcalini: elementi con configurazione elettronica esterna s1 (o ns1)Metalli alcalino-terrosi: elementi con configurazione elettronica esterna s2 ( o ns2)Metalli di transizione: sono quelli in cui si verifica il riempimento di orbitali d e/o f di uno strato con numero quantico inferiore a quello caratteristico del periodo a cui appartengono.Non metalli: elementi non malleabili, con bassa conducibilità e che non formano ioni positivi.Alogeni: elementi con configurazione elettronica esterna s2p5 (ns2 np5).Gas nobili: elementi con configurazione elettronica esterna s2p6. Sono gas monoatomici e chimicamente inerti.

What are the main reactions taking place in this video? First, the alkali metal, M, undergoes an exothermic reaction with the water to form an alkali metal hydroxide and hydrogen gas.

2 M(s) + H2O → 2 MOH(aq) + H2 (g)

But the real exciting (i.e., explosive) part comes from the familiar exothermic reaction of hydrogen gas with the oxygen in the air to produce water.

2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O(g)

Il valore aumenta nella direzione della freccia

Gruppo Periodo

Raggio atomico

caratt. metalliche

potere riducente

elettronegatività

Elettronegatività: grandezza che esprime il potere di attrazione di un elemento nei confronti degli elettroni di legame.

La scala di Pauling fu la prima scala di elettronegatività ed è quella ancora oggi maggiormente utilizzata. Questa scala si basa su misure dell'entalpia di legame e non è dotata di unità di misura. Pauling definisce l'elettronegatività come la capacità di un atomo, in una molecola, di attrarre a sé gli elettroni del legame.

Consideriamo due atomi A e B che prendono parte ad un legame covalente. Secondo Pauling la differenza di elettronegatività tra questi due atomi è pari a:

dove:

xA e xB sono le elettronegatività degli atomi A e B.Δ è detto "surplus di energia", ed è dato da:

il coefficiente 0,102 è dovuto al fatto che originariamente Pauling utilizzò entalpie espresse in eV, mentre attualmente l'unità di misura SI dell'entalpia è kJ/mol.La scala si costruisce quindi attribuendo all'elettronegatività di un elemento un valore arbitrario e ricavandone i valori relativi attraverso la formula precedente. Originariamente Pauling attribuì all'idrogeno un valore di riferimento 2,1 eV (per cui nella formula precedente si sostituisce il valore 2,1 a xB), in modo che risolvendo l'equazione ogni valore sia positivo.

Pauling electronegativity.Pauling first proposed the concept of electronegativity in 1932 as an explanation of the fact that the covalent bond between two different atoms (A–B) is stronger than would be expected by taking the average of the strengths of the A–A and B–B bonds. According to valence bond theory, of which Pauling was a notable proponent, this "additional stabilization" of the heteronuclear bond is due to the contribution of ionic canonical forms to the bonding.

H-H 104 kcal/mole 434 kJ/moleH-Cl 103 kcal/mole 430 kJ/moleCl-Cl 58 kcal/mole 242 kJ/mole

Calcolare il valore di elettronegatività secondo Pauling

The graph of ionization energy versus atomic number is not a perfect line because there are exceptions to the rules that are easily explained.

Filled and half-filled subshells show a small increase in stability in the same way that filled shells show increased stability. So, when trying to remove an electron from one of these filled or half-filled subshells, a slightly higher ionization energy is found.

I1(Be) > I1(B)

It's harder to ionize an electron from beryllium than boron because beryllium has a filled "s" subshell.

I1(N) > I1(O)

Nitrogen has a half-filled "2p" subshell so it is harder to ionize an electron from nitrogen than oxygen.

Valenza e legami chimici

VALENZAVALENZA

il numero che ci indica con quanti atomi di idrogeno può reagire un atomo dell'elemento. Il numero di elettroni ceduti, acquisiti o condivisi per raggiungere una configurazione elettronica stabile.

LEGAME CHIMICOLEGAME CHIMICO

Il legame che tiene uniti due atomi in una molecola

Lewis structures (also known as Lewis dot diagrams, electron dot diagrams, and electron dot structures)

A trick is to count up valence electrons, then count up the number of electrons needed to complete the octet rule (or with Hydrogen just 2 electrons), then take the difference of these two numbers and your answer is the number of electrons that make up the bonds. The rest of the electrons just go and fill all the other atoms' octets.

In chemistry, a formal charge (FC) is the charge assigned to an atom in a molecule, assuming that electrons in a chemical bond are shared equally between atoms, regardless of relative electronegativity.The formal charge of any atom in a molecule can be calculated by the following equation:

Where V is the number of valence electrons of the atom in isolation (atom in ground state); N is the number of non-bonding valence electrons on this atom in the molecule; and B is the total number of electrons shared in covalent bonds with other atoms in the molecule.When determining the correct Lewis structure (or predominant resonance structure) for a molecule, the structure is chosen such that the formal charge (without sign) on each of the atoms is minimized.

F, O, N, C possono formare molecole biatomiche eteronucleari.

Il fluoro ad esempio può combinarsi con l'idrogeno per formare acido fluoridrico:

Ovviamente, l'H non può avere un ottetto elettronico; per questo elemento, la configurazione elettronica stabile è quella isoelettronica con l'He, quindi con due elettroni nell'unico livello disponibile (1s).

L'ossigeno può combinarsi con il carbonio per formare il monossido di carbonio:

In questa formula, costruita mettendo in compartecipazione gli elettroni spaiati, il carbonio non completa l'ottetto. Tuttavia, se utilizziamo uno dei due doppietti liberi dell'ossigeno per formare un ulteriore legame, otteniamo una struttura in cui entrambi gli atomi hanno un proprio ottetto completo:

Questa struttura, in cui carbonio e ossigeno mostrano un'insolita tricovalenza (come vedremo il carbonio è praticamente sempre tetracovalente, mentre l'ossigeno quasi sempre dicovalente), è in accordo con i dati sperimentali relativi alla lunghezza del legame carbonio–ossigeno, molto prossima a quella prevista per un triplo legame.In questo modo, tuttavia, è "come se" il C avesse 5 elettroni di sua pertinenza (anziché i 4 dello stato fondamentale) e lo stesso l'O (anziché i 6 dello stato fondamentale).Quindi, una rappresentazione più coerente della formula è quella in cui ai due atomi sono attribuite cariche formali. La polarità misurata sperimentalmente corrisponde effettivamente alla formula a cariche separate.

Cariche formaliPer l'attribuzione delle cariche formali si procede come segue. Si immagina di suddividere i doppietti di legame in parti uguali, assegnando un elettrone di ogni coppia a ciascuno dei due atomi:

Si confronta poi la configurazione elettronica così ottenuta con quella naturale dell'atomo. Nel nostro caso, il carbonio verrebbe ad avere 5 elettroni nello strato di valenza, uno in più rispetto alla configurazione normale. È come se avesse acquistato un elettrone e gli assegneremo pertanto una carica negativa. Analogamente, l'ossigeno verrebbe ad avere 5 elettroni, uno in meno rispetto alla configurazione normale. È come se avesse perso un elettrone e gli assegneremo pertanto una carica positiva.

Con questa rappresentazione, si vuol mettere in evidenza che la molecola non è descritta in modo esauriente né dall'una né dall'altra delle strutture, ma riunisce in sé, contemporaneamente, un po' delle caratteristiche dell'una e un po' dell'altra: è, come si dice, un ibrido di risonanza tra le varie forme.

Una molecola molto simile al monossido di carbonio è quella del monossido d'azoto, NO. L'azoto ha 5 elettroni di valenza, l'ossigeno 6; il numero totale degli elettroni nella molecola è pertanto dispari e un elettrone resterà inevitabilmente spaiato. Molecole, atomi o ioni di questo tipo, che contengono cioè elettroni spaiati, presentano proprietà paramagnetiche, ovvero si orientano in un campo magnetico. La molecola di NO può essere costruita a partire dai simboli elettronici come segue:

Come si vede, solo l'ossigeno completa l'ottetto.In alternativa, come abbiamo fatto per il monossido di carbonio, potremmo utilizzare un doppietto libero dell'ossigeno per formare un ulteriore legame, scrivendo:

In tal caso tuttavia, l'ossigeno si trova circondato da nove elettroni e la formula non è accettabile, in quanto nell'ipotesi di Lewis la regola dell'ottetto deve essere considerata fortemente restrittiva per gli elementi del 2° periodo.

A causa dell'elettrone "dispari", in nessuna delle due strutture è possibile soddisfare la regola dell'ottetto per entrambi gli atomi.

Poiché CO2 non possiede un momento dipolare permanente la molecola è lineare

General characteristics of resonance

Molecules and ions with resonance (also called mesomerism) have the following basic characteristics:

• They can be represented by several correct Lewis formulas, called "contributing structures", "resonance structures" or "canonical forms". However, the real structure is not a rapid interconversion of contributing structures. Several Lewis structures are used together, because none of them exactly represents the actual structure. To represent the intermediate, a resonance hybrid is used instead.•The contributing structures are not isomers. They differ only in the position of electrons, not in the position of nuclei.•Each Lewis formula must have the same number of valence electrons (and thus the same total charge), and the same number of unpaired electrons, if any.•Bonds that have different bond orders in different contributing structures do not have typical bond lengths. Measurements reveal intermediate bond lengths.•The real structure has a lower total potential energy than each of the contributing structures would have. This means that it is more stable than each separate contributing structure would be.

In molecules or ions that have a combination of one or more single and multiple bonds, often the exact position of the respective bonds in the Lewis formula cannot be indicated. The π electrons appear to be delocalized and the multiple bonds could be in different positions. In those cases the molecule cannot be represented by one single Lewis formula. To solve this problem, in valence bond theory the concept of resonance is used, and the molecule is represented by several contributing structures, each showing a possible distribution of single and multiple bonds. The molecular orbital theory already includes the concept of delocalized electrons and therefore has no need of the concept of resonance.

Resonance hybrids

The actual structure of a molecule in the normal quantum state has the lowest possible value of total energy. This structure is called the "resonance hybrid" of that molecule. The resonance hybrid is the approximate intermediate of the contributing structures, but the overall energy is lower than each of the contributors, due to the resonance energy.

Electron delocalization lowers the potential energy of the substance and thus makes it more stable than any of the contributing structures. The difference between the potential energy of the actual structure and that of the contributing structure with the lowest potential energy is called the resonance energy or delocalization energy.

Resonance energy of benzene

Resonance (or delocalization) energy is the amount of energy needed to convert the true delocalized structure into that of the most stable contributing structure. The empirical resonance energy can be estimated by comparing the enthalpy change of hydrogenation of the real substance with that estimated for the contributing structure.

The complete hydrogenation of benzene to cyclohexane via 1,3-cyclohexadiene and cyclohexene is exothermic; 1 mole benzene delivers 208.4 kJ (49.8 kcal).

Hydrogenation of one double bond delivers 119.7 kJ (28.6 kcal), as can be deduced from the last step, the hydrogenation of cyclohexene

This measured resonance energy is the difference between the hydrogenation energy of three 'non-resonance' double bonds and the measured hydrogenation energy:(3 × 119.7) − 208.4 = 150.7 kJ/mol (36 kcal).

Note: The values used here are from the article of Wiberg, Nakaji, Morgan (1993). Values from other sources may differ.

Molecole complessivamente neutre sono soggette ad un'interazione elettrostatica, dovuta a fluttuazioni nella distribuzione delle cariche.Si tratta di forze attrattive "a lungo raggio" e repulsive "a corto raggio", espresse analiticamente dalla legge di Lennard-Jones.Entità delle forze di Van der Waals al variare della distanza intermolecolare

Il termine forza di van der Waals indica infatti un insieme di forze di cui fanno parte, oltre alla forza di dispersione di London, la forza di Keesom e la Forza di Debye. La distinzione tra queste tipologie di forze è legata alla natura dei dipoli tra cui esse si instaurano: la forza di dispersione di London si esercita tra dipoli istantanei indotti, quella di Keesom tra dipoli permanenti, quella di Debye tra un dipolo permanente e il corrispondente dipolo indotto.

Le forze di London (conosciute anche come forze di dispersione o forze dipolo-dipolo) identificano tutte quelle forze che si presentano a livello atomico e molecolare dovute a multipoli istantanei come risultato di effetti quantistici. Le forze di London possono essere presenti anche tra molecole che non presentano dipoli o multipoli permanenti.Queste forze fanno parte della più ampia categoria delle forze di van der Waals.

Nel caso di atomi neutri, come i gas nobili le forze di London sono le uniche presenti, grazie a loro i gas nobili esistono anche nella forma liquida, che sarebbe altrimenti impossibile da raggiungere.

Le forze di London aumentano la loro forza con le dimensioni dell'atomo o molecola, questo a causa della maggiore propensione alla polarizzazione di nubi elettroniche più ampie. Un caso esemplificativo è quello degli alogeni, che dal più piccolo al più grande sono fluoro (F2), cloro (Cl2), bromo (Br2), a iodio (I2). Il fluoro ed il cloro sono gas a temperatura ambiente, mentre il bromo è un liquido e lo iodio un solido.

Video alogeni