23/09/2012

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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/ datzei@unica.it

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.

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• 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 insostanze 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).

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LEGGI FONDAMENTALI1) La massa totale delle sostanze reagenti è uguale alla massa totale delle

sostanze prodotte dalla reazione.

Poiché E = m c2

1 grammo di materia può generare 8.988 ⋅ 1020 erg (pari alla combustione di2000 tonnellate di carbone)

Più in generale:In un sistema isolato la quantità totale massa – energia è costante.

2) Legge dei rapporti definiti e costantiIn 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 Ossigeno (O)

Possono combinarsi per dare

H2O o H2O2

rapporti in peso 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

Protossido N2O 1.000 0.571 1

Ossido NO 1.000 1.142 2

Anidr.Nitrosa N2O3 1.000 1.713 3

Ipoazotite NO2 1.000 2.284 4

Anidr.Nitrica N2O5 1.000 2.855 5

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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 = OssigenoO2 = 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 diebollizione; 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) altresostanze esattamente allo stesso modo.

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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 AriaIn generale le soluzioni liquide e gassose.

STATI DELLA MATERIA

• Le sostanze si presentano nei tre stati:

SOLIDO LIQUIDO GASSOSO

Es: H2O

• Gas: è un fluido:– Non ha una forma definita– Non ha un volume definito

• Liquido: è un fluido– Non ha una forma definita– Ha un volume definito

• Solido: non è un fluido– Ha forma e – Volume definiti

Queste sono osservazioni macroscopiche.

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Particella Massa (g) Massa (u) Carica

Elettrone 9.109534 ⋅ 10-28 5.486 ⋅ 10-4 1-

Protone 1.672649 ⋅ 10-24 1.007276 1+

Neutrone 1.674954 ⋅ 10-24 1.008665 0

u o a.m.u. = unità di massa atomica; 1 u = 1.6605665 ⋅ 10-24 g.

STRUTTURA ATOMICA

Gli atomi sono costituiti da particelle subatomiche:

1) Protoni 2) Neutroni3) Elettroni

Due proprietà importanti di queste particelle sono le loro masse relative e le loro cariche.

Nucleoni

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 U238

92U

235

92

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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.

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 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

C12

6

C12

6

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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.

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Esempio:

H2O è formata da 2H + O

1 molecola 2 atomi 1 atomo1 dozzina 2 dozzine 1 dozzina

6.02 ⋅ 1023 molecole 12.04 ⋅ 1023 atomi 6.02 ⋅ 1023 atomi

1 mol 2 mol 1 mol

18 g di H2O 2.0 g di H 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

4.46%)%(100%

5.25..

100..%

1.28..

100..%

=+−=

=⋅

=

=⋅

=

ClKO

MP

APCl

MP

APK

Cl

K

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• 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:

341.401.12

14.52

.A.P

%C

C

==

04.13008.1

14.13

..

%==

HAP

H

170.200.16

72.34

..

%==

OAP

O

Moli di carbonio

Moli di idrogeno

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 C13.04 mol di H2.170 mol di O

C4.341H13.04O2.170

Dividendo per il valore più piccolo

1009.6000.2

170.2

170.2

170.2

04.13

170.2

341.4 OHCOHC = cioè (C2H6O)n

n si determina se con una diversa esperienza si determina il P.M. del composto.

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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 P.A.= 196.97 densità = 19.3

323

23atomo1

3

mol1

cm1069.110022.6

2.10V

cm2.103.19

97.196V

−⋅=⋅

=

==

cm1056.2V83

atomo1

−⋅=Raggio atomico =

• Dallo studio delle traiettorie di un fascio di particelle α

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 protoniLi = 3 protoni

( )+242 He

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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 N° d’onda

E = hν h = costante di Plank = 6.626⋅ 10-34 J⋅s

λν

c=

c

ν

λν ==

1

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• Se la differenza di cammino ottico corrisponde ad un numero interodi lunghezze d’onda (nλ) si produce una interferenza positiva el’intensità è massima nel punto P.

Sovrapposizione, interferenza

ONDA 1

ONDA 2

RISULTANTE

Differenza di cammino ottico

FINE

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MODELLO ATOMICO DI BOHR - 1913 –

• Per modello si intende una ipotesi di lavoro capace di spiegare irisultati sperimentali quantitativamente e di suggerire nuoveesperienze. Il modello è accettabile finché i risultati delle nuoveesperienze non siano in contrasto con esso.

• Secondo la teoria elettromagnetica classica una carica in movimento,che si muove nel campo elettrico nucleare, dovrebbe irradiareenergia.

• Bohr ipotizzò alcuni stati, chiamati stati stazionari, fra gli infinitipossibili, nei quali l’elettrone poteva muoversi senza emettereenergia.

• Il valore del momento angolare (raggio (r) per quantità di moto (m⋅v)) doveva essere un multiplo intero della grandezza:

•

π2

h

h = costante di Plank = 6.6262 ⋅ 10-34 J⋅s

mvr risulta quantizzato

• Se consideriamo l’atomo di idrogeno H:• 2° principio della dinamica:

f = m ⋅ a

f = forza di attrazione coulombiana e = carica dell’elettronefra nucleo ed elettrone:

• poiché a centripeta nel moto circolare

π2

hnmvr =(a)

mvr = momento angolare

m = massa elettroner = raggio dell’orbitav = velocità dell’elettronen = N° intero (N° quantico principale) = 1,2,3,4,…

2

2

r

ef =

r

va

2

=

r

mv

r

e2

2

2

= ricavando v dalla (a) e sostituendo si ottiene:

22

22

4 me

hnr

π=

r è quantizzato

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per n = 1 r = 0.529 Å = raggio di Bohrn = 2 r = 2.12 Å n = 3 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:

Energia cinetica:

r

eV

2

−=

r

emvT

22

1 22 ==

r2

e

r2

e

r

eTVE

222

−=+−=+=

Sostituendo il valore di r trovato prima:2

42

2

21

h

me

nEn

π⋅−=

n = 1, 2, 3…E = quantizzata

poiché ε = h ν

−=

−==

−=

−==

2

2

2

1

2

2

2

1

3

42

2

2

2

1

3

42

12

n

1

n

1R

n

1

n

1

ch

me2

c

poiché

n

1

n

1

h

me2

h

EE

h

πν

νν

πεν

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 energiainterna (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.

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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 principalel = 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 campomagnetico esterno mostra suddivisioni in 2 o 3 componenti delle varierighe a seconda della direzione del campo.

• m = 0, ±1, ±2,…± l = numero quantico magnetico

= numero quantico di spin

legato alla rotazione dell’elettrone intorno al proprio asse.

2

1,

2

1−+=sm

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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

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DUALISMO ONDA – PARTICELLA

mc

hcmchE ====

νλν 2 per i fotoni

De Broglie postulò che per un elettrone si potesse scrivere:

mv

h=λ 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 (vedi interferenza)

rmv

nhπ2=

π2

nhmvr =Da cui:

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)π2

hpr ≥∆⋅∆ h = costante di Plank = 6.6262 ⋅10-34 J⋅s

La (1) vale solo nel mondo microscopico:poiché p = m v ∆p = m ∆v

m2

hvr

.π≥∆⋅∆

Se ∆v = ±106 cm/sec essendo m = 9⋅10-28 g ≅ 10-27

∆r risulta ≅ 50 Å cioè 10 volte > della dimensione di 1 atomo

Se cerchiamo di diminuire ∆r diminuendo λ della radiazione usata perindividuarlo, aumenta p e quindi ∆v.

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• 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

• Rappresenta in tre dimensioni l’onda stazionaria associata all’elettrone.

• Le soluzioni sono funzioni ψ (f. d’onda) rappresentabili graficamente.

• Delle infinite soluzioni, ψ, vengono accettate:- 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:

∫∫∫ = 12dvψ

( )

∂

∂+

∂

∂+

∂

∂=∇

=−+∇

2

2

2

2

2

22

2

22 0

8

zyx

VEh

mψ

πψ

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 orbitali sl = 1 orbitali p l = 2 orbitali dl = 3 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.

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n l m N°

orbit.

Simbolo

1 0 0 1 1 s

2 0

1

0

-1,0,+1

1

3

2 s

2 p

3 0

1

2

0

-1,0,+1

-2,-1,0,+1,+2

1

3

5

3 s

3 p

3 d

4 0

1

2

3

0

-1,0,+1

-2,-1,0,+1,+2

-3,-2,-1,0,+1,+2,+3

1

3

5

7

4 s

4 p

4 d

4 f

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

5 s

5 p

5 d

5 f

----

6 0

1

----

0

-1,0,+1

-----

1

3

---

6 s

6 p

----

7 0 0 1 7 s

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.

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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).

=∑= smS massimo

Na Z = 11 1s2, 2s2, 2p6, 3s1

Co Z = 27 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d7

PROPRIETA’ MAGNETICHE

• DIAMAGNETISMOTutti gli elettroni sono appaiati ( ). Non dipende dalla temperatura della sostanza nè dall’ intensità del campo. Debolmente respinta dal campo magnetico.

• PARAMAGNETISMOUno o più elettroni sono spaiati ( ). La sostanza viene attratta da un campo magnetico (esterno, non omogeneo).

• FERROMAGNETISMOUno o più elettroni spaiati. La sostanza viene fortemente attratta da un campo esterno.

∑ ≠ 0sm

∑ = 0sm

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FINE

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SISTEMA PERIODICO

• Le proprietà degli elementi dipendono dal numero di elettroni presenti sullostrato periferico.

• Quindi elementi diversi, nei quali sia presente nello strato periferico lo stessonumero di elettroni, hanno un comportamento chimico simile.

• In uno stesso strato al crescere di Z si verifica una variazione graduale delcomportamento chimico.

• Oltre il comportamento chimico anche molte proprietà fisiche varianogradualmente 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 immediatamentesottostante.

c) coeff. 1 per gli elettroni degli strati più interni.

d) Se lo strato esterno è completo (gas nobili): 0.85 per questi elettroni e 1per 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 sonoraggruppati nella parte sinistra della tavola, i secondi nella partedestra.

� All’interno di ciascun gruppo si accentua il carattere metallicopassando dagli elementi più leggeri ai più pesanti.

� Gli elementi del 1° piccolo periodo non – metallici hanno latendenza a formare legami multipli.

� Gli elementi metallici del 1° piccolo periodo hanno analogie dicomportamento con gli elementi del 2° piccolo periodo e delgruppo 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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ELETTRONEGATIVITA’

Costituisce una misura della capacità di un atomo di trattenere i propri elettroni periferici.

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ai EEE

+= 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.

∆=− 10.01.2aX

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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- ⇔ SO3

2- + H+

Base:

E’ una specie chimica che in soluzione acquosa da uno o più ioni idrossonio.Possono essere mono o poliacide:

NaOH → Na+ + OH- monoacidaCa(OH)2 → Ca2+ + 2OH- 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+ + ClO4

-

base acido acido baseione acidioacetato

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+ Ei aumento dell’energia +496 kJ ⋅mol-1

Cl- Ea abbassamento dell’energia -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 glielettroni vengono condivisi: ogni orbitale 1s è in un certo senso completo. Glielettroni risultano accoppiati.

H• + •H → H •• Hoppure

H — H

La tendenza degli atomi ad acquistare la configurazione elettronica del gasnobile più vicino, spesso può essere usata per prevedere il numero di legamicovalenti che un atomo potrà formare (regola dell’ottetto).

Nell’esempio sopra: 2e per ogni H che raggiungono la configurazioneelettronica dell’He.

Il legame covalente può esistere tra atomi uguali, es: Cl – Cl , H – H ecc. (legameomeopolare).

Nella maggior parte dei casi si ha la formazione di un legame parzialmenteionico. In questi casi la differente elettronegatività fa si che la coppia elettronicadi legame sia decentrata ma non completamente, sull’atomo piùelettronegativo.

δ+ δ-

H •• 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+

δ-O • polareHδ+

δ- δ+ δ-O = C = O non polare

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H raggiunge He e il Cl raggiunge l’Ar

Il legame formato dallacondivisione di una coppiadi 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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