PERCHÉ STUDIARE LA CHIMICA. La chimica studia la composizione e le proprietà della materia e i cambiamenti cui quest ultima va incontro.

Transcript

1 1 PERCHÉ STUDIARE LA CHIMICA La chimica studia la composizione e le proprietà della materia e i cambiamenti cui quest ultima va incontro. Cucinare Digestione Chimica: scienza centrale Respirazione Combustione Funzionamento dei motori a scoppio La chimica è alla base dei processi vitali e tecnologici Pregiudizi sulla chimica: difficile incomprensibile sporca inquinante responsabile dei problemi ambientali

2 2 MATERIA: tutto ciò che possiede massa e occupa spazio Proprietà: caratteristiche che permettono di distinguere un campione di materia da un altro COMPOSIZIONE: descrive le proporzioni relative delle parti o delle componenti di un campione di materia Proprietà fisiche: proprietà che il campione presenta senza modificare la propria composizione Cambiamento fisico: altera le proprietà fisiche, senza modificare la composizione Proprietà chimiche: capacità di un campione di subire variazioni di composizione in determinate condizioni. Cambiamento chimico (reazione chimica): uno o più campioni di materia sono convertiti in nuovi campioni di composizione differente

3 3 CLASSIFICAZIONE DELLA MATERIA Sostanze pure: sistemi omogenei caratterizzati da una composizione definita e costante, indipendente dal modo di preparazione. Elemento: sostanza pura costituita da un unica specie di particelle, dette atomi Ferro Argento Oro Carbonio Azoto Composto: sostanza pura costituita da due o più elementi chimici che si combinano in un rapporto fisso e costante Miscele di sostanze pure: presentano composizioni variabili e i rispettivi componenti possono essere separati tramite metodi fisici (ad es. filtrazione) omogenee: le proprietà chimiche e fisiche sono omogenee e costanti in tutto il campione (ad es. soluzioni, aria) eterogenee: le proprietà chimiche e fisiche non sono uniformi all interno nel campione (ad es. latte, olio in acqua, rocce)

4 4 ELEMENTI Sono sostanze costituite da un unica specie di particelle, dette atomi. Gli elementi non possono essere decomposti in sostanze più semplici. 109 elementi 109 tipi di atomi 92 naturali differenti 17 artificiali C: carbonio Na: natrium Li: litio Iniziali dell elemento K: kalium Fe: ferrum Pb: plumbum Cu: cuprum Nomi latini Nomi di composti derivati

5 5 Democrito (VI sec A.C.) Dalton (inizi del XIX sec) Rutheford (1911) ATOMO Nucleo Atomo cm 10-8 cm Elettroni (e - ) Nucleo carica positiva pari a quella degli elettroni che lo circondano corrisponde alla quasi totalità della massa atomica Atomo è elettricamente neutro Densità elevatissima Costituito da due tipi di particelle subnucleari Protoni (p) m = kg c = C Neutroni (n) m = kg c= 0 C

6 6 Z = numero atomico = numero di protoni presenti nel nucleo Z elemento Tutti gli atomi dello stesso elemento hanno lo stesso numero atomico H 1 p Z = 1 Fe 26 p Z = 26 Na 11 p Z = 11 U 92 p Z = 92 S 16 p Z = 16 11Na 16S 92U Atomo è elettricamente neutro c (elettrone) = - c (protone) Numero degli elettroni che si muovono attorno al nucleo coincide con Z Le proprietà chimiche (reattività) degli elementi dipendono dal numero e dalla disposizione degli elettroni n elettroni = n protoni (Z) reattività dipende da Z

7 7 Z è costante per ogni elemento, mentre n dei neutroni può essere differente H Z = 1 su atomi nucleo 1p 15 nucleo 1p + 1n Ne Z = 10 su atomi nucleo 10p+10n 300 nucleo 10p+11n 8800 nucleo 10p+12n A = numero di massa = somma del numero di protoni e neutroni che costituiscono il nucleo H atomi con Z=1, A=1 15 atomi con Z=1, A=2 Ne atomi con Z=10, A=20, 300 atomi con Z=10, A=21, 8800 atomi con Z=10, A=22 ISOTOPI: sono atomi caratterizzati dallo stesso Z (stesso A=1 Z=1 elemento), ma da diverso A H (99.85 %) A=2 Z=1 H (0.15 %) Abbondanza relativa dell isotopo

8 8 Un atomo che perde elettroni non è più elettricamente neutro ed è detto ione. Ione medesimo A e Z atomo diverso numero di e - Ione positivo o catione: n e - < n p (Z) Perdita di elettroni Na Z = 11 A = 23 n e - = Na + Z = 11 A = 23 n e - = 10 Ione negativo o anione: n e - > n p (Z) Acquisto di elettroni 19 F 9 Z = 9 A = 19 n e - = 9 19 F - 9 Z = 9 A = 19 n e - = 10

9 9 COMPOSTI CHIMICI Sono sostanze pure formate da almeno due elementi chimici che si combinano in un rapporto fisso e costante. Molecola di acqua è costituita da 1 atomo di O e da 2 atomi di H Cloruro di sodio è costituito da ioni Na + e Cl - in numero uguale Legge delle proporzioni definite e costanti Gli atomi degli elementi che costituiscono un composto chimico interagiscono fra loro in modo specifico formando legami chimici H 2 (g) + O 2 (g) miscela di gas reagiscono Si combinano formando legami H 2 O liquido limpido inodore incolore I composti chimici possono essere decomposti solamente tramite mezzi chimici, che consentono di rompere i legami fra gli atomi del composto.

10 10 Composizione di una sostanza chimica Tipo di atomi che la costituiscono ed il loro rapporto reciproco formula chimica La formula chimica di una sostanza è costituita dalla combinazione dei simboli degli elementi che la compongono, ciascuno dei quali porta al pedice il numero relativo di atomi presenti nella sostanza Acqua H 2 O Formata da idrogeno e ossigeno 2 atomi di idrogeno si combinano con 1 atomo di ossigeno NH 3 H 2 SO 4 (acido solforico) NaCl Un composto chimico può essere costituito da atomi che si uniscono a formare molecole (composto molecolare) atomi che si uniscono a formare strutture estese nello spazio (composto polimerico) ioni di carica opposta che interagiscono elettrostaticamente (composto ionico)

11 11 COMPOSTI MOLECOLARI Molecola: raggruppamento definito, distinto ed elettricamente neutro di atomi legati, che può essere identificato come entità a se stante Il legame fra gli atomi di una molecola è basato sulla condivisione reciproca di una o più coppie di elettroni ed è detto legame covalente. H 2 O NH 3 (ammoniaca) CH 4 (metano) C 6 H 12 O 6 Formule molecolari Il pedice indica il numero di atomi di ciascun elemento presente nella molecola C 6 H 12 O 6 6 atomi di C 12 atomi di H 6 atomi di O La formula minima (o empirica) riporta gli elementi costitutivi del composto ed il loro rapporto relativo Formula molecolare Formula minima C 6 H 12 O 6 Glucosio CH 2 O CH 3 COOH Acido acetico CH 2 O

12 12 COMPOSTI MOLECOLARI Gli atomi di una molecola sono disposti in modo specifico. Formula di struttura: gli atomi sono rappresentati dai rispettivi simboli chimici, mentre i legami sono rappresentati come segmenti che congiungono gli atomi. O N H H H H H H H C H H È una rappresentazione semplice e compatta Modello a sfere e bastoncini: gli atomi sono rappresentati da piccole sfere, mentre i legami sono rappresentati come bastoncini che congiungono gli atomi. Modello a sfere piene: gli atomi sono rappresentati come sfere tangenti di dimensioni differenti. Fornisce una corretta rappresentazione tridimensionale, ma è scomoda da utilizzare

13 13 COMPOSTI IONICI Sono formati da ioni di carica opposta tenuti insieme da interazioni elettrostatiche, dette legame ionico Sale da cucina cloruro di sodio Na - 1 e - Na + ione sodio Ioni monoatomici Cl + 1 e - Cl - ione cloruro I composti ioni sono solidi cristallini, in cui ogni catione è circondato da un numero fisso e costante di anioni e viceversa, dando origine ad struttura regolare estesa nelle tre dimensioni I solidi ionici non contengono molecole distinte Molecola H 2 O esiste Molecola NaCl non esiste

14 14 Poiché i solidi ionici sono elettricamente neutri ed il rapporto fra il numero di anioni e cationi è costante, la loro composizione è espressa mediante l unità formula o formula minima, che indica il numero relativo di ioni presenti in funzione di quello più piccolo Cloruro di sodio NaCl 1 ione Na + ogni ione Cl - Cloruro di calcio CaCl 2 1 ione Ca 2+ ogni 2 ioni Cl - Solfuro di sodio Na 2 S 2 ioni Na + ogni ione S 2- Carbonato di calcio CaCO 3 1 ione Ca ogni ione CO 3 Solfato di ammonio (NH 4 ) 2 SO 4 2 ioni NH ogni ione SO 4 Gli ioni poliatomici sono costituiti da più atomi legati fra loro tramite legami covalenti e sono in possesso di una carica complessiva diversa da zero + H H N H H ione ammonio n e - = 10 contro (7+ 4 x 1) = 11 e - della molecola neutra CO 3 2- ione carbonato PO 4 3- ione fosfato

15 15 NUMERO O STATO DI OSSIDAZIONE È il numero di elettroni che un atomo cede, acquista o comunque utilizza per unirsi ad altri atomi per formare i composti chimici Al s.o. pari a 0 Na s.o. pari a 0 H 2 s.o. pari a 0 Lo stato di ossidazione delle sostanze elementari è sempre zero Na + s.o. = +1 Ca 2+ s.o. = +2 Al 3+ s.o. = +3 F - s.o. = -1 O 2- s.o. = -2 S 2- s.o. = -2 Lo stato di ossidazione di uno ione monoatomico coincide con la carica reale dello ione Lo stato di ossidazione degli elementi nei composti covalenti coincide con la carica assunta formalmente da ciascun atomo quando tutti gli elettroni di legame sono attribuiti all atomo più elettronegativo fra i due uniti dal legame

16 16 DETERMINAZIONE DELLO STATO DI OSSIDAZIONE Lo stato di ossidazione di un atomo in un elemento è sempre 0 Na Cl 2 P 4 La somma algebrica degli stati di ossidazione degli elementi presenti in una molecola o in un unità formula è sempre 0 H 2 O NaCl Al 2 O 3 so = +1 so= -2 2 (+1) + 1 (-2) = 0 so = +1 so= -1 1 (+1) + 1 (-1) = 0 so = +3 so= -2 2 (+3) + 3 (-2) = 0 La somma algebrica degli stati di ossidazione degli elementi presenti in uno ione poliatomico è pari alla sua carica, sia per segno che per valore assoluto NH 4 + so = -3 so= +1 4 (+1) + 1 (-3) = +1 NO 3 - so = +5 so= -2 1 (+5) + 3 (-2) = -1 SO 4 2- so = +6 so= -2 1 (+6) + 4 (-2) = -2

17 17 Il massimo stato di ossidazione di un elemento coincide con il numero del gruppo della Tavola Periodica di cui fa parte Na gruppo IA stato di ossidazione massimo +1 Mg gruppo IIA stato di ossidazione massimo +2 C gruppo IVA stato di ossidazione massimo +4 Cl gruppo VIIA stato di ossidazione massimo +7 Nella maggioranza dei composti chimici, l idrogeno ha stato di ossidazione +1 NH 3 so = -3 so= +1 3 (+1) + 1 (-3) = 0 In numero di ossidazione degli elementi del Gruppo VII A (alogeni) è sempre -1, tranne quando sono legati all ossigeno o ad un altro alogeno più in alto nel gruppo. KBr ClO 4 - so = +1 so= -1 1 (+1) + 1 (-1) = 0 so = +7 so= -2 1 (+7) + 4 (-2) = -1 Lo stato di ossidazione del fluoro è -1

18 18 Nella maggioranza dei composti chimici, l ossigeno ha stato di ossidazione -2 CO 2 2- SO 3 so = +4 so= -2 1 (+4) + 2 (-2) = -2 so = +6 so= -2 1 (+6) + 3 (-2) = 0 L ossigeno ha stato di ossidazione -1 solamente nei perossidi H 2 O 2 so = +1 so= -1 2 (+1) + 2 (-1) = 0 Nei composti binari con i metalli, gli elementi dei gruppi V, VI e VII hanno sempre stato di ossidazione so = n gruppo 8 Gruppo V = 5 8 = -3 NH 3 N so -3, H so +1 Gruppo VI = 6 8 = -2 Na 2 S S so -2, Na so +1 Gruppo VII = 7 8 = -1 NaI I so -1, Na so +1

19 19 NOMENCLATURA CHIMICA Nome Formula chimica nome volgare (acqua, zucchero, sale) nome sistematico Sale da cucina NaCl cloruro di sodio Ci dice che è formato da ioni Na + e Cl - in rapporto 1 a 1 La nomenclatura sistematica si basa su alcune regole base a) Ioni monoatomici - cationi: nome dell elemento preceduto da ione H + ione idrogeno Na + ione sodio Ca 2+ ione calcio Cu + Cu (I) ione rame uno (oppure ione rameoso) Cu 2+ Cu (II) ione rame due (oppure ione rameico) Fe 2+ Fe (II) ione ferro due (oppure ione ferroso) Fe 3+ Fe (III) ione ferro tre (oppure ione ferrico)

20 20 - anioni: suffisso uro al nome dell elemento, preceduto da ione Cl - ione cloruro Br - ione bromuro S 2- ione solfuro Eccezione: O 2- ione ossido b) ioni poliatomici: - cationi: suffisso onio al nome della molecola o dell elemento, preceduto da ione NH 3 + H + NH + 4 ione ammonio 2- CO 3 3- PO 4 2- SO 3 2- SO 4 - NO 2 - NO 3 - anioni nomenclatura sistematica nomenclatura storica ione tri ossi carbonato (IV) ione carbonato 3 ioni ossido stato di ossidazione di C ione tetraossifosfato (V) ione fosfato ione triossisolfato (IV) ione solfito ione tetraossisolfato (VI) ione solfato ione biossinitrato (III) ione nitrito ione triossinitrato (V) ione nitrato - HCO 3 ione idrogenocarbonato ione bicarbonato - HSO 4 ione idrogenosolfato ione bisolfato

21 21 c) composti ionici (sali): nome dell anione seguito da quello del catione NaCl cloruro di sodio KBr bromuro di potassio NH 4 Cl cloruro di ammonio NaNO 3 nitrato di sodio FeCl 2 cloruro di Fe(II) o cloruro ferroso FeCl 3 cloruro di Fe(III) o clururo ferrico NaHCO 3 idrogeno carbonato di sodio o bicarbonato di sodio KH 2 PO 4 diidrogeno fosfato di potassio o fosfato acido di potassio Na 2 CO H 2 O carbonato di sodio decaidrato. KNaCO 3 carbonato doppio di potassio e sodio Individuare il nome di BaSO 4 CrCl. 3 6 H 2 O individuare il catione e l anione determinare la carica del catione (se l elemento può formare più cationi) individuare la presenza di molecole di H 2 O di cristallizzazione ed il loro numero dare il nome

22 22 COMPOSTI MOLECOLARI Il loro nome è simile a quello dei composti ionici si indica per primo il 2 elemento della formula, che prende il suffisso uro (tranne per ossigeno, che diventa ossido) si indica per secondo il 1 elemento della formula senza modificarlo si specifica il numero di atomi di ciascun elemento usando i seguenti prefissi il prefisso mono non si usa per il 1 elemento della formula

23 23 nomenclatura sistematica nomenclatura classica CO monossido di carbonio ossido di carbonio CO 2 diossido di carbonio anidride carbonica N 2 O ossido di diazoto ossido nitroso NO ossido di azoto PH 3 triidruro di fosforo fosfina PCl 3 tricloruro di fosforo SF 6 esafluoruro di zolfo SO 2 diossido di zolfo anidride solforosa SO 3 triossido di zolfo anidride solforica P 2 O 3 triossido di difosforo anidride fosforosa P 2 O 5 pentossido di difosforo anidride fosforica Scrivere la formula molecolare di trisolfuro di boro tetracloruro di silicio tetrafluoruro di zolfo

24 24 NOMENCLATURA DEGLI ACIDI Acido: molecola costituita da uno o più ioni H +, legati ad un anione (X n- ) e che, sciolta in acqua, libera H + (definizione molto parziale) a) Acidi binari H n X X n- : non contiene ossigeno nomenclatura tradizionale nomenclatura sistematica HF acido fluoridrico fluoruro di idrogeno HCl acido cloridrico cloruro di idrogeno H 2 S acido solfidrico solfuro di idrogeno a) ossiacidi:composti di idrogeno con anioni poliatomici contenenti ossigeno H n X X n- : contiene ossigeno nomenclatura tradizionale nomenclatura sistematica H 2 SO 4 acido solforico acido tetraossosolforico (VI) (anione solfato) H 2 SO 3 acido solforoso acido triossosolforico (IV) (anione solfito) HNO 3 acido nitrico acido triossonitrico (V) (anione nitrato) HNO 2 acido nitroso acido diossonitrico (III) (anione nitrito)

25 25 NOMENCLATURA DEGLI IDROSSIDI Idrossido: composto ternario costituito da un metallo, ossigeno e idrogeno, che una volta disciolto in acqua, libera ioni OH - (definizione molto parziale) M n (OH) m M = metallo OH - = ione idrossido nomenclatura tradizionale nomenclatura sistematica KOH idrossido di potassio idrossido di potassio Mg(OH) 2 idrossido di magnesio idrossido di magnesio Fe(OH) 2 idrossido ferroso idrossido di Fe(II) Fe(OH) 3 idrossido ferrico idrossido di Fe(III)

26 26 MASSA ATOMICA Non può essere determinata sommando le masse delle particella che costituiscono l atomo. Le masse atomiche sono definite in rapporto ad un atomo scelto come riferimento 12 C la cui massa atomica è stata posta esattamente uguale a 12 Unità di Massa Atomica (u.m.a.) 1 u.m.a. = 1/12 della massa di un atomo di 12 C massa di 1 H = uma massa di 13 C = uma volte quella di volte quella di 1/12 della massa di un 1/12 della massa di un atomo di 12 C atomo di 12 C

27 27 Massa atomica di C = uma Abbondanza relativa 12 C 98.89% 13 C 1.01% 14 C tracce A = 12 Z = 6 A = 13 A = 14 La massa atomica di un elemento costituito da più isotopi è data dalla media pesata delle masse atomiche dei singoli isotopi. C = ( ) + ( ) = uma Abbondanza relativa Abbondanza relativa 1 H uma % 2 H (D) uma 0.015% 63 Cu uma 69.09% 65 Cu uma 30.91% H = uma Cu = uma Reazioni coinvolgono un numero enorme di atomi Isotopi hanno la stessa reattività È estremamente comodo considerare che gli elementi siano costituiti da un unico tipo di atomi con massa atomica pari alla media pesata di quelle dei corrispondenti isotopi

28 28 Massa molecolare: massa di una molecola, data dalla somma delle masse atomiche degli atomi costituenti I 2 H 2 CH 4 H 2 O massa molecolare = = uma massa molecolare = = uma massa molecolare = (1.008) = uma massa molecolare = (1.008) = uma H 2 SO 4 massa molecolare = 2 (1.008) (15.999) = uma Massa formula: massa di un unità formula, data dalla somma delle masse atomiche degli atomi costituenti NaCl massa formula = = uma K 2 Cr 2 O 7 massa formula = 2 (39.10) + 2 (51.996) + 7 (15.999) = uma

29 29 MOLE Mole: quantità di sostanza che contiene tante unità chimiche elementari (atomi, ioni, gruppi di ioni, molecole), quanti sono gli atomi contenuti in 12 gr esatti di 12 C Numero (o costante) di Avogadro (N A )= mol -1 N A mol -1 Mole: unità di misura della quantità di sostanza 1 mole di C atomi di C 1 mole di Fe atomi di Fe 1 mole di H 2 O molecole di H 2 O 1 mole di NaCl ioni Na + e ioni Cl - 1 mole di SiO atomi di Si e atomi di O 1 mole di piselli piselli 1 mole di H atomi di H (1 mole di atomi di H) 1 mole di H molecole di H 2 (1 mole di molecole di H 2 ) Quantità di sostanza Massa di sostanza 1 mole contiene sempre N A particelle 1 kg contiene un numero di particelle diverso a seconda delle sostanze considerate

30 30 Mole: in una reazione chimica si ragiona sempre sul numero relativo di particelle che reagiscono C + O 2 CO 2 equazione chimica - 1 atomo di C reagisce con 1 molecola di O 2 per dare 1 molecola di CO 2 oppure - 1 mole di atomi di C reagisce con 1 mole di molecole di O 2 per dare una mole di molecole di CO 2 N A = mol -1 Massa in grammi di una mole (massa molare) di qualsiasi sostanza è espressa dallo stesso numero che ne esprime massa atomica, molecolare o formula

31 C H 2 O C 6 H 12 O 6 NaCl massa atomica = uma massa molare = gr/mol massa molecolare = uma massa molare = gr/mol massa molecolare = uma massa molare = gr/mol massa formula = uma massa molare = gr/mol Massa molare: massa di una mole di particelle di una qualsiasi Misura di massa (pesata) sostanza espressa in gr. Si ricava dalla somma delle masse molari degli elementi costitutivi 31 Quantità di sostanza (non misurabile direttamente) Massa campione = massa molare x numero di moli Relazione chiave per poter studiare quantitativamente le razioni chimiche 1 mole di 12 C 12 gr N A atomi di 12 C 1 uma = Massa atomica di 12 C/12 1 uma = /12 = gr Massa atomica di 12 C 12/( ) = gr

32 32 TEORIA ATOMICA - quantizzazione dell energia: l energia non è continua, ma è costituita da unità discrete, dette quanti - duplice natura (ondulatoria e corpuscolare) della radiazione elettromagnetica - onda costituita da un campo magnetico ed uno elettrico oscillanti con frequenza ν, lunghezza d onda λ e velocità c - radiazione è costituita da particelle dette fotoni, con energia E = h ν - proprietà ondulatorie della materia (in particolare degli elettroni che possono essere descritti sia come particelle materiali che come onde) - principio di indeterminazione di Heisemberg x (mv) h/4π h = J s costante di Plank L incertezza (errore) associata alla determinazione contemporanea della quantità di moto (mv) e della posizione di un corpo in movimento è uguale o superiore a h/4π

33 33 - Il principio di indeterminazione di Heisemberg è trascurabile a livello macroscopico, ma è fondamentale a livello microscopico Non è possibile conoscere contemporaneamente con precisione la posizione e la velocità (e quindi l energia, data dalla somma di quella cinetica e potenziale) di un elettrone in atomo Posizione quantità di moto Elettrone accuratezza elevata incertezza elevata incertezza elevata accuratezza elevata Dal momento che gli elettroni negli atomi occupano stati a energia costante (e misurabile), detti stati stazionari, non è possibile conoscere con esattezza la loro posizione E posizione Una volta nota l energia dell elettrone, è possibile calcolare la probabilità di trovare in un certo punto dello spazio

34 34 MECCANICA ONDULATORIA (De Broglie-Schröedinger) - Modello ondulatorio dell atomo costruito sulla base delle proprietà ondulatorie della materia e dell elettrone in particolare L elettrone in un atomo può essere descritto come una onda stazionaria, cioè racchiusa in uno spazio definito 1) λ = 2 L/1 = 2 L 2) λ = 2 L/2 = L 3) λ = 2 L/3 4) λ = 2 L/4 = L/2 λ = 2 L/n con n = 1, 2, 3 Sono possibili solo alcune λ Da tale relazione consegue che ν = c/λ = c/ (2 L/n) E= h ν = h c/λ = hc/ (2 L/n) L energia (E) di una onda stazionaria è quantizzata

35 35 L elettrone viene descritto come un onda stazionaria tridimensionale, racchiusa in uno spazio finito, e come tale la sua energia è quantizzata. 2 Ψ x Ψ y Ĥ Ψ = E Ψ Ψ z 2 8π + h Equazione d onda o Equazione di Schröedinger 2 2 m (E V) Ψ = E = energia totale di e - V = energia potenziale di e - 0 Ψ - risoluzione dell equazione d onda - funzione d onda orbitale - funzione delle coordinate spaziali dell elettrone (x, y, z) - ad ognuna delle infinite Ψ, soluzioni dell equazione d onda, corrisponde un determinato valore di energia Ψ 1 E 1 Ψ 2 E 2 Ψ n E n - ad ogni orbitale è associato un preciso valore di energia Risolvendo l Equazione d onda è possibile calcolare le possibili energie (stati stazionari) dell elettrone nell atomo NB: l equazione d onda è risolvibile esattamente solo per l atomo di idrogeno e gli atomi idrogenoidi (n e - = 1) L equazione d onda di atomi polielettronici non è risolvibile esattamente, ma solo in modo approssimato

36 36 SIGNIFICATO FISICO DEGLI ORBITALI una funzione d onda Ψ (orbitale) non descrive un orbita elettronica, poichè, a causa del Principio di Indeterminazione di Heisemberg, se è nota con precisione l energia dell elettrone (misurabile sperimentalmente) non può essere nota la sua posizione il valore del quadrato della funzione d onda (Ψ 2 ), calcolato in un punto di coordinate (x, y, z) rappresenta la probabilità di trovare l elettrone in tale punto Ψ 2 (x, y, z) è proporzionale alla probabilità di trovare l elettrone nel punto (x, y, z) Ψ 2 dτ = probabilità di trovare l elettrone un volume di spazio dτ Ψ 2 dτ = probabilità di trovare l elettrone in un volume di spazio finito Ψ 2 (x, y, z) è proporzionale alla densità di carica nel punto di coordinate (x, y, z)

37 37 ATOMO DI IDROGENO L equazione d onda può essere risolta in modo esatto Valori di energia accessibili all elettrone Ψ che descrivono la distribuzione elettronica nello spazio La funzione d onda viene generalmente espressa in coordinate angolari Ψ (r, θ, ϕ) = R (r) Y (θ, ϕ) R (r) = parte radiale, che dipende solo dalla distanza da nucleo Y (θ, ϕ) = parte angolare Ogni orbitale (funzione d onda Ψ) è individuato da una terna di numeri, detti numeri quantici Orbitale (funzione d onda Ψ) terna di numeri quantici Numero quantico principale n (1 < n < ) - individua l energia dell orbitale E -1/n 2 - legato alle dimensioni dell orbitale n piccolo e - vicino al nucleo orbitale piccolo n grande e - lontano dal nucleo orbitale grande

38 Numero secondario o azimutale l (0 l n-1) n = 1 l = 0 n = 2 l = 0 l = 1 - è in relazione con la forma della distribuzione elettronica descritta dall orbitale 38 Numero magnetico m l (-l m l +l) l = 0 m l = 0 l = 1 m l = +1 m l = 0 m l = -1 - è in relazione con l orientazione della distribuzione elettronica descritta dall orbitale

39 39 Gli orbitali sono indicati con lettere differenti a seconda del valore di l l = 0 orbitale s l = 1 orbitale p l = 2 orbitale d l = 3 orbitale f La forma degli orbitali è costante, mentre le loro dimensioni crescono al crescere di n

40 40 RAPPRESENTAZIONE ORBITALICA Variazione della probabilità di trovare l elettrone in funzione della distanza dal nucleo. Poiché essa tende asintoticamente a 0, l orbitale non ha dimensioni finite Distribuzione di probabilità radiale: descrive la variazione della probabilità di trovare l elettrone in un guscio sferico di spessore dr costante in funzione della distanza dal nucleo Per chiarezza, gli orbitali sono rappresentati da superfici di contorno (con valori di Ψ 2 costanti), che racchiudono un volume di spazio nel quale la probabilità di trovare l e - è pari al 90%. L orbitale è la regione di spazio, delimitata da una superficie a Ψ 2 costante, all interno della quale la probabilità di trovare l e - è pari al 90% (cioè contiene il 90% della densità di carica)

41 41 Orbitali s: sfere di raggio crescente col valore di n Orbitali p: - presenti per n 2 (l = 1) - forma bilobata - sono tre, uno per ogni valore di m l (+1, 0, -1) - hanno diversa orientazione spaziale Orbitali d: - presenti per n 3 (l = 2) - forma bilobata - sono 5, uno per ogni valore di m l (+2, +1, 0, -1, -2) - hanno forma ed orientazione spaziale differenti

42 42 L energia dell orbitale dipende da n Orbitali con n uguale ma l ed m l differenti - differenti distribuzioni elettroniche nello spazio - stessa energia (degeneri) Strato o guscio elettronico: insieme di orbitali caratterizzati dallo stesso valore di n Sottostrato o sottoguscio: elettronico insieme di orbitali caratterizzati dallo stesso valore di n (degeneri) ed l (ad esempio 2p e 3d) Un elettrone è identificato dalla terna di numeri quantici (n, l e m l ) che identificano l orbitale da lui occupato L unico e - dell atomo di idrogeno può occupare uno qualsiasi di questi orbitali - nello stato fondamentale (energia più bassa), l e - occupa l orbitale 1s - negli stati eccitati (energia più alta di quello fondamentale) l e - occupa un orbitale con energia superiore a quella di 1s

43 43 SPIN ELETTRONICO La rotazione dell elettrone attorno al proprio asse genera un campo magnetico A tale fenomeno è associato un quarto numero quantico, detto numero quantico di spin (m s ). Esso può assumere i valori di 1/2 o -1/2, i quali sono associati ai due versi di rotazione dell elettrone Principio di Esclusione di Pauli: nello stesso atomo non possono esistere 2 elettroni caratterizzati dagli stessi 4 numeri quantici 2 elettroni che occupano lo stesso orbitale hanno n, l, m l uguali m l differenti Nello stesso orbitale si trovano solamente 2 elettroni, i quali devono avere spin opposto

44 44 ATOMI POLIELETTRONICI L energia degli elettroni è data dalla somma di energia cinetica energia potenziale di attrazione elettrostatica nucleoelettrone energia potenziale di repulsione elettrostatica elettroneelettrone Per effetto di quest ultimo contributo (assente negli atomi idrogenoidi, con 1 elettrone) l equazione d onda non è risolvibile esattamente, ma solo in modo approssimato Tale approssimazione consiste nel trattare ogni elettrone come se fosse immerso in un campo elettrostatico dato dalla somma dell attrazione nucleare e dalla media delle repulsioni dovute agli altri elettroni. Gli orbitali così ottenuti sono simili quelli dell atomo di idrogeno e sono detti orbitali idrogenoidi. A parità di atomo, la loro energia dipende sia dal numero quantico n che da quello l (che ne definisce la forma) Atomo di H Atomo polielettronico

45 45 Successione dell energia degli orbitali idrogenoidi L energia degli orbitali idrogenoidi dipende dall atomo considerato e cala al crescere di Z, in quanto aumenta l attrazione elettrostatica del nucleo

46 46 CONFIGURAZIONE ELETTRONICA DI UN ATOMO indica la distribuzione elettronica degli elettroni negli orbitali la configurazione elettronica (dello stato) fondamentale è quella che garantisce all atomo la minima energia. Essa è ricavabile dall applicazione di 1) Principio della minima energia: un elettrone tende ad occupare l orbitale disponibile a energia più bassa 2) Principio di esclusione di Pauli: in un atomo non possono esistere 2 elettroni con tutti e 4 i numeri quantici uguali (a causa di ciò, un orbitale può essere occupato solamente da due elettroni, che devono avere spin opposto) 3) Regola di Hund o della massima molteplicità: quando 2 o più elettroni occupano un insieme di orbitali degeneri, essi tendono ad occuparli singolarmente, disponendosi con spin parallelo Processo di Aufbau (costruzione): procedimento di assegnazione degli elettroni nei vari orbitali atomici, per risalire alla configurazione elettronica degli atomi

47 47 H ) Z = 1 n e - = 1 1 e - nell orbitale 1s 1s 1 è la configurazione elettronica dello stato fondamentale dell atomo di idrogeno La casella (che può essere sostituita con un trattino) rappresenta l orbitale (1s), mentre la freccia indica l elettrone. Elettroni con spin opposto sono rappresentati da frecce aventi direzione opposta He ) Z = 2 n e - = 2 a) orbitale a E più bassa (minima energia) 1s b) 2 e - nell orbitale 1s con spin opposto (principio di Pauli) Configurazione elettronica dello stato fondamentale dell atomo di He

48 48 Li ) Z = 3 n e - = 3 1 e - configurazione elettronica La notazione [He] 2s 1 ha lo scopo di mettere in evidenza la configurazione elettronica dello strato (o guscio) esterno o di valenza. Questa è fondamentale, perché da essa dipende la reattività dell atomo, dal momento che solo gli elettroni di valenza sono coinvolti nella formazione dei legami Be ) Z = 4 n e - = 4 2 e - con spin opposto 1s 2 2s 1 oppure [He] 2s 1 configurazione elettronica degli strati interni configurazione elettronica dello strato (o guscio) esterno o di valenza B ) Z = 5 n e - = 5

49 49 C ) Z = 6 n e - = 6 N ) Z = 7 n e - = 7 O ) Z = 8 n e - = 8 F ) Z = 9 n e - = 9 Ne ) Z = 10 n e - = 10

50 50 TAVOLA PERIODICA DEGLI ELEMENTI gruppo La reattività degli elementi dipende dalla loro configurazione elettronica (esterna) periodo n e - Z Gli elementi nella tavola periodica sono ordinati in ordine di Z crescente

51 51 Gli elementi che appartengono alla stessa riga orizzontale (detta periodo) sono caratterizzati dal progressivo riempimento degli orbitali appartenenti allo stesso guscio elettronico (caratterizzati dallo stesso numero quantico principale n) I periodo H e He gli e - occupano l orbitale 1s II periodo da Li a Ne gli e - occupano gli orbitali con n=2 III periodo da Na a Ar gli e - occupano gli orbitali con n=3 Gli elementi che appartengono alla stessa colonna (detta gruppo) sono caratterizzati dalla stessa configurazione elettronica del guscio di valenza, che si differenzia solamente per il valore di n, che cresce dall alto verso il basso. Essi possiedono la stessa configurazione elettronica del guscio di valenza, che si differenzia solamente per il valore di n, che cresce dall alto verso il basso Gruppo I H 1s 1 Gruppo VII Li [He] 2s 1 F [He] 2s 2 2p 5 Na [Ne] 3s 1 Cl [Ne] 3s 2 3p 5 K [Ar] 4s 1 Br [Ar] 3s 2 3p 5 Rb [Kr] 5s 1 I [Kr] 5s 2 5p 5 Cs [Xe] 6s 1 At [Xe] 6s 2 6p 5

52 52 Dal momento che la reattività degli elementi dipende dalla configurazione elettronica del loro guscio di valenza, elementi che appartengono allo stesso gruppo hanno proprietà chimiche (reattività) simili Il numero del gruppo corrisponde al numero di elettroni di valenza (che occupano il guscio elettronico più esterno) Gruppo I [X] ns 1 1 e - di valenza Gruppo III [X] ns 2 np 1 3 e - di valenza Gruppo VII [X] ns 2 np 5 7 e - di valenza Gli elementi sono raggruppati in blocchi, che si differenziano in base all orbitale occupato più esterno

53 53 PROPRIETÀ PERIODICHE Sono proprietà atomiche che variano in modo periodico lungo la tavola periodica, dal momento che sono legate alla configurazione elettronica del guscio di valenza 1) Energia (o potenziale) di ionizzazione: energia necessari per estrarre 1 elettrone da un atomo isolato allo stato gassoso e portarlo a distanza infinita dal esso A A + + 1e - A + A e - A (n-1)+ A n+ + 1e - I 1, energia di I ionizzazione (viene estratto l e - che occupa l orbitale più esterno, il quale è legato più debolmente al nucleo I 2, energia di II ionizzazione I n, energia di n-esima ionizzazione I 1 < I 2 < I 3 < < I n Vengono estratti e - da ioni positivi con carica via via crescente Vengono estratti e - da gusci via via più interni, legati al nucleo in modo progressivamente crescente

54 L Energia di Ionizzazione (a parità di e - scendendo lungo un gruppo, perché l e - 54 estratto) cala estratto occupa orbitali con n progressivamente crescenti e quindi staziona a distanze dal nucleo progressivamente crescenti Li Li + + 1e - Na Na + + 1e - K K + + 1e - Rb Rb + + 1e - e - proviene da 2s e - proviene da 3s e - proviene da 4s e - proviene da 5s EI 1 cala passando da Li a Rb In un periodo, l Energia di I Ionizzazione aumenta (anche se in modo non continuo) andando da sinistra verso destra F N O Be C B Li L andamento dipende dalla variazione della carica nucleare efficace (Z eff ), che corrisponde alla carica nucleare effettivamente sentita da e -. Essa è data dalla carica nucleare (effetto attrattivo), diminuita di una quantità pari all effetto di schermo esercitato dagli e - più interni (effetto repulsivo)

55 55 2) Affinità elettronica: variazione di energia dovuta all assunzione di un 1 elettrone da parte di un atomo isolato allo stato gassoso, per formare uno ione mononegativo X (g) + 1e - X - Se tale processo è: esotermico, cioè avviene liberando calore, EA < 0 endotermico, cioè avviene assumendo calore EA > 0 In generale, l Affinità Elettronica diventa più negativa (cioè cresce) spostandosi da sinistra verso destra in un periodo (pur con molte eccezioni), seguendo la variazione di Z eff In generale, l Affinità Elettronica diventa più positiva (cioè cala) scendendo lungo un gruppo, in quanto l elettrone va ad occupare orbitali progressivamente più lontani dal nucleo. Le variazioni sono però molto piccole e vi sono molte eccezioni

56 56 3) Raggio atomico Dal momento che Ψ 2 tende asintoticamente a 0 (ma non raggiunge tale valore) le dimensioni orbitaliche non possono essere definite con precisione Non è quindi possibile definire esattamente il raggio atomico di un atomo isolato Il raggio atomico è ricavato dalle distanze interatomiche nei composti F d = 1.28 Å F Raggio atomico di F = 1.28/2 = 0.64 Å In un periodo, il raggio atomico diminuisce da sinistra verso destra, a causa del progressivo aumento di Z eff

57 57 In un gruppo, il raggio atomico aumenta dall alto verso il basso, parallelamente al crescere del valore del numero quantico principale n degli elettroni di valenza e quindi della loro distanza dal nucleo È importante ricordare che, a parità di elemento, raggio atomico raggio ionico raggio cationico < raggio atomico, perché vengono ceduti gli e - più esterni, lontani dal nucleo e Z eff cresce raggio anionico > raggio atomico, perché gli e - acquistati vanno ad occupare gli orbitali più esterni, lontani dal nucleo e Z eff diminuisce

58 58 METALLI E NON METALLI Sulla base delle proprietà periodiche, gli elementi possono essere suddivisi in Metalli: - sono lucenti, malleabili, conduttori di elettricità e calore - hanno bassa Energia di Ionizzazione e quindi formano facilmente ioni positivi - hanno bassa Affinità Elettronica (EA >> 0) e quindi formano difficilmente ioni negativi Non Metalli: - hanno elevata Energia di Ionizzazione e quindi formano difficilmente ioni positivi - hanno elevata Affinità Elettronica (EA << 0) e quindi formano facilmente ioni negativi metalli: n e - di valenza < n orbitali esterni s e p non metalli: n e - di valenza > n orbitali esterni s e p

59 59 Ricordando come variano l energia di ionizzazione e l affinità elettronica nella Tavola Periodica Gli elementi a sinistra della diagonale hanno proprietà metalliche (compresi gli elementi di transizione, i lantanidi e gli attinidi) Gli elementi a destra della diagonale sono non metalli Gli elementi a cavallo della diagonale (B, Si, Ge, As, Sb, Te, Po, At) mostrano proprietà metalliche o non metalliche a seconda delle condizioni e sono detti metalloidi.

60 60 Ricordando che l Energia di Ionizzazione cresce da sinistra verso destra in periodo e cala scendendo lungo un gruppo l Affinità Elettronica cresce da sinistra verso destra in periodo e cala scendendo lungo un gruppo ne consegue che: il carattere metallico cresce scendendo lungo un gruppo in un periodo, il carattere metallico diminuisce andando da sinistra verso destra i metalli più reattivi sono quelli dei gruppi IA e IIA (si ionizzano più facilmente) i non metalli più reattivi si trovano in alto a destra nella Tavola Periodica (formano facilmente anioni) Pur appartenendo al Gruppo IA, l idrogeno è un non metallo Gli elementi del Gruppo 8A hanno Energie di Ionizzazione elevatissime ed Affinità Elettronica molto bassa e quindi sono estremamente poco reattivi. Tale caratteristica deriva dal fatto che possiedono un guscio di valenza completo, avendo configurazione elettronica ns 2 np 6. Tali elementi sono sono detti gas nobili.

61 61 LEGAME CHIMICO Con legame chimico indichiamo le interazioni fra gli atomi nei composti chimici, le quali hanno un influenza decisiva sulle proprietà chimiche e fisiche Due o più atomi si legano allo scopo di formare entità chimiche (molecole, composti cristallini o polimerici), la cui energia è inferiore rispetto a quella degli atomi isolati Formazione dei legami chimici Gli atomi si legano allo scopo di minimizzare la propria energia elettronica, assumendo configurazioni elettroniche a bassa energia La limitatissima (nulla) reattività degli elementi del Gruppo 8A (gas nobili) è dovuta al fatto che questi hanno una configurazione elettronica esterna ns 2 np 6 (guscio di valenza completo), che è la più stabile possibile. Nella formazione di un legame, gli elementi tendono a raggiungere una configurazione elettronica con guscio di valenza completo, cedendo od acquistando elettroni o condividendo coppi elettroniche NaCl Evoluzione spontanea verso stati a minore energia Na + [Ne] 3s / 2s 2 2p 6 3s Cl - [Ne] 3s 2 3p 6