chimica generale e inorganica Flashcards
1- parla di materia: sostanze pure e miscele
MATERIA→ tutto ciò che ci circonda e occupa volume
Se la materia si separa meccanicamente o fisicamente è una MISCELA, se no è una SOSTANZA PURA. Se la miscela è uniforme viene chiamata OMOGENEA, se no viene chiamata ETEROGENEA. Se la sostanza pura è scomponibile chimicamente è un COMPOSTO, se no è una SOSTANZA PURA.
SOSTANZA PURA→ ha composizione definita e costante, se cambio il suo stato di aggregazione le caratteristiche delle sue molecole non cambiano
SOSTANZA ELEMENTARE→ costituita da un solo elemento (es. H2, O2, Ca)
COMPOSTO→ costituito da 2 o più elementi diversi in rapporti costanti
2- parla di atomo: elettrone, protone e neutrone
MODELLO ATOMICO→ la materia è costituita da atomi
MODELLO ELETTRONICO DELL’ATOMO→ l’atomo è costituito da nucleo ed elettroni
MODELLO DEL LEGAME CHIMICO→ gli atomi formano le sostanze chimiche attraverso riorganizzazione spaziale degli elettroni (ad es. Condividendo elettroni)
Ogni atomo ha un nucleo e uno o più elettroni: il nucleo costituisce la maggior parte della massa dell’atomo, mentre gli elettroni costituiscono il volume dell’atomo e hanno carica negativa.
Il nucleo è formato da neutroni, senza carica, e protoni, che presentano una carica positiva uguale e opposta a quella degli elettroni dell’atomo. Neutroni e protoni vengono chiamati nucleoni.
3- parla della teoria atomica
le basi della teoria atomica moderna iniziarono a formarsi già nel 400-300 aC con democrito che era un filosofo che ipotizza che la materia sia formata da atomi, ovvero particelle indistruttibili e indivisibili
LEGGE DELLA CONSERVAZIONE DELLA MASSA (Lavoisier, seconda metà del 1700)→ nel corso di una reazione chimica la somma delle masse dei reagenti è uguale alla somma delle masse dei prodotti (la materia non si crea e non si distrugge)
LEGGE DELLE PROPORZIONI DEFINITE (Proust, 1794)→ gli elementi che costituiscono un composto sono sempre combinati tra loro secondo proporzioni fisse e definite in termini di massa. Questo significa che, indipendentemente dalla quantità del composto, gli elementi presenti si combinano sempre nello stesso rapporto di massa.
LEGGE DELLE PROPORZIONI MULTIPLE (Dalton, 1804)→ Quando 2 elementi si combinano per formare più di un composto, le masse di uno di questi elementi che si combinano con una quantità fissa dell’altro elemento stanno tra loro in rapporti semplici e piccoli.
TEORIA ATOMICA DELLA MATERIA (Dalton, 1804)→ i principali punti della teoria atomica di Dalton:
TUTTA LA MATERIA è COMPOSTA DA ATOMI: la materia è costituita da particelle indivisibili e indistruttibili, chiamate atomi, che sono le unità fondamentali della materia.
GLI ATOMI DI UN ELEMENTO SONO IDENTICI TRA LORO: gli atomi di un elemento sono uguali per massa, dimensione e altre proprietà.
GLI ATOMI DI ELEMENTI DIVERSI HANNO PROPRIETA’ DIVERSE: ogni elemento è costituito da atomi unici, che differiscono per massa e altre proprietà, quindi atomi di un elemento non possono essere convertiti in atomi di un altro elemento.
LE REAZIONI CHIMICHE SONO COMBINAZIONI DI ATOMI: le reazioni chimiche non comportano la creazione o la distruzione di atomi, ma semplicemente la loro riorganizzazione. Gli atomi si combinano in rapporti semplici e definiti per formare composti.
I COMPOSTI CHIMICI SONO FORMATI DA ATOMI DI PIU’ ELEMENTI COMBINATI IN RAPPORTI DEFINITI: i composti si formano quando atomi di elementi diversi si uniscono in rapporti fissi e costanti.
La teoria di Dalton aveva però dei limiti, perché lui pensava che gli atomi fossero indivisibili, ma con la scoperta delle particelle subatomiche (neuroni, protoni ed elettroni), si scoprì che gli atomi sono in realtà divisibili. Inoltre, la teoria di Dalton non spiegava il concetto di isotopi, che sono atomi dello stesso elemento con masse diverse.
MODERNO RIESAME DELLA TEORIA ATOMICA→ La teoria atomica venne quindi riesaminata in questo modo:
Gli atomi sono divisibili in particelle subatomiche, ma mantengono inalterata la loro identità nelle reazioni chimiche
Nelle reazioni nucleari gli atomi di un elemento si convertono spesso in atomi di un altro elemento, ma ciò non avviene in una reazione chimica
Gli isotopi di un elemento differiscono nel numero di neutroni, quindi nel numero di massa, ma un campione dell’elemento è trattato come se i suoi atomi avessero una massa media
I composti sono formati dalla combinazione chimica di elementi in rapporti specifici, possono verificarsi lievi variazioni ma il postulato resta essenzialmente invariato
4- parla del numero atomico, della carica atomica, del numero di massa atomica e degli isotopi
ELEMENTI E NUMERO ATOMICO
Gli elementi sono i tipi fondamentali di atomi, e ciascun elemento è definito da un numero unico di protoni nel nucleo: questo numero si chiama numero atomico (Z). Il numero atomico distingue un elemento dall’altro.
Per esempio:
Idrogeno (H) ha un numero atomico di 1 (Z = 1), quindi ha un protone.
Elio (He) ha Z = 2, Carbonio (C) ha Z = 6, e così via.
Se l’atomo è neutro, il numero di elettroni (che sono negativi) è uguale al numero di protoni, bilanciando così la carica complessiva dell’atomo.
CARICA ATOMICA E IONI
Uno ione si forma quando un atomo guadagna o perde elettroni, modificando la sua carica elettrica. Se un atomo perde elettroni, diventa un catione (ione positivo) perché ha più protoni che elettroni. Esempi: Na⁺ (Sodio ha perso un elettrone), Ca²⁺ (Calcio ha perso due elettroni). Se un atomo guadagna elettroni, diventa un anione (ione negativo) perché ha più elettroni che protoni. Esempi: Cl⁻ (Cloro ha guadagnato un elettrone), S²⁻ (Zolfo ha guadagnato due elettroni).
Gli ioni sono indicati con il simbolo dell’elemento e il valore della carica come apice, ad esempio, Fe³⁺ per il ferro che ha perso tre elettroni.
NUMERO DI MASSA E NUCLIDI
Il numero di massa (A) è la somma del numero di protoni (Z) e neutroni (N) nel nucleo di un atomo. Questo valore rappresenta il peso complessivo del nucleo. A = Z + N
Per esempio, se un atomo di carbonio ha Z = 6 e N = 6, il numero di massa sarà A = 12.
Un nuclide è una forma specifica di un elemento, definita dal numero di protoni e neutroni nel nucleo. Anche se un elemento ha sempre lo stesso numero di protoni, il numero di neutroni può variare, creando nuclidi diversi.
ISOTOPI
Gli isotopi sono versioni di uno stesso elemento che hanno lo stesso numero di protoni (stesso numero atomico) ma un diverso numero di neutroni, e quindi un diverso numero di massa.
In natura, molti elementi esistono come miscele di isotopi, e le loro proprietà fisiche (come la massa atomica) sono una media delle masse dei singoli isotopi presenti. Ad esempio, il carbonio naturale è composto principalmente da ¹²C e ¹³C, con tracce di ¹⁴C.
5- parla della massa atomica, dell’unità di massa atomica e della massa atomica relativa
MASSA ATOMICA
La massa atomica è la massa di un singolo atomo di un elemento.
Per semplificare i calcoli, si usa l’unità di massa atomica (u.m.a.), definita come 1/12 della massa dell’isotopo di carbonio-12 (12C).
MASSA ATOMICA RELATIVA
La massa atomica relativa è un valore che esprime quante volte la massa di un nuclide è maggiore rispetto all’unità di massa atomica.
6- parla del peso atomico e del peso molecolare
PESO ATOMICO E MASSA ATOMICA RELATIVA MEDIA
Ogni elemento può avere degli isotopi, cioè atomi con lo stesso numero di protoni ma diverso numero di neutroni. Anche se gli isotopi hanno una massa leggermente diversa, le loro proprietà chimiche sono quasi identiche. Per questo motivo, è utile definire una massa atomica relativa media, che tiene conto di tutti gli isotopi di un elemento e delle loro abbondanze relative. Questa media ponderata è conosciuta come peso atomico standard o peso atomico.
Per calcolare il peso atomico di un elemento, si usa la formula:
Peso atomico=(massa isotopo 1%abbondanza)+(massa isotopo 2%abbondanza)…
Ad esempio, per il carbonio:
- carbonio-12 ha una massa di 12 u.m.a. e un’abbondanza del 98,89%.
- carbonio-13 ha una massa di 13,003 u.m.a. e un’abbondanza dell’1,11%.
Il peso atomico del carbonio è: (12×0,9889)+(13,003×0,0111)=12,011
PESO MOLECOLARE
Quando si parla di composti o molecole, si usa il termine peso molecolare. Il peso molecolare è la somma dei pesi atomici degli atomi che costituiscono una molecola.
Ad esempio per la molecola di acqua (H2O): PM(H2O)=2×1,00794+15,9994=18,01528
7- parla della mole, della costante di avogadro e della massa molare
LA MOLE
Una mole di una sostanza contiene esattamente lo stesso numero di unità elementari (atomi, molecole, ecc.) del numero di atomi in 12 grammi di carbonio-12.
Questo numero è noto come numero di Avogadro (NA): NA=6,022×1023 unitaˋ/mol
Questo significa che una mole di una sostanza ha una massa in grammi uguale al suo peso atomico o molecolare.
ESERCIZI SLIDE 52 PPT 1
MASSA MOLARE
La massa molare è la massa di una mole di una sostanza, espressa in grammi per mole (g/mol). Si calcola dividendo la massa della sostanza per il numero di moli: M= m(g)/n° moli(mol)
Dove:
- M è la massa molare,
- m è la massa in grammi,
- n° moli è il numero di moli.
Per trovare il numero di moli in una data massa di sostanza, si usa la formula: n° moli= m(g) / M(g/mol)
Dove:
- n° moli è il numero di moli,
- m è la massa in grammi,
- M è la massa molare.
8- parla della radiazione elettromagnetica
Le radiazioni elettromagnetiche si propagano nello spazio sotto forma di campi elettrici e magnetici che oscillano su piani ortogonali: ogni campo è descritto da un’onda sinusoidale.
Ogni radiazione è caratterizzata da una sua lunghezza d’onda e da dalla sua frequenza:
- LUNGHEZZA D’ONDA→ è indicata dalla lettere lambda (λ) ed è definita come la distanza fra 2 successivi massimi (punti + elevati di un’onda) o fra 2 successivi minimi (punti meno elevati di un’onda). Si può esprimere in metri.
- FREQUENZA→ viene indicata dalla lettera nu (𝛎) ed è definita come il numero di onde complete che passano in un dato punto in un certo intervallo di tempo (solitamente 1 secondo). Si può esprimere in 1/s quindi in hertz (Hz).
La lunghezza d’onda e la frequenza sono correlate alla velocità (c) alla quale un’onda si propaga:
c (m/s)=λ (m) *𝛎 (1/s)
La luce visibile è una piccola porzione dello spettro elettromagnetico: le onde con lunghezza d’onda minore di quella della luce visibile sono la luce ultravioletta (UV), i raggi X e i raggi gamma; mentre quelle con lunghezza d’onda maggiore di quella della luce visibile sono la radiazione infrarossa e le microonde.
Una luce bianca o policromatica può essere scomposta nelle sue componenti monocromatiche sfruttando fenomeni di rifrazione.
9- parla dello spettro di emissione e dello spettro di assorbimento
SPETTRO DI EMISSIONE
Quando si fornisce energia a un campione di atomi (ad esempio riscaldandolo), gli atomi possono assorbire questa energia e passare a uno stato eccitato, dove gli elettroni si spostano verso livelli di energia più alti. Quando gli elettroni tornano ai loro stati energetici iniziali, rilasciano l’energia in eccesso sotto forma di radiazione elettromagnetica.
Questa radiazione emessa può essere scomposta in componenti a diverse lunghezze d’onda utilizzando un prisma, e il risultato è uno spettro di emissione, che si presenta come una serie di righe colorate su uno sfondo scuro. Ogni riga corrisponde a una specifica lunghezza d’onda emessa dall’atomo.
SPETTRO DI ASSORBIMENTO
Lo spettro di assorbimento si ottiene quando un fascio di luce bianca (che contiene tutte le lunghezze d’onda visibili) passa attraverso un campione di atomi. Gli atomi assorbono alcune specifiche lunghezze d’onda della luce, mentre le altre passano attraverso il campione e vengono scomposte dal prisma.
Sullo schermo, si osserva uno sfondo colorato con righe nere, che corrispondono alle lunghezze d’onda assorbite. Questo spettro è complementare allo spettro di emissione: le lunghezze d’onda assorbite coincidono con quelle emesse dagli atomi quando tornano allo stato fondamentale.
10- parla dell’equazione di Planck
Planck scoprì che l’energia non è continua, ma è distribuita in “pacchetti” chiamati quanti.
La formula che descrive l’energia di un quanto è:
E=hv
dove h è la costante di planck e v è la frequenza.
Un atomo (o una particella) ha diversi livelli di energia: come se fossero piani in un edificio.
Se un elettrone passa da un livello di energia E1 a un livello più alto E2, serve energia esterna pari a E2-E1. Questa energia viene assorbita (es. sotto forma di luce o calore).
Quando l’elettrone torna indietro al livello E1, l’energia in eccesso viene emessa sotto forma di radiazione.
11- parla dell’effetto fotoelettrico
In un metallo, gli elettroni sono legati con una certa energia detta funzione lavoro (E0). Per liberare un elettrone, la radiazione incidente deve avere una frequenza minima chiamata frequenza di soglia.
Solo se l’energia del fotone (E=hν) è uguale o superiore a E0, l’elettrone sarà espulso. Se E<E0, non accadrà nulla, indipendentemente dall’intensità della radiazione.
L’energia cinetica Ecin degli elettroni espulsi aumenta linearmente con la frequenza della radiazione incidente oltre la soglia. Questo mostra che l’energia dipende dalla frequenza, non dall’intensità.
- parla del dualismo onda-particella
Il dualismo onda-particella è un concetto fondamentale della meccanica quantistica, secondo cui la materia (come gli elettroni) e la luce (come i fotoni) si comportano sia come particelle sia come onde, a seconda delle circostanze.
Se la luce, che tradizionalmente si considerava un’onda, può comportarsi come una particella (fotone), allora anche le particelle come gli elettroni possono comportarsi come onde. Questa idea è stata proposta da Louis de Broglie nel 1924. De Broglie ha introdotto la relazione
λparticella= h/p
dove λ è la lunghezza d’onda associata alla particella, h è la costante di Planck, e p è la quantità di moto della particella (p=mv).
Secondo questa relazione, una particella ha una lunghezza d’onda particella= h/mv
Questo significa che, nonostante sia una particella, può avere proprietà ondulatorie.
Tuttavia, nel mondo macroscopico, le masse sono così grandi e le velocità così piccole che la lunghezza d’onda associata è estremamente piccola, quindi le proprietà ondulatorie non sono rilevabili.
ESERCIZI PPT 2 SLIDE 16
13- parla del principio di indeterminazione di heinsenberg
Heisenberg dimostrò che è impossibile determinare con accuratezza, allo stesso tempo, sia la posizione che l’energia di un elettrone: il tentativo di determinare accuratamente la posizione o l’energia dell’elettrone porta all’incertezza del valore dell’altro parametro.
Ciò è noto come principio di indeterminazione di Heisenberg: se noi conosciamo il valore dell’energia di un elettrone in un atomo con grande precisione, dobbiamo attenderci un errore molto grande sul valore della posizione dell’elettrone stesso. Non potendo conoscere velocità e posizione allo stesso tempo con sufficiente accuratezza, non si può calcolare la traiettoria di un elettrone, ma solo stimare la probabilità di trovare l’elettrone in una certa regione di energia definita intorno al nucleo.
14- parla dell’equazione di shrodinger
L’equazione di Schrödinger descrive come la funzione d’onda ψ(r) di una particella (come un elettrone) evolve nel tempo.
La funzione d’onda ψ non rappresenta direttamente una traiettoria dell’elettrone, ma piuttosto una probabilità: ψ (r)2 è la probabilità di trovare l’elettrone in una certa posizione.
Questa equazione è il cuore della meccanica quantistica, e ci permette di calcolare non solo la probabilità di localizzare una particella, ma anche la sua energia.
15- parla dei numeri quantici
Gli orbitali di un atomo sono caratterizzati da tre numeri quantici:
- n (numero quantico principale)→ indica l’energia e il livello dell’orbitale. Più grande è n, maggiore è l’energia e la distanza dell’elettrone dal nucleo. Se n→∞, l’elettrone non è più legato al nucleo e diventa un elettrone libero.
- l (numero quantico secondario)→ definisce la forma dell’orbitale. Dipende da n, e può assumere valori da 0 a n−1. Ad esempio, l=0 corrisponde a un orbitale sferico (orbitale “s”), mentre l=1 corrisponde a un orbitale a forma di doppio “lobo” (orbitale “p”).
- ml (numero quantico magnetico)→ descrive l’orientamento dell’orbitale nello spazio, in relazione al campo magnetico. Può assumere valori da −l a +l.
16- parla dello spin elettronico
Ogni elettrone ha una proprietà chiamata spin. Gli elettroni possono avere due possibili stati di spin descritti da un quarto numero quantico (ms):
- α (spin up) con ms=+1/2
- β\beta (spin down) con ms=-1/2
Un orbitale può ospitare due elettroni solo se questi hanno spin opposti (uno con spin up e uno con spin down), in accordo con il principio di esclusione di Pauli, che stabilisce che due elettroni non possono avere tutti e quattro i numeri quantici uguali.
17- parla di come disegnare la configurazione elettronica dello stato fondamentale
COME DISEGNARE LA CONFIGURAZIONE ELETTRONICA DELLO STATO FONDAMENTALE
Quando si scrive la configurazione elettronica di un atomo, bisogna seguire tre principi fondamentali:
- Principio della minima energia: ogni elettrone occupa l’orbitale disponibile a più bassa energia, prima di occupare quelli con energia più alta.
- Principio di esclusione di Pauli: due elettroni nello stesso orbitale (stesso n, l, e ml) devono avere spin opposti, cioè spin antiparalleli.
- Regola di Hund: quando più elettroni devono occupare orbitali con la stessa energia (orbitali degeneri), si distribuiscono nel numero massimo di orbitali disponibili, assumendo spin paralleli (entrambi up o entrambi down). Questo minimizza l’energia complessiva dell’atomo.
18- parla della razionalizzazione della tavola periodica
La tavola periodica è stata inizialmente proposta da Dmitrij Mendeleev, organizzando gli elementi in base al loro peso atomico e alle somiglianze nelle loro proprietà chimiche. Mendeleev ha osservato delle eccezioni alla sequenza del peso atomico, come il fatto che il potassio (K) ha un peso atomico inferiore a quello dell’argon (Ar), ma l’argon precede il potassio nella tavola.
La versione corretta della tavola periodica è basata sul numero atomico Z (piuttosto che sul peso atomico), che è il numero di protoni nel nucleo di un atomo. Gli elementi nello stesso gruppo (colonna) hanno la stessa configurazione elettronica nel loro strato di valenza, con il numero n che aumenta man mano che si scende nei periodi (righe), mentre il numero atomico Z aumenta progressivamente da sinistra a destra.
RAGGI ATOMICI
Lungo un periodo (da sinistra a destra nella tavola periodica), il raggio atomico diminuisce. Questo accade perché il numero atomico Z aumenta, ovvero cresce la carica nucleare. Gli elettroni, pur aggiungendosi nello stesso guscio (ovvero allo stesso livello energetico), sono sempre più attratti dal nucleo, il che porta a una contrazione del raggio atomico.
Lungo un gruppo (dal alto verso il basso nella tavola periodica), il raggio atomico aumenta. Aumenta infatti il numero quantico principale n, e gli elettroni occupano orbitali più esterni, che si trovano più lontani dal nucleo. Anche se la carica nucleare Z aumenta, la schermatura degli elettroni nei gusci interni riduce l’effetto di attrazione esercitato dal nucleo sugli elettroni più esterni, quindi il raggio aumenta.
RAGGI IONICI
Quando un atomo perde un elettrone per diventare un catione, il suo raggio diminuisce. La perdita di un elettrone riduce la repulsione tra gli elettroni, e il nucleo esercita una maggiore attrazione su quelli rimasti, causando una contrazione del raggio. La contrazione è massima quando un atomo perde tutti gli elettroni nel suo guscio esterno.
Quando un atomo guadagna un elettrone per diventare un anione, il raggio aumenta. La maggiore repulsione tra gli elettroni, che sono ora più numerosi, fa sì che gli elettroni si respingano tra loro, portando l’atomo ad espandersi.
19- parla dell’energia di ionizzazione e dell’affinità elettronica
L’energia di ionizzazione (EI) è l’energia richiesta per rimuovere un elettrone da un atomo isolato, allo stato gassoso. È una misura della tendenza dell’atomo a perdere elettroni.
- Prima ionizzazione (EI1): è l’energia necessaria per rimuovere il primo elettrone da un atomo neutro. L’equazione è: A(g)→ A+(g) + e-
- Seconda ionizzazione (EI2): è l’energia necessaria per rimuovere un secondo elettrone dal catione già formato. L’equazione è: A+A2++e-
Ogni successiva ionizzazione (terza, quarta, ecc.) richiede sempre più energia, poiché gli elettroni rimanenti sono più strettamente legati al nucleo a causa della minore repulsione tra loro.
ENERGIA DI PRIMA IONIZZAZIONE
L’energia di prima ionizzazione (EI1) è generalmente massima per i gas nobili. Gli atomi dei gas nobili hanno un guscio esterno completo, il che li rende stabili e meno inclini a perdere elettroni. La configurazione con un guscio esterno completo è particolarmente stabile, quindi richiede molta energia per rimuovere un elettrone.
AFFINITA’ ELETTRONICA
L’affinità elettronica (A.E.) è l’energia scambiata quando un atomo isolato acquista un elettrone. La reazione generale è: A(g)+e-A-(g)
In generale, l’affinità elettronica è negativa (A.E.<0), il che significa che quando un atomo acquista un elettrone, si libera energia (sotto forma di calore), rendendo il processo esotermico.
L’affinità elettronica è un indicatore della tendenza di un atomo a guadagnare un elettrone. Gli elementi con affinità elettronica positiva (come i gas nobili) tendono a non acquisire facilmente elettroni, mentre gli alogeni (gruppo 17) hanno una grande affinità elettronica negativa, poiché mancano di un elettrone nel loro guscio esterno e sono molto propensi ad acquisire un elettrone per completare il guscio (ad esempio, Cl e F).
ENERGIA DI IONIZZAZIONE E AFFINITA’ ELETTRONICA
Esiste una connessione tra energia di ionizzazione (che riguarda l’energia necessaria per rimuovere un elettrone da un atomo) e affinità elettronica (che riguarda l’energia liberata quando un atomo acquisisce un elettrone).
In generale gli elementi con basse energie di ionizzazione (come i metalli, che tendono a perdere facilmente elettroni) possono combinarsi con elementi con alte affinità elettroniche (come gli alogeni, che sono fortemente inclini a guadagnare elettroni) per formare composti ionici.
Un esempio tipico di questo è il cloruro di sodio (NaCl): il sodio (Na) ha una bassa energia di ionizzazione, quindi è facile per lui perdere il suo elettrone di valenza, mentre il cloro (Cl) ha una grande affinità elettronica, quindi è facilmente in grado di acquisire l’elettrone che il sodio perde.
In questo modo, il sodio cede il suo elettrone al cloro, formando gli ioni Na+ e Cl-. Questi ioni si combinano per formare il reticolo cristallino ionico del cloruro di sodio, dove ogni sodio è circondato da cloro e viceversa, stabilizzandosi in una configurazione elettronica a guscio chiuso (configurazione stabile).
20- parla del legame covalente
Il concetto del legame covalente nelle molecole biatomiche può essere spiegato considerando come due atomi si avvicinano e interagiscono per formare un legame stabile.
Quando due atomi si avvicinano, c’è un’attrazione tra il nucleo di un atomo e l’elettrone dell’altro. Tuttavia, esiste anche una forza di repulsione tra gli elettroni dei due atomi (perché entrambi hanno carica negativa) e tra i nuclei dei due atomi (perché entrambi hanno carica positiva). Se le forze attrattive sono più forti di quelle repulsive, l’energia totale del sistema diminuisce, e i due atomi formano un legame covalente stabile.
La curva energetica mostra l’energia del sistema in funzione della distanza tra i due nuclei atomici. A grandi distanze, l’energia è vicina a zero perché non c’è interazione significativa tra gli atomi. Avvicinandosi, l’energia del sistema scende a un minimo (punto r0) che corrisponde alla distanza di legame, ovvero la distanza ottimale in cui i due atomi formano un legame stabile.
Eb è l’energia di legame, ovvero l’energia che bisogna fornire per rompere il legame e separare gli atomi.
TEORIA DEGLI ORBITALI DI VALENZA (VALENCE BOND)
Il legame covalente si forma quando due orbitali atomici (ciascuno contenente un elettrone) si sovrappongono. La sovrapposizione porta alla formazione di una regione di alta densità elettronica tra i due nuclei. Gli elettroni condivisi devono avere spin opposti (principio di esclusione di Pauli). Se un atomo dona entrambi gli elettroni per il legame e l’altro atomo nessuno, si forma un legame dativo.
21- parla del legame sigma e pi greco
Tipi di legami covalenti:
- LEGAME SIGMA (σ)→ Si forma da una sovrapposizione assiale di orbitali (ad esempio s−s, s−p, p−p). Il legame σ è forte e non cambia se ruotiamo uno degli atomi attorno all’asse che li collega. Costituisce lo “scheletro” della molecola.
- LEGAME PI GRECO (π)→ Si forma da una sovrapposizione laterale di orbitali p-p o p−d. È più debole del legame σ e può essere influenzato dalla rotazione degli atomi attorno all’asse di legame.
Gli atomi possono formare legami multipli (ad esempio, doppi o tripli), dove un legame è σ e gli altri sono π.
22- parla della notazione di Lewis
FORMALISMO DI LEWIS
Nel formalismo di Lewis, si considerano solo gli elettroni di valenza, ossia gli elettroni nell’ultimo guscio elettronico di un atomo, perché sono quelli coinvolti nei legami chimici.
Quando due atomi formano un legame covalente, condividono una coppia di elettroni. Questi elettroni si posizionano tra i due atomi e interagiscono con i nuclei di entrambi, mantenendo gli atomi uniti. Un legame covalente viene rappresentato con un trattino (-) tra i due atomi nella struttura di Lewis.
Gli elettroni che non partecipano ai legami covalenti sono detti coppie solitarie o di non legame. Questi vengono indicati come punti attorno all’atomo.
23- parla della regola dell’ottetto e dell’ordine di legame
Gli atomi tendono a formare legami covalenti per raggiungere una configurazione elettronica stabile, simile a quella di un gas nobile, che di solito implica avere otto elettroni nel guscio di valenza. L’idrogeno è un’eccezione, puntando a completare la configurazione dell’elio (1s²).
MOLECOLE POLIATOMICHE
Anche le molecole che contengono più di due atomi seguono la regola dell’ottetto. Nelle formule di Lewis per queste molecole, si rappresentano solo le connessioni tra gli atomi e non la forma tridimensionale della molecola. Ad esempio, il metano (CH₄) è rappresentato con il carbonio al centro e quattro atomi di idrogeno attorno ad esso.
ORDINE DI LEGAME
Gli atomi possono formare legami singoli e multipli:
- LEGAME SINGOLO→ Una coppia di elettroni condivisa (es. H-H).
- LEGAME DOPPIO→ Due coppie di elettroni condivise (es. O=O), una forma un legame sigma e l’altra un legame pi greco (π).
- LEGAME TRIPLO→ Tre coppie di elettroni condivise (es. N≡N), con un legame sigma e due legami π.
L’ordine di legame indica il numero di coppie di elettroni condivise tra due atomi. Un ordine di legame più alto significa una maggiore energia di legame e una distanza minore tra gli atomi legati.
24- parla dell’elettronegatività
POLARITA’ DEI LEGAMI
Se i due atomi che formano un legame covalente (σ o π) sono identici (es. H₂, O₂), la densità elettronica è equamente distribuita tra loro, mentre se i due atomi sono diversi, gli elettroni condivisi non sono equamente distribuiti. Gli elettroni saranno più attratti dall’atomo con maggiore elettronegatività, causando una distribuzione asimmetrica della densità elettronica e conferendo al legame una polarità.
ELETTRONEGATIVITA’
L’elettronegatività è la tendenza di un atomo ad attrarre verso di sé gli elettroni di un legame covalente. Secondo Mulliken-Jaffé, l’elettronegatività può essere calcolata usando l’energia di ionizzazione (EI) e l’affinità elettronica (EA) dell’atomo: x=k(EI+EA) dove k è una costante.
L’elettronegatività di un atomo può variare a seconda dell’ambiente chimico in cui si trova.
