Costituzione dell'atomo. Flashcards
ATOMO
Particella più piccola di un elemento.
Costituito da:
protone (+)
neutrone (0)
elettrone (-)
p + n = nucleone
e = ruotano attorno al nucleo
ISOTOPI
Atomi con lo stesso nr atomico Z (dunque stesso nr di p+), ma ≠ nr di massa A (≠ nr di neutroni)
Es. Idrogeno: 3 isotopi
Prozio -> p=1; n=0
Deuterio -> p=1; n=1
Trizio -> p=1; n=2
Maggior parte degli elementi naturali hanno 2-3 isotopi STABILI;
quelli INSTABILI si stabilizzano emettendo radiazioni alpha, beta o gamma.
NUMERI QUANTICI
- Principale (n) = 1 - ∞
- energia dell’e- (Es. n = 1 -> bassa energia)
- dimensione orbitale - Secondario / Angolare / Orbitale (l) = n-1
- momento angolare dell’e-
- forma orbitale - Magnetico (m) = -l…0…+l
- orientamento orbitale in un campo magnetico - Spin (s) = ±1/2
- senso rotazione dell’e- intorno al proprio asse
QUANTI DI ENERGIA
Energia rilasciata durante il passaggio di un e- da un’orbita ad energia maggiore ad una ad energia inferiore.
PRINCIPIO DI AUFBAU
Gli e- tendono ad occupare orbitali disponibili a MINORE energia (cioè orbitali più vicini al nucleo).
Dunque, secondo questo principio, gli orbitali vengono riempiti in ordine di energia crescente (s, p, d, f).
PRINCIPIO DI ESCLUSIONE DI PAULI
2 e- NON possono avere tutti i 4 nr quantici =
PRINCIPIO DI HUND
Gli orbitali isoenergetici (p, d, f) vengono occupati CIASCUNO da 1 SOLO e-, finché tutti non contengano almeno 1 e-; in questo caso vengono introdotti gli e- da spin paralleli.
EQUAZIONE DI SCHRÖDINGER
Moto di un elettrone (interno di un atomo) -> descritto da un’equazione d’onda che tiene conto della:
- continuità dell’onda descritta dall’elettrone e
- stazionarietà dell’onda nel tempo (cioè della sua non mutevolezza/discontinuità)
L’equazione di Schrödinger è risolvibile mediante l’introduzione di tre costanti: n, l ed m (definite numeri quantici).
MODELLO ATOMO
- Thomson (1899):
- particelle dotate di carica disposte tutte in maniera uniforme nell’atomo - Rutherford:
- protoni e neutroni disposti nel nucleo, mentre gli e- liberi di muoversi attorno al nucleo - Bohr (ipotesi più accreditata):
- gli e- si muovono attorno al nucleo (in cui sono contenuti protoni e neutroni) descrivendo delle orbite stazionarie ben delimitate
NUMERO DI AVOGADRO
- Numero molecole contenute in 1 mole di qualunque sostanza;
oppure alternativamente: - Numero di atomi contenuti in 12 g di 12C (carbonio 12)
Assume il valore 6,022 × 10^23.
TAVOLA PERIODICA
Tutti elementi presenti in natura:
- raggruppati nella cosiddetta tavola periodica,
- ordinati in base a numero atomico crescente,
- disposti secondo 7 righe orizzontali (periodi) e
- 18 colonne verticali (gruppi).
Gruppo: Primo = metalli alcalini, Secondo = metalli alcalino-terrosi, => blocco s Terzo - 12° = metalli di transizione, => blocco d 13° - 16° = semi-metalli, 17° = alogeni, 18° = gas nobili. => blocco p
Es. Alogeni ampiamente usati in medicina (fluoro, cloro, bromo, iodio…) in quanto sono molto reattivi per creare disinfettanti, perché:
- hanno bisogno di strappare e- in tutti i modi possibili e quindi,
- caricano positivamente le molecole da cui le prendono: i cationi si comportano in maniera diversa rispetto ai rispettivi neutri -> alterano la loro forma dal punto di vista elettrico: i batteri/virus che vengono continuamente danneggiati muoiono.
PROPRIETÀ TAVOLA PERIODICA
- Raggio atomico:
- Aumenta: giù sx
- Es. Il fluoro ha più protoni del litio ed attrae di più gli e- (dimensione minore), e cresce nelle colonne perché si passa sempre ad un livello energetico maggiore. - Energia di ionizzazione:
- Energia NECESSARIA per STRAPPARE l’elettrone più debolmente legato all’atomo.
- Se il nr protoni > nr elettroni = CATIONE;
in una condizione contraria, abbiamo degli ANIONI.
- Aumenta : su dx - Affinità elettronica:
- Energia che viene LIBERATA quando un elettrone viene acquistato da un atomo neutro.
- Aumenta : su dx - Elettronegatività:
- Tendenza di un atomo ad attrarre verso di sé gli elettroni di legame.
- Un elemento è ELETTRONEGATIVO se (interagendo con altri elementi) tende ad ACQUISTARE elettroni.
- L’elemento più elettronegativo è: - Fluoro (F)
- Ossigeno (O)
- Azoto (N)
- Aumenta : su dx
LEGAMI CHIMICI
Insieme delle forze che tengono uniti 2 o più atomi fra loro in un assetto stabile di minore energia.
Questa configurazione:
- composta da 8 elettroni
- indicata anche con il termine di OTTETTO
Legami si distinguono in: > Deboli: 1. Legame a H: - legame di natura elettrostatica - si forma quando un atomo di H condiviso tra 2 atomi fortemente elettronegativi
- Forze di van der Waals:
- deboli forze di natura elettrostatica
- si stabiliscono tra molecole originariamente non polari:
dipolo istantaneo (H2, O2, ecc.),
indotto (HCl - dipolo permanente - che interagisce con He - dipolo indotto),
permanente (HCl).
Sono forze che avvengono tra molecole e dentro le molecole.
Tanti legami deboli danno stabilità alla molecola + flessibilità di uso - possono essere rotti alzando la temperatura: E cinetica. Lo stato della materia è influenzato da:
forza dei legami deboli ed
E cinetica.
> Forti:
- Legame ionico (trasferimento di e-):
- forza di natura elettrostatica
- si stabilisce tra due ioni di carica opposta
- forza che li tiene uniti: forza di Coulomb (guarda formula)
- si forma a seguito di un trasferimento di elettroni da un atomo all’altro
- NON si può MAI formare tra atomi dello stesso tipo - Legame covalente (condivisione di e-):
- la configurazione stabile dell’ottetto si raggiunge attraverso la compartecipazione tra atomi di 2 o più elettroni
Quando gli elettroni sono:
1 coppia = legame covalente semplice;
2 coppie = legame doppio;
3 coppie = legame triplo.
- se gli atomi sono simili = legame covalente omeopolare (EN = 0,0 - 0,3)
- legame covalente polare (EN = 0,3 - 1,7): non sufficiente per un legame ionico + sovrapposizione di orbitali quindi condivisione
Es. sovrapposizione orbitali:
s + s = legame sigma
px + px = legame sigma
px + s = legame sigma
py + py = legame pi greco - Legame dativo (condivisione di e-):
- si instaura tra 2 atomi di cui ve ne sia:
uno che cede elettroni (donatore) ed
uno che li acquista (accettore). - Legame metallico:
- metalli presentano nello strato più esterno pochi elettroni,
- dunque, per formare ottetto trovano più agevole
- liberarsi degli elettroni esterni, diventando cationi.
PROPRIETÀ LEGAME IONICO
I. Struttura cristallina - struttura rigida e ripetitiva/organizzata
II. Ioni fortemente legati
III. Punto di fusione è estremamente alto (800°). Nello stato liquido il legame si rompe e si riforma continuamente, a differenza dello stato solido in cui il legame è fisso. Maggiore è la temperatura di fusione e più forte è il legame.
IV. I cristalli non conducono elettricità, perché c’è bisogno che gli e- si muovano liberamente. Sono isolanti. Conducono solo se li si scioglie
LEGAME SIGMA E PI GRECO
Il legame sigma: avviene sullo stesso piano della linea che unisce due nuclei ed è più forte. Può avvenire tra due orbitali s, 2p, s e p.
Il legame pi greco: avviene al di fuori del piano della linea che unisce due nuclei.
Con il legame sigma: gli orbitali possono girare
Con il legame pi greco: gli orbitali ibridi NON possono muoversi -> presentano isomeria cis/trans.
