Chimica NB: 2O indica 2 atomi di ossigeno, mentre 3O

Luca Genevini: appunti di chimica A || aa 2010/2011 || Ingegneria elettrica – Prof. Andrea Mele

Chimica

NB: 2O indica 2 atomi di ossigeno, mentre 3O2 indica 3 molecole di ossigeno Componenti dell’atomo:

Particella Massa relativa (uma) Simbolo Carica elettrica

Elettrone 0 e^- -1

Protone 1 p⁺ +1

Neutrone 1 n° 0

Protone e neutrone sono le particelle che vanno a comporre il nucleo.

Modello atomico:

Z: numero atomico (numero di protoni nel nucleo); ad ogni numero atomico corrisponde un solo elemento (es Z=1 -> idrogeno, Z=19->potassio)

A: numero di massa (numero di protoni+neutroni)

Spettrometro di massa: prendiamo ad esempio il carbonio ¹²C (Z=6, A=12) e ¹³C (Z=6, A=13)

Gli atomi vengono ionizzati e messi in una sezione dello spettrometro di massa. Essi vengono poi lanciati attraverso delle lamine e così posso, conoscendo la carica dello ione, calcolare la massa dello ione in base alla distanza da esso percorsa, e quindi posso riconoscere l’elemento. Ad ogni punto di caduta corrisponde poi un picco di segnale nel grafico con ascisse l’intensità di corrente e con ordinate il rapporto

massa/carica.

Usando il carbonio “naturale” (non raffinato) osservo che ho il 98,9% dei picchi corrispondenti al ¹²C e l’1,1% dei picchi corrispondenti al ¹³C.

Isotopi: specie chimiche con stesso Z, ma A diverso.

Massa atomica relativa: con questo metodo di misura della massa posso avere una scala (relativa) comoda delle masse atomiche: 1 =_^ _. Questi sono i valori che si trovano sulla tavola periodica (sono masse atomiche medie) che si ottengono tramite medie pesate in base all’abbondanza.

Numero di Avogadro: esiste un numero NA tale che per una quantità in grammi pari alla massa atomica, le molecole contengono lo stesso numero di atomi (numero di atomi presenti in una mole di elemento);

NA=6,022•10²³

Mole: una mole di un elemento è la quantità in grammi di quell’elemento pari alla massa atomica (es 1mol(C)=12,011g, 1mol(C) contiene un NA di atomi).

Massa molare: massa di una mole di sostanza (es M(C)=12,011g/mol).

Peso molecolare: è dato dalla somma dei pesi atomici degli atomi che compongono la molecola. (es H2O:

Pm=2Pa(H)+Pa(O)=18uma).

Reazione chimica: NO+O2
NO² (i termini prima dell’”=” sono i reagenti e quelli dopo i prodotti).

Materia

Sostanze pure Miscele

(aria,...)

Elementi Composti

Molecolari

(H2O, CH4) Ionici

Atomi

(Cu, K, Ne, He)

Molecole (O2, H2, Cl2)

Bilancio di massa: la reazione precedente non è corretta, in quanto non è ve

(nulla si crea e nulla si distrugge). Devo quindi bilanciare la reazione, in modo che ciò che è presente ai reagenti sia presente nei prodotti.

Specie chimica N O N O

Coefficienti stecchiometrici: indicano il numero di molecole coinvolte nella reazione (2NO+

2). Se li moltiplico per la massa molare ottengo la massa in grammi. Quindi i coefficienti stecchiometrici indicano sia il numero di molecole che il numero di moli. È possibile usare anche dei coefficienti

stecchiometrici frazionari (NO ^_O

NB: reazione chimica di combustione del metano CH

Agente limitante: un agente viene detto limitante quando esso è presente in quantità inferiore a quello necessario per fare avvenire una reazione che faccia consumare completamente

massimo dei prodotti.

Lo stato gassoso

Volume (V): volume del recipiente dentro cui confino il gas (udm=litro). 1l= 1dm 1cm³=1ml 1m³=10³l=10³dm³

Pressione (P):  = _

Colonna di un fluido di altezza h

Dove d=densità (indicata anche con

Esperimento di Torricelli: se prendessimo un tubo aperto da entrambe le estremità e lo immergessimo in una bacinella piena di mercurio, osserveremmo che il livello di mercurio nel tubo aumenta fino a raggiungere il livello del mercurio fuori dal tubo; questo accade

perchè la pressione esercitata è uguale sia all’interno che all’esterno del tubo.

Torricelli prende

l’altra estremità e la immerge in una bacinella piena di mercurio. Quando poi stappa quest’estremità, osserva che il livello del mercurio scende fino a raggiungere

un’altezza di 760mm. Seg

L’apparecchio usato da Torricelli prende il nome di barometro.

Unità di misura della pressione:

per il SI: 1  1_^_

la reazione precedente non è corretta, in quanto non è verificata la legge di Lavoiser (nulla si crea e nulla si distrugge). Devo quindi bilanciare la reazione, in modo che ciò che è presente ai

Reagenti Prodotti Note

1 1 NO+

3 2

2 2

4 4

indicano il numero di molecole coinvolte nella reazione (2NO+

2). Se li moltiplico per la massa molare ottengo la massa in grammi. Quindi i coefficienti stecchiometrici indicano sia il numero di molecole che il numero di moli. È possibile usare anche dei coefficienti

O
NO)

reazione chimica di combustione del metano CH4(g)+2O2(g)
CO²(g)+2H2O(g/l)

un agente viene detto limitante quando esso è presente in quantità inferiore a quello necessario per fare avvenire una reazione che faccia consumare completamente i reagenti per dare il

volume del recipiente dentro cui confino il gas (udm=litro). 1l= 1dm³=10

)& _^_* 1_^₊ 1,-./01 un fluido di altezza h

 2 3 $

3 &4$

3 &3%$

3  $%&

Dove d=densità (indicata anche con 5); & ^₆ (es:&'_7  1_9⁸⁽₊ 1⁸⁽_: 1

se prendessimo un tubo aperto da entrambe le estremità e lo nella piena di mercurio, osserveremmo che il livello di mercurio nel tubo aumenta fino a raggiungere il livello del mercurio fuori dal tubo; questo accade

perchè la pressione esercitata è uguale sia all’interno che all’esterno del tubo.

Torricelli prende un tubo chiuso ad un’estremità e lo riempie

altra estremità e la immerge in una bacinella piena di mercurio. Quando poi stappa quest’estremità, osserva che il livello del mercurio scende fino a raggiungere

un’altezza di 760mm. Seguono poi delle deduzioni sulla condizione di equilibrio:

Paria=Pcolonna Hg -> Paria=ghdHg

L’apparecchio usato da Torricelli prende il nome di barometro.

rificata la legge di Lavoiser (nulla si crea e nulla si distrugge). Devo quindi bilanciare la reazione, in modo che ciò che è presente ai

Note

NO+O2
NO² non è una reazione bilanciata 2NO+O2
2NO² è una

reazione bilanciata indicano il numero di molecole coinvolte nella reazione (2NO+O2
2NO² 2, 1, 2). Se li moltiplico per la massa molare ottengo la massa in grammi. Quindi i coefficienti stecchiometrici indicano sia il numero di molecole che il numero di moli. È possibile usare anche dei coefficienti

un agente viene detto limitante quando esso è presente in quantità inferiore a quello i reagenti per dare il

=10³cm³

se prendessimo un tubo aperto da entrambe le estremità e lo nella piena di mercurio, osserveremmo che il livello di mercurio nel tubo aumenta fino a raggiungere il livello del mercurio fuori dal tubo; questo accade

perchè la pressione esercitata è uguale sia all’interno che all’esterno del tubo.

di mercurio. Tappa poi altra estremità e la immerge in una bacinella piena di mercurio. Quando poi stappa quest’estremità, osserva che il livello del mercurio scende fino a raggiungere

uono poi delle deduzioni sulla condizione di equilibrio:

Luca Genevini: appunti di chimica A || aa 2010/2011

Legge di Boyle: Boyle osservò che 

di pressione è inversamente proporzionale

La variazione di T provoca una traslazione della parabola.

Legge di Charles:

tramite una resistenza si fa variare la temperatura. Effettuando delle misure sperimentali e riportandole su un grafico si estrapola da questo che

raggiunta una certa temperatura limite, quando questa v pressione diventa

Quindi Legge di Gay

Anche qui si trova che sotto i non è possi

Equazione di stato dei gas ideali:

PV=nRT quest’equazione non dipende dalla specie chimica.

Misura sperimentale della pressione e della massa

4

Legge di Dalton: la pressione totale della miscela di gas contenuta in un contenitore è data dalla somma delle pressioni che i singoli gas avrebbero se fo

PA=pressione parziale di A, PB=pressione parziale di B, P Modello del gas ideale:

1. Particelle puntiformi (il volume del recipiente è completamente a disposizione del gas) 2. Le particelle sono in moto caotico, e qu

<v> media RMS)

3. Urti elastici (non ci sono interazioni tra le particelle)

NB: l’interpretazione microscopica della temperatura è legata alla velocità media del moto caotico delle particelle

Distribuzione delle velocità (di Maxwell

area ,0, ∞1=numero totale di particelle

area ,@", @" ∆@1=frazione di molecole con v compresa tra Aumentando la temperatura aument

un’area maggiore (per temperature oltre il punto d’incrocio tra le curve); infatti la curva diventa più schiacciata e spostata verso destra.

Le velocità seguono quindi la distribuzione di Maxwell

Urti contro contenitori: nell’urto delle particelle contro le pareti si ha cessione di quantità di moto (QdM=mv). La pressione esercitata sulle pareti del contenitore dipende dalla frequenza degli urti ( ∝ 4BC1.

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 ∝₆^ a T=cost, cioè a temperatura costante la variazione di pressione è inversamente proporzionale alla variazione di volume.

La variazione di T provoca una traslazione della parabola.

Legge di Charles: viene preso un cilindro chiuso con volume costante e tramite una resistenza si fa variare la temperatura. Effettuando delle misure sperimentali e riportandole su un grafico si estrapola da questo che

raggiunta una certa temperatura limite, quando questa v

pressione diventa negativa (e ciò non è fisicamente possibile. (T=

Quindi  ∝  a V=cost.

Legge di Gay-Lussac: osservò che a P=cost V ∝ T.

Anche qui si trova che sotto i -273°C il volume diventa negativo, e questo non è possibile.

Equazione di stato dei gas ideali:

D 4 = ,/.EF1E

G = /.EF &FH $. = 0,0820 ⋅ 

0 ⋅ K = PV=nRT quest’equazione non dipende dalla specie chimica.

Misura sperimentale della pressione e della massa molare:

4 = EG /E E = L 4 =G

L → 4L = G → L =G

4  =G

L4 =&G

la pressione totale della miscela di gas contenuta in un contenitore è data dalla somma L delle pressioni che i singoli gas avrebbero se fossero da soli (pressioni parziali).

=pressione parziale di B, PTOT=PA+PB.

Particelle puntiformi (il volume del recipiente è completamente a disposizione del gas)

Le particelle sono in moto caotico, e quindi si urtano ( ∝ NOmedia di traslazione delle molecole, Urti elastici (non ci sono interazioni tra le particelle)

l’interpretazione microscopica della temperatura è legata alla velocità media del moto caotico delle Distribuzione delle velocità (di Maxwell-Boltzmann):

=numero totale di particelle

=frazione di molecole con v compresa tra @" F @" ∆@.

nta la velocità media delle particelle; infatti, a parità

un’area maggiore (per temperature oltre il punto d’incrocio tra le curve); infatti la curva diventa più Le velocità seguono quindi la distribuzione di Maxwell-Boltzmann.

delle particelle contro le pareti si ha cessione di quantità di moto (QdM=mv). La pressione esercitata sulle pareti del contenitore dipende dalla frequenza degli urti

Andrea Mele

a T=cost, cioè a temperatura costante la variazione

viene preso un cilindro chiuso con volume costante e tramite una resistenza si fa variare la temperatura. Effettuando delle misure sperimentali e riportandole su un grafico si estrapola da questo che

raggiunta una certa temperatura limite, quando questa viene oltrepassata la negativa (e ciò non è fisicamente possibile. (T=-273°C=0K)

il volume diventa negativo, e questo

= 8,314 Q

0 ⋅ K R PV=nRT quest’equazione non dipende dalla specie chimica.

la pressione totale della miscela di gas contenuta in un contenitore è data dalla somma

Particelle puntiformi (il volume del recipiente è completamente a disposizione del gas)

media di traslazione delle molecole,

l’interpretazione microscopica della temperatura è legata alla velocità media del moto caotico delle

la velocità media delle particelle; infatti, a parità di estremi, ho un’area maggiore (per temperature oltre il punto d’incrocio tra le curve); infatti la curva diventa più

delle particelle contro le pareti si ha cessione di quantità di moto (QdM=mv). La pressione esercitata sulle pareti del contenitore dipende dalla frequenza degli urti

Applicazione legge di Boyle: S  ∝

 = /.

più grande, quindi di conseguenza ho anche una pressione maggiore.

Applicazione legge di Gay-Lussac: : T

urti in un contenitore saranno più frequenti rispetto al caso in cui (avendo pari volume) la temperatura sia più bassa; per riuscire ad avere la stessa pressione nei due contenitori devo fare in modo che le particelle più veloci impieghino lo stesso tempo di quelle più lente per urtare le

volume del contenitore.

Urto elastico: le molecole non rimangono a contatto, ma una volta toccatesi si allontanano subito l’una dall’altra.

Nei gas ideali ∆N è quasi 0, quindi non si ha interazione tra le particelle.

Nei gas reali ∆N U 0 e quindi le particelle rimangono attaccate per un certo tempo per poi staccarsi; quindi gli urti sono meno

frequenti, e la pressione è più bassa.

Modello di gas ideale:  ∝V N;W U interagiscono).

Comportamento ideale e reale di un gas:

che divide una fase liquida e una gassosa: coesistono le due passaggio di stato si chiama tensione di vapore a T=T D: fine liquefazione

Il tratto verticale dopo il punto D corrisponde all’incomprimibilità dei liquidi.

Aumentando la temperatura si trasla la curva

di liquefazione e il tratto dopo il punto D fino ad arrivare allo stato di gas perfetto.

Durante l’isoterma critica (colorata in fucsia) ho un flesso a tangente orizzontale; se T>TCRITICA non posso ottenere un gas

liquefatto per compressione (devo anche raffreddarlo), mentre se la T=T una superficie di separazione delle fasi.

Simulazione del comportamento reale di un gas (equazione di Van der Waals):

1. 4 X EY dove nb è il covolume e b è una costante

S ^6

/.R in un recipiente piccolo ho urti molto più frequenti rispetto a uno più grande, quindi di conseguenza ho anche una pressione maggiore.

T 4 ∝  = /.R con una temperatura alta ho una vRMS

frequenti rispetto al caso in cui (avendo pari volume) la temperatura sia più bassa; per riuscire ad avere la stessa pressione nei due contenitori devo fare in modo che le particelle più veloci impieghino lo stesso tempo di quelle più lente per urtare le pareti, e quindi devo aumentare il

le molecole non rimangono a contatto, ma una volta toccatesi si allontanano subito l’una dall’altra.

è quasi 0, quindi non si ha interazione tra le e quindi le particelle rimangono attaccate per un certo tempo per poi staccarsi; quindi gli urti sono meno

frequenti, e la pressione è più bassa.

U,  ∝ E\B]W∙ _&L;`a\]b, urti tra le particelle elastici (le particelle non Comportamento ideale e reale di un gas:

il gas reale ad alte temperature si comporta come quello reale, ma diminuendo la temperatura cambia comportamento; solo a pressioni basse il suo comportamento diventa ideale.

Descriviamo ora il comportamento del gas reale nei vari tratti:

A-A’: comportamento ideale B: inizio liquefazione

B-C: il volume del gas diminuisce a pressione costante (fino al punto D), perchè il gas si sta liquefacendo.

gassoso ed in parte liquido; esiste una superficie di separazione che divide una fase liquida e una gassosa: coesistono le due fasi (transizione di fase). La P del gas durante il passaggio di stato si chiama tensione di vapore a T=T2.

Il tratto verticale dopo il punto D corrisponde all’incomprimibilità Aumentando la temperatura si trasla la curva, riducendo il tratto di liquefazione e il tratto dopo il punto D fino ad arrivare allo Durante l’isoterma critica (colorata in fucsia) ho un flesso a

non posso ottenere un gas

essione (devo anche raffreddarlo), mentre se la T=TCRITICA e comprimo il gas non trovo una superficie di separazione delle fasi.

Simulazione del comportamento reale di un gas (equazione di Van der Waals):

dove nb è il covolume e b è una costante tipica di ogni gas

o urti molto più frequenti rispetto a uno

RMS più grande, quindi gli frequenti rispetto al caso in cui (avendo pari volume) la temperatura sia più bassa; per riuscire ad avere la stessa pressione nei due contenitori devo fare in modo che le particelle

pareti, e quindi devo aumentare il

celle elastici (le particelle non

comporta come quello reale, ma diminuendo la temperatura cambia comportamento; solo a pressioni basse il suo comportamento diventa ideale.

Descriviamo ora il comportamento del gas reale nei vari tratti:

C: il volume del gas diminuisce a pressione costante (fino al punto D), perchè il gas si sta liquefacendo. Il sistema è in parte gassoso ed in parte liquido; esiste una superficie di separazione

fasi (transizione di fase). La P del gas durante il

e comprimo il gas non trovo

Luca Genevini: appunti di chimica A || aa 2010/2011 || Ingegneria elettrica – Prof. Andrea Mele

ETOT=ENUCLEI+EELETTRONI+ELEGAMI+EVIBRAZIONALE+EROTAZIONALE+ETRASLAZIONALE+...=U

Calcolare l’energia interna assoluta di un sistema è praticamente impossibile; noi andremo quindi a calcolarne la sua variazione in seguito ad un’interazione con l’ambiente (∆c).

Lavoro (W):

esempio:

 = _b , d = eℎ = ∆4 (10 ∙  = 101,3Q)

Per il lavoro si usa la convenzione che se entrante nel sistema è positivo (es compressione gas), altrimenti è negativo (es espansione gas).

d > 0 → 4fgh<:i< 4ghgjg<:i → d = − ∙ ∆4 d < 0 → 4fgh<:i> 4ghgjg<:i → d = − ∙ ∆4

Il lavoro (W) è una forma di interazione tra sistema/ambiente che può far variare l’energia interna (U).

Trasferimento di energia cinetica: prendiamo delle molecole dello stesso elemento, ma a temperature diverse. Le molecole a temperatura maggiore hanno un’energia cinetica maggiore rispetto alle altre;

avvengono quindi degli urti, che portano le particelle più fredde ad avere più movimento, e quelle più calde a rallentare (e quindi a raffreddarsi). Quello che avviene è quindi un trasferimento di energia sottoforma di calore.

Abbiamo quindi che d = ∆c + k.

Reazioni endotermiche ed esotermiche:

l_(m<fg=i+ n_($) → ln($) il calore di reazione è negativo (q<0), quindi ho una reazione esotermica.

lop($) + 2n($) → ln($) + 2on(0) il calore di reazione è negativo (q<0), quindi ho una reazione esotermica.

q($) + n($) → 2qn($) il calore di reazione è positivo (q>0), quindi ho una reazione endotermica.

Misura del calore di reazione:

c=calore specifico ( ^r

(°;) [/'_7 = 1_(°;^O<: = 4,186_(°;^r k = /∆

kW]`Cb+ kbCtW`]`= 0 → kW]`Cb= −kbCtW`]`

Per misurare il calore di reazione uso il calorimetro.

Bomba calorimetrica:

kB`buW7`+ k;bv7BWC`]B7= 0 → kB`buW7` = −k;bv7BWC`]B7

Il produttore del calorimetro deve fornire una grandezza C detta capacità termica.

wk;bv7BWC`]B7= l;bv7BWC`]B7∆

kB`buW7`= −k;bv7BWC`]B7 → 0 H. &H k &F@F @@FEHFF&HEF 0 H. &H  R → T ∆ > 0 FxHEF F.FH/∆ < 0 FxHEF FE&FH/R Primo principio della termodinamica: ∆c = k + d

Proprietà:

1. .F 4 = /. →  ∙ ∆4 = 0 → d = −∆4 = 0 → ∆c = k6 (/0F ./YH  @0F /.) 2. ∆c è funzione di stato (dipende solo dallo stato iniziale (reagenti) e dallo stato finale (prodotti),

non dal percorso). W e q non sono invece funzioni di stato.

Entalpia (H): H=U+PV come per l’energia interna, non è importante il valore assoluto di H, ma la sua variazione ∆o (per la precisione dH).

∆o = ∆c + ∆4 + 4∆ (variazione di un prodotto) noi ci interessiamo alle reazioni con P=cost.

w ∆o = ∆c + ∆4 + 4∆ → ∆ = 0 → ∆o = k^y− ∆4 + ∆4 = ky

∆c = ky+ d = ky− ∆4 (ky è H0 /0F ./YH   /.EF)R Quindi ∆o è il calore scambiato a pressione costante.

È difficile però avere un calorimetro che lavori a pressione costante, mentre è facile averne uno che lavori a volume costante (da cui sappiamo ricavarne il ∆c, che però è inutile)

o = c + 4 → ∆o = ∆c + ∆(4) = ∆c + {4|m}9}==g− 4mi<(ih=g~ → 4 = EG

→ EFEH  /.EF → 4|m}9}==g = E|m}9}==gG

4mi<(ih=g = Emi<(ih=gG →

∆o = ∆c + {E|m}9}==g− Emi<(ih=g~G → ∆o = ∆c + ∆EG

∆E è la variazione di moli gassose nel passaggio reagenti/prodotti (sono le uniche a dare contributo PV).

Proprietà di ∆o:

1. ∆o è una funzione di stato (perchè è somma di funzioni di stato)

2. ∆o è una proprietà estensiva (dipende dalla massa)

Legge di Hess: se un processo avviene per stadi (anche solo ipotetici), la variazione di entalpia per l’intero processo (totale) è la somma delle variazioni di entalpia nei singoli stadi.

Esempio:

3l(m<fg=i ,X1 ∙ €lo_,$1 

‚ ∙ €l(m<fg=i

ƒ ∙ „o,$

I numeri in grassetto scritti davanti alle reazioni sono degli adattamenti che vengono fatti alle reazioni

“base” per ottenere l’idrogenazione (il

∆omi<jg}hi = X∆o 3∆

Entalpia standard di formazione (∆o pure ∆o°f= 0.

Interazione tra radiazione e materia … = 0E$%Fxx &′E&

‡ = ˆFkFEx ,/H/0H . →1 /  …‡ velocità di propagazione .1 della radiazione elettromagnetica nel vuoto

Fenomeni ondulatori

è una proprietà estensiva (dipende dalla massa)

se un processo avviene per stadi (anche solo ipotetici), la variazione di entalpia per l’intero elle variazioni di entalpia nei singoli stadi.

 4o→ lo,$1 FxHEF &H H&$FExHEF , 1  5n→ 3ln_,$1  on,01‰ ∆o_ X2220

(m<fg=i n,$1 → ln,$1 ∆o X393,5 KQ

0 ,$1 1

2 n^→ on,01‹ ∆o X285,8 KQ

I numeri in grassetto scritti davanti alle reazioni sono degli adattamenti che vengono fatti alle reazioni 0

“base” per ottenere l’idrogenazione (il -1 serve per scambiare reagenti e prodotti).

∆o 4∆o 2220,1 X 3 ∙ 393,5 X 4 ∙ 285,8 

o°f1: entalpia dei composti a P=1atm e T=298K (=25°C). Per le specie Struttura dell’atomo

materia

della radiazione elettromagnetica nel

se un processo avviene per stadi (anche solo ipotetici), la variazione di entalpia per l’intero

H&$FExHEF 2220,1 KQ

0

I numeri in grassetto scritti davanti alle reazioni sono degli adattamenti che vengono fatti alle reazioni

 X103,6 KQ

entalpia dei composti a P=1atm e T=298K (=25°C). Per le specie 0

Luca Genevini: appunti di chimica A || aa 2010/2011

Modello di Bohr: integra il modello pianeta

delle orbite stabili e, quando fornisco energia al sistema, un e

rilasciare energia sottoforma di fotoni quando ritorna allo stato fondamentale.

Per passare dal modello di Bohr al modello atomico moderno servono due concetti fondamentali:

1. Natura ondulatoria della materia (relazione 2. Principio di indeterminazione (di Heisenberg)

Relazione di De Broglie: ad ogni particella viene associata una lunghezza d’onda:

8(^Œ_ Ž

8(^Œ_ = 1.

Esempio: calcolo la mia lunghezza d’onda quando cammino a 1m/s (peso 75Kg) …g<=^_y=!,!∙"^+‘

8(∙

Ma io non posso passare per una fenditura di 10 avere diffrazione! Deduco quindi che la costante di Planck non influenza i

Esperimento: un filamento attraversato da corrente emette elettroni per effetto termoionico.

Questo dimostra che le particelle (es e carattere ondulatorio.

Principio di indeterminazione: per vedere un oggetto devo aver paragonabile alle sue dimensioni minime.

Non posso conoscere con certezza la posizione dell’elettrone (x) e il suo momento (p), perchè la luce necessaria sarebbe altamente energ

rappresentano le incertezze sulla posizione e sul momento. Aumentando la precisione dell’uno diminuisco quella dell’altro.

Luca Genevini: appunti di chimica A || aa 2010/2011 || Ingegneria elettrica – Prof.

Legge di Planck: l’energia si trasmette in quantità discrete; ogni

“pacchetto” di energia ne contiene una quantità pari a

è la costante di Planck e vale 6,26 ∙ 10^’pQ.. Queste quantità discrete si chiamano fotoni e trasmettono solo energia (non materia).

Se l’elettrone passa da un livello energetico a E0

(UV): N  NX N" %‡ oppure N  NX N"

Può darsi che l’elettrone passi da E2 a E0 fermandosi prima a E Balmer): N  NX N %‡ oppure N  NX

Se valuto i salti che portano da un livello energetico a E occupando della serie di Paschen (IR).

Lo spettro della lampada ad idrogeno è composto solo da 4 righe visibili perchè gli stati di eccitazione oltre il quarto non sono occupati, e quelli intermedi non sono abbastanza densamente occupati (e quindi non vengono rilevati).

integra il modello pianeta-satellite con i risultati degli esperimenti di emissione. Si hanno delle orbite stabili e, quando fornisco energia al sistema, un elettrone può cambiare orbita, per poi rilasciare energia sottoforma di fotoni quando ritorna allo stato fondamentale.

Per passare dal modello di Bohr al modello atomico moderno servono due concetti fondamentali:

Natura ondulatoria della materia (relazione di De Broglie, 1924) Principio di indeterminazione (di Heisenberg)

ad ogni particella viene associata una lunghezza d’onda: … 

calcolo la mia lunghezza d’onda quando cammino a 1m/s (peso 75Kg)

+‘rŽ

^Œ_  10^’!  10^’ E

Ma io non posso passare per una fenditura di 10^-36m e avere diffrazione! Deduco quindi che la costante di Planck non influenza il mondo macroscopico.

n filamento attraversato da corrente emette elettroni per effetto termoionico.

Questo dimostra che le particelle (es e^-) possono avere

per vedere un oggetto devo avere una luce con lunghezza d’onda paragonabile alle sue dimensioni minime. …yW;;7vb→ ‡“Bba`→ N“Bba`

Non posso conoscere con certezza la posizione dell’elettrone (x) e il suo momento (p), perchè la luce necessaria sarebbe altamente energetica, e lo farebbe espellere dall’atomo. Δ• ∙ ∆-

rappresentano le incertezze sulla posizione e sul momento. Aumentando la precisione dell’uno diminuisco Andrea Mele

l’energia si trasmette in quantità discrete; ogni

“pacchetto” di energia ne contiene una quantità pari a N  %‡, dove h . Queste quantità discrete si chiamano fotoni e trasmettono solo energia (non materia).

0 si ha la serie di Lymann

 %‡, ecc.

fermandosi prima a E1 (serie di N %‡, ecc.

e valuto i salti che portano da un livello energetico a E2 mi sto Lo spettro della lampada ad idrogeno è composto solo da 4 righe visibili perchè gli stati di eccitazione oltre il quarto non sono occupati, e

termedi non sono abbastanza densamente occupati (e quindi satellite con i risultati degli esperimenti di emissione. Si hanno

lettrone può cambiare orbita, per poi Per passare dal modello di Bohr al modello atomico moderno servono due concetti fondamentali:

^_y ,₈₍^rŽŒ

 ^{  Ž}₈₍Œ

 

calcolo la mia lunghezza d’onda quando cammino a 1m/s (peso 75Kg)

e una luce con lunghezza d’onda Non posso conoscere con certezza la posizione dell’elettrone (x) e il suo momento (p), perchè la luce

- –_p—^ dove ∆• F ∆- rappresentano le incertezze sulla posizione e sul momento. Aumentando la precisione dell’uno diminuisco

Riassumendo:

1. L’energia è quantizzata N =

2. Agli elettroni è associata una lunghezza d’onda

3. Non si può conoscere con precisione la posizione degli elettroni intorno al nucleo Da queste tre affermazioni viene formulata l’equazione d’onda di Shr

Equazione d’onda (di Shrӧdinger): o H: operatore hamiltaniano

Ψ(psi): funzione d’onda (contiene le coordinate degli e quantici (interi)

E: autovalori a cui corrispondono i valori consentiti di energia Numeri quantici:

n: numero quantico principale (n=1,2,3,...); influenza l’energia totale del sistema.

l: numero quantico orbitale angolare (l=0,1,2,...,n valore del momento angolare.

m: numero quantico magnetico (m=

Chiamiamo orbitali s quelli con l=0 e m=0, orbi l=1, orbitali d quelli con l=2 e orbitali f quelli con l=3.

Distribuzione sferica di probabilità:

la superficie di separazione tra le due sfere è chiamata superficie nodale e divide la funzione in corrispondenza dello 0.

Numero quantico di spin (mS): può avere valore e viene usato per indicare il verso della roteazione.

Criteri di riempimento degli orbitali:

1. Si parte dal basso, cioè dal punto con energia minore.

Ordine: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, ...

Quest’ordine deriva da osservazioni sperimentali.

2. Principio di Pauli: non esistono due elettroni con gli stessi quttro numeri quantici. Se i primi tre numeri quantici sono uguali, allora gli elettroni hanno spin antiparallelo, e ciò significa che posso collocarli in

Costruzione della tavola periodica (AUFBAU):

= %‡

associata una lunghezza d’onda

Non si può conoscere con precisione la posizione degli elettroni intorno al nucleo Da queste tre affermazioni viene formulata l’equazione d’onda di Shrӧdinger.

oΨ = NΨ

(psi): funzione d’onda (contiene le coordinate degli e^-) formata da autofunzioni contenenti tre numeri autovalori a cui corrispondono i valori consentiti di energia

ipale (n=1,2,3,...); influenza l’energia l: numero quantico orbitale angolare (l=0,1,2,...,n-1); influenza il m: numero quantico magnetico (m=-l,...,0,...,+l).

Chiamiamo orbitali s quelli con l=0 e m=0, orbitali p quelli con l=1, orbitali d quelli con l=2 e orbitali f quelli con l=3.

la superficie di separazione tra le due sfere è chiamata superficie nodale e divide la funzione in corrispondenza dello 0.

può avere valore ^_ ,↑1  X^_,↓1 e viene usato per indicare il verso della roteazione.

Criteri di riempimento degli orbitali:

Si parte dal basso, cioè dal punto con energia minore.

Ordine: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, ...

deriva da osservazioni sperimentali.

Principio di Pauli: non esistono due elettroni con gli stessi quttro numeri quantici. Se i primi tre numeri quantici sono uguali, allora gli elettroni hanno spin antiparallelo, e ciò significa che posso collocarli in

uno stesso orbitale.

3. Per orbitali con la stessa energia (orbitali degeneri) vale la regola di Hund. Questa afferma che posso riempire un orbitale alla volta con elettroni a spin parallelo

(AUFBAU):

Non si può conoscere con precisione la posizione degli elettroni intorno al nucleo

) formata da autofunzioni contenenti tre numeri

Per orbitali con la stessa energia (orbitali degeneri) vale la regola di Hund. Questa afferma che posso riempire un orbitale alla volta con elettroni a spin

Luca Genevini: appunti di chimica A || aa 2010/2011

Riempimento degli orbitali:

K: 1.^2.^2 K → €e‰4.

l: 1.^2.^2 l → €e‰4

Paramagnetismo: un atomo o uno ione paramagnetico possiedono elettroni spaiati, e gli effetti magnetici dei singoli elettroni non si annullano tra di loro. Gli elettroni spaiati inducono un campo magnetico che fa si che l’atomo o lo ione siano attratti da un campo magnetico esterno. Maggiore è il numero negli elettroni spaiati e più forte è l’attrazione.

Il fenomeno contrario è il diamagnetismo, in cui tutti gli elettroni del guscio esterno sono appaiati e gli effetti magnetici di essi si annullano.

Proprietà periodiche degli elementi:

colonne=gruppi, righe=periodi

1A: metalli alcalini (esistono in natura come ioni positivi; es qnp → 3q^› np

K^› œ^’, qn → 2q^› n^’; fa eccezzione l’idrogeno)

2A: metalli alcalino-terrosi (esistono in natura come ioni 2+; fa eccezione il berillio;

L$^› 2l0^’, œ,qn1→ œ^›

2qn^’, l3np→ l^› 3n_p^’)

7A: alogeni (esistono in natura come ioni negativi; 2F  F^’→ 2^’, l0  F^’→ K^› l0^’)

8A: gas nobili (E.^E-^!; ottetto completo)

Luca Genevini: appunti di chimica A || aa 2010/2011 || Ingegneria elettrica – Prof.

2-^!3.^3-^!4.^

‰ .^

2-^!3.^3-^!4.^

‰4.^

3/ → €e‰4.^3&^

H → €e‰4.^3&^ 4 → €e‰4.^3&

l → €e‰4.^3& abbiamo il livello 3d

semipieno, e quindi per avere maggiore stabilità tolgo un elettrone all’orbitale s e completo l’orbitale p.

L$ → €e‰4.^3& 2F → €e‰4.^3&^! lY → €e‰4.^3&

qH → €e‰4.^3&^ l → €e‰4.^3&^"

E → €e‰4.^3&^"

un atomo o uno ione paramagnetico possiedono elettroni spaiati, e gli effetti magnetici dei singoli elettroni non si annullano tra di loro. Gli elettroni spaiati inducono un campo magnetico che fa si che l’atomo o lo ione

un campo magnetico esterno. Maggiore è il numero negli elettroni spaiati e più forte è l’attrazione.

Il fenomeno contrario è il diamagnetismo, in cui tutti gli elettroni del guscio esterno sono appaiati e gli effetti magnetici di essi si annullano.

Proprietà periodiche degli elementi:

1A: metalli alcalini (esistono in natura come ioni

p’, Kœ →

; fa eccezzione stono in natura come ioni 2+; fa eccezione il berillio; L$l0→

 7A: alogeni (esistono in natura come ioni

→ l0^’, Kl0 →

; ottetto completo)

Andrea Mele

abbiamo il livello 3d

semipieno, e quindi per avere maggiore stabilità tolgo un elettrone all’orbitale s e completo

Carica nucleare effettiva (o efficace)

che fanno da schermo (cioè gli elettroni degli ottetti completi, tenendo conto che il primo livello ne contiene solo due). La carica efficace cresce muovendosi da sinistra a destra lungo un periodo.

Raggio atomico: il raggio atomico decresce lungo il periodo da sinistra verso destra, mentre cresce

Potenziale di ionizzazione: energia che devo fornire a un atomo per poterlo ionizzare (togliendo un e

q → q^› F^’ ,ž= 496_}:^8r1 Potenziale di prima ionizzazione (I1).

q^›→ q^› F^’ ,ž= 4562_}:^8r seconda ionizzazione (I2).

NB: da I1 a I2 ho una differenza di 10 volte (

perchè sono arrivato da una configurazione più stabile (gas nobile); quindi quando giungo al gas nobile h cambiamento di ordine di grandezza dell’energia di ionizzazione. È quindi più difficile togliere elettroni a ione positivo piuttosto che a un atomo neutro.

Affinità per elettrone (EA): energia liberata o assorbita ( l’atomo (fornire un elettrone).

2  F^’→ 2^’ Ne = X322_}:^8r (reazione esotermica)

ŸH( F^’→ ŸH^’ ,1.^2. → 1.^2.^

qF  F^’→ qF^’ Ne  29_}:^8r Il neon (Ne) è stabile, quindi per ionizzarlo (renderlo instabile) devo fornirgli energia.

Gruppo 8A (gas nobili) EA>0, gruppo 7A (alogeni) EA<<0 (quindi molto grande), minore di EA7A)

Principali proprietà atomiche (riassunte):

arica nucleare effettiva (o efficace): iff   X 3 dove Z è il numero atomico e S è il numero di elettroni che fanno da schermo (cioè gli elettroni degli ottetti completi, tenendo conto che il primo livello ne

. La carica efficace cresce muovendosi da sinistra a destra lungo un periodo.

il raggio atomico decresce lungo il periodo da sinistra verso destra, mentre cresce scendendo lungo un gruppo.

energia che devo fornire a un atomo per poterlo ionizzare (togliendo un e^-).

Potenziale di prima

}:1 Potenziale di ferenza di 10 volte (ž≅ 10ž); ciò perchè sono arrivato da una configurazione più stabile

di quando giungo al gas nobile ho il cambiamento di ordine di grandezza dell’energia di ionizzazione. È quindi più difficile togliere elettroni a uno ione positivo piuttosto che a un atomo neutro.

energia liberata o assorbita (- liberata, + assorbita) nel ionizzare negativamente (reazione esotermica)

1 Ne  X60 KQ

0

Il neon (Ne) è stabile, quindi per ionizzarlo (renderlo instabile) devo Gruppo 8A (gas nobili) EA>0, gruppo 7A (alogeni) EA<<0 (quindi molto grande), gruppo 6A EA<0 (grande ma Principali proprietà atomiche (riassunte):

dove Z è il numero atomico e S è il numero di elettroni che fanno da schermo (cioè gli elettroni degli ottetti completi, tenendo conto che il primo livello ne

. La carica efficace cresce muovendosi da sinistra a destra lungo un periodo.

il raggio atomico decresce lungo il periodo da sinistra verso destra, mentre cresce scendendo lungo un gruppo.

liberata, + assorbita) nel ionizzare negativamente

Il neon (Ne) è stabile, quindi per ionizzarlo (renderlo instabile) devo gruppo 6A EA<0 (grande ma

Luca Genevini: appunti di chimica A || aa 2010/2011

Teoria di Lewis (ingenua):

Formule di Lewis: indico lo stato del guscio più esterno con dei puntini intorno all’atomo gli elettroni di valenza, ricordando però che il primo orbitale viene riempito con due elettroni, mentre dal secondo in poi servono otto elettroni per orbitale (per

stabilità).

Legame:

1. Se c’è trasferimento dell’elettrone si ha il legame ionico 2. Se c’è condivisione di elettroni si ha il legame covalente

Le formule di Lewis spiegano bene i legami (come quello doppio della molecola di ossigeno), ma non danno

paramagnetismo).

Le molecole finora trattate sono molecole omonucleari, cioè formate da atomi dello stesso tipo (N2, F2, H2). Trattiamo ora molecole formate da atomi diversi:

nel caso del legame ionico che va a formare NaCl c’è da notare che la I modulo) dell’EA(Cl), quindi l’elettrone andrà ad aggiungersi al cloro.

viene chiamata Lone Pair (LP).

o  l0 → ol0 ,Ne' = X73_}:^8r , Ne

ed è il cloro ad attrarre l’elettrone. Il legame è polarizzato verso il cloro ( delle cariche positive (spostato verso H) non coincide con quello delle carich

¡^› ¡^’

o X l0 Possiamo dire che alla molecola HCl è associato un momento di dipolo elettrico (q=carica, d=distanza tra le cariche, 1D=1Debye=10

Elettronegatività (Linus Pauling): confronto una molecola omonucleare (A

B). Parto dall’energia di legame, cioè l’energia che mi serve per rompere un legame. Ottengo così la differenza di elettronegatività ¢: |¢b

funzione dell’energia di legame.

Un’elettronegatività alta comporta un carattere non metallico, quindi una forte tendenza ad attrarre gli e Un’elettronegatività bassa comporta un carattere metallico, quindi scarsa ten

L’elettronegatività, sulla tavola periodica, aumenta spostandosi da sinistra a destra lungo un perio

Teoria VSEPR (vesper): Valence Shell Electron Pairs Repulsion (Repulsione delle Coppie Elettroniche di Valenza). La geometria della molecola corrisponde alla

massima repulsione. Abbiamo coppie di legame o coppie non condivise (LP). Possibili repulsioni:

l--H &H 0F$F X l--H &H 0F$F

Coordinazione 4: atomo centrale con 4 “oggetti” intorno (es CHŸ X Coordinazione 4: 3 legami e un LP

repulsione tra H e H (b). La geometria è tetraedrica distorta se piramidale se considero solo gli atomi di N e di H.

Teoria del legame di valenza (Valence Bond ad avere nell’interazione di due atomi è:

1.

2.

Luca Genevini: appunti di chimica A || aa 2010/2011 || Ingegneria elettrica – Prof.

Formule di Lewis: indico lo stato del guscio più esterno con dei puntini intorno all’atomo gli elettroni di valenza, ricordando però che il primo orbitale viene riempito con due elettroni, mentre dal secondo in poi servono otto elettroni per orbitale (per avere la

Se c’è trasferimento dell’elettrone si ha il legame ionico Se c’è condivisione di elettroni si ha il legame covalente

Le formule di Lewis spiegano bene i legami (come quello doppio della molecola di ossigeno), ma non danno nessuna informazione sulle altre proprietà (come il Le molecole finora trattate sono molecole omonucleari, cioè formate da atomi dello stesso tipo

). Trattiamo ora molecole formate da atomi diversi:

che va a formare NaCl c’è da notare che la I1(Na) è più basso (in

modulo) dell’EA(Cl), quindi l’elettrone andrà ad aggiungersi al cloro. La coppia non condivisa di elettroni e;:= X349_}:^8r1 Con questa reazione si forma l’acido cloridrico (gas) ed è il cloro ad attrarre l’elettrone. Il legame è polarizzato verso il cloro (o ↠ l0), e quindi il baricentro delle cariche positive (spostato verso H) non coincide con quello delle cariche negative (spostato verso Cl).

Possiamo dire che alla molecola HCl è associato un momento di dipolo elettrico , 1D=1Debye=10^-10cm). La molecola è polare se ¥

confronto una molecola omonucleare (A-A, B-B) con una eteronucleare (A B). Parto dall’energia di legame, cioè l’energia che mi serve per rompere un legame. Ottengo così la

bX ¢t| = /. TNbtX^_,Nbb Ntt1¦^§. L’elettronegatività è quindi Un’elettronegatività alta comporta un carattere non metallico, quindi una forte tendenza ad attrarre gli e Un’elettronegatività bassa comporta un carattere metallico, quindi scarsa tendenza ad attrarre gli elettroni.

a tavola periodica, aumenta spostandosi da sinistra a destra lungo un perio

Valence Shell Electron Pairs Repulsion (Repulsione delle geometria della molecola corrisponde alla

massima repulsione. Abbiamo coppie di legame o coppie non condivise (LP). Possibili X l--H &H 0F$F

0F$F X Ÿ

X Ÿ ↓ F-0.HEF /F./FEF

Coordinazione 4: atomo centrale con 4 “oggetti” intorno (es CH4)

Coordinazione 4: 3 legami e un LP (caso NH3). La repulsione tra H e il LP (a) è maggiore della repulsione tra H e H (b). La geometria è tetraedrica distorta se considero anche i LP, mentre è piramidale se considero solo gli atomi di N e di H.

Teoria del legame di valenza (Valence Bond->VB): la situazione che mi trovo ad avere nell’interazione di due atomi è:

1. repulsione tra i nuclei 2. repulsione tra gli elettroni

Andrea Mele

Formule di Lewis: indico lo stato del guscio più esterno con dei puntini intorno all’atomo gli elettroni di valenza, ricordando però che il primo orbitale viene riempito con due elettroni, mentre dal

Le formule di Lewis spiegano bene i legami (come quello doppio della molecola di nessuna informazione sulle altre proprietà (come il Le molecole finora trattate sono molecole omonucleari, cioè formate da atomi dello stesso tipo

(Na) è più basso (in

La coppia non condivisa di elettroni Con questa reazione si forma l’acido cloridrico (gas)

), e quindi il baricentro e negative (spostato verso Cl).

Possiamo dire che alla molecola HCl è associato un momento di dipolo elettrico ¥ = k& = 1,1¨

© 0.

B) con una eteronucleare (A- B). Parto dall’energia di legame, cioè l’energia che mi serve per rompere un legame. Ottengo così la

. L’elettronegatività è quindi Un’elettronegatività alta comporta un carattere non metallico, quindi una forte tendenza ad attrarre gli e^-.

denza ad attrarre gli elettroni.

a tavola periodica, aumenta spostandosi da sinistra a destra lungo un periodo.

massima repulsione. Abbiamo coppie di legame o coppie non condivise (LP). Possibili

/F./FEF

). La repulsione tra H e il LP (a) è maggiore della considero anche i LP, mentre è

la situazione che mi trovo

3. attrazione tra nuclei ed elettroni

Se avessimo una r molto grande non ci sarebbe interazione tra gli atomi, mentre se la ci sarebbe repulsione tra loro. Esiste una r per cui

questo valore di r si ha un effetto legante, per cui si ha una regione di sovrapposizione degli atomi e un’aumentata densità elettronica. Questo comporta la formazione di un legame covalente.

Nel legame covalente di tipo σ (sigma) la regione di sovrapposizione ha come asse di simmetria la

congiungente tra i due nuclei degli atomi e nel legame non ci sono piani nodali (cambi di segno).

Prendiamo un atomo dotato di orbitale p (usiamo il p un atomo dotato di orbitale s. Per poter avere un legame

tra l’orbitale p e l’s, quest’ultimo deve avvicinarsi all’altro lungo la direzione degli assi di simmetria.

Legami tra orbitali p-p:

Cosa succede se BH3 incontra NH3? In NH

Carica formale su un atomo (CF): l2 Se prendo NH3 e BH3 separati ho CF(N)=5 Se prendo NH3 e BH3 legati ho CF(N)=5

ttrazione tra nuclei ed elettroni

Se avessimo una r molto grande non ci sarebbe interazione tra gli atomi, mentre se la

tra loro. Esiste una r per cui ho il minimo dell’energia possibile nell’interazione; per esto valore di r si ha un effetto legante, per cui si ha una regione di sovrapposizione degli atomi e un’aumentata densità elettronica. Questo comporta la formazione di un legame covalente.

(sigma) la regione di one ha come asse di simmetria la

congiungente tra i due nuclei degli atomi e nel legame non ci sono piani nodali (cambi di segno).

un atomo dotato di orbitale p (usiamo il pX) e . Per poter avere un legame σ

l’orbitale p e l’s, quest’ultimo deve avvicinarsi all’altro lungo la direzione degli assi di simmetria.

In NH3 ho un LP, mentre in BH3 ho un orbitale vuoto:

l2 = q°“B\yy7X ,q°v`“bCW 2q°vy1 separati ho CF(N)=5-(5)=0 , CF(B)=3-(3)=0.

legati ho CF(N)=5-4=1 , CF(B)=3-4=-1.

Se avessimo una r molto grande non ci sarebbe interazione tra gli atomi, mentre se la r fosse troppo piccola ho il minimo dell’energia possibile nell’interazione; per esto valore di r si ha un effetto legante, per cui si ha una regione di sovrapposizione degli atomi e un’aumentata densità elettronica. Questo comporta la formazione di un legame covalente.

l’orbitale p e l’s, quest’ultimo deve avvicinarsi all’altro lungo la direzione degli assi di simmetria.

ho un orbitale vuoto:

Luca Genevini: appunti di chimica A || aa 2010/2011

singolo C-C si ha libera rotazione. Per poterlo vedere meglio usiamo un’altra molecola:

ELEGAMEσ > ELEGAMEπ , EC-C=347KJ/mol , E L’energia necessaria per rompere il legame legame C-C. Quindi Eσ>Eπ; il legame

che il doppio legame C=C non mi permette la libera rotazione come il singolo.

Configurazione degli isomeri (Z ed E):

energia per rompere il legame π. Il bilancio finale non è zero, perchè i Cl e gli H ha posizioni diverse da quella di partenza.

Teoria dell’orbitale molecolare: cosa succede ai due orbitali atomici di H quando si forma il legame? Le due funzioni 1s avvicinandosi si combinano con interferenza costruttiva o distruttiva. L’interferenza cost

corrisponde alla somma delle due funzioni matematiche mentre quella distruttiva alla loro sottrazione.

Nell’orbitale di legame (interferenza costruttiva) si ha un’alta densità di carica elettronica tra i nuclei e quindi si riduce la repulsione tra questi promuovendo così un legame forte. Il legame molecolare risultante, indicato come σ1s, è ad energia inferiore a quella degli orbitali atomici 1s.

L’orbitale molecolare che si forma dalla sottrazione dei due orbitali 1s riduce la probabilità di trovar l’elettrone tra i due nuclei, portando ad un orbitale molecolare di antilegame, che pone poca densità di carica tra i nuclei. Con una diminuita densità di carica tra i nuclei atomici questi non sono schermati l’uno dall’altro, si ha forte repulsione e il legame è indebolito. Questo orbitale di antilegame, indicato come ad energia maggiore di quella degli orbitali atomici 1s.

Idee fondamentali sugli orbitali molecolari:

1. Il numero di orbitali molecolari (OM) formati è uguale al numero di orbitali ato

2. Dei due OM formati quando due orbitali atomici si combinano insieme, uno è un OM di legame ad energia inferiore a quella degli orbi

superiore.

3. Allo stato fondamentale gli elett

4. Il numero massimo di elettroni in un dato OM è due (principio di esclusione di Pauli) 5. Gli elettroni entrano singolarmente negli OM con identich

Hund)

L’ordine di legame è dato dalla metà della differenza tra il numero di elettroni di legame e di antilegame , cioè &HEF &H 0F$F =^{°iª«¬­Œ«}

Orbitali molecolari di elementi del secondo periodo:

orbitali 2s che 2p. Ciò porta alla formazione di otto orbitali molecolari. Gli orbitali molecolari che si formano Luca Genevini: appunti di chimica A || aa 2010/2011 || Ingegneria elettrica – Prof.

1-6 legami σ C-H tra orbitali sp (H)

7 legame σ C-C tra orbitali sp Attorno al legame

C si ha libera rotazione. Per poterlo vedere meglio usiamo un’altra molecola:

=347KJ/mol , EC=C=611KJ/mol

ia per rompere il legame C=C è meno del doppio di quella necessaria per rompere il

; il legame π si rompe prima e più facilmente del legame σ. Inoltre si può osservare che il doppio legame C=C non mi permette la libera rotazione come il singolo.

Configurazione degli isomeri (Z ed E): in figura ci sono due isomeri (stessa formula bruta ma diversa struttura). Le due strutture prendono rispettivamente il nome di isomero Z (Fig A Zusammen o cis- nella vecchia nomenclatura) e di isomero E (Fig B Entgegen o trans- nella vecchia nomenclatura).

Queste configurazioni danno alle molecole proprietà diverse.

Se voglio passare dall’isomero Z all’isomero E ho bisogno di molta . Il bilancio

finale non è zero, perchè i Cl e gli H hanno posizioni diverse da quella di partenza.

cosa succede ai due orbitali atomici di H quando si forma il legame? Le due funzioni 1s avvicinandosi si combinano con interferenza costruttiva o distruttiva. L’interferenza cost

corrisponde alla somma delle due funzioni matematiche mentre quella distruttiva alla loro sottrazione.

Nell’orbitale di legame (interferenza costruttiva) si ha un’alta densità di carica elettronica tra i nuclei e questi promuovendo così un legame forte. Il legame molecolare risultante, , è ad energia inferiore a quella degli orbitali atomici 1s.

L’orbitale molecolare che si forma dalla sottrazione dei due orbitali 1s riduce la probabilità di trovar l’elettrone tra i due nuclei, portando ad un orbitale molecolare di antilegame, che pone poca densità di carica tra i nuclei. Con una diminuita densità di carica tra i nuclei atomici questi non sono schermati l’uno

legame è indebolito. Questo orbitale di antilegame, indicato come ad energia maggiore di quella degli orbitali atomici 1s.

Idee fondamentali sugli orbitali molecolari:

Il numero di orbitali molecolari (OM) formati è uguale al numero di orbitali ato

Dei due OM formati quando due orbitali atomici si combinano insieme, uno è un OM di legame ad energia inferiore a quella degli orbitali atomici di origine. L’altro è un OM di antilegame ad energia Allo stato fondamentale gli elettroni entrano negli OM ad energia più bassa disponibili

Il numero massimo di elettroni in un dato OM è due (principio di esclusione di Pauli)

Gli elettroni entrano singolarmente negli OM con identiche energie prima di appaiarsi (regola di legame è dato dalla metà della differenza tra il numero di elettroni di legame e di antilegame ,

’°i_{­®¯°ª«¬­Œ«}^

 .

Orbitali molecolari di elementi del secondo periodo: nel secondo periodo si ha a che fare sia con gli orbitali 2s che 2p. Ciò porta alla formazione di otto orbitali molecolari. Gli orbitali molecolari che si formano

Andrea Mele

H tra orbitali sp³(C) e 1s C tra orbitali sp³(C) e sp³(C) Attorno al legame

C si ha libera rotazione. Per poterlo vedere meglio usiamo un’altra molecola:

C=C è meno del doppio di quella necessaria per rompere il . Inoltre si può osservare in figura ci sono due isomeri (stessa formula bruta ma diversa

struttura). Le due strutture prendono rispettivamente il nome di nella vecchia nomenclatura) e di

nella vecchia nomenclatura).

Queste configurazioni danno alle molecole proprietà diverse.

Se voglio passare dall’isomero Z all’isomero E ho bisogno di molta

cosa succede ai due orbitali atomici di H quando si forma il legame? Le due funzioni 1s avvicinandosi si combinano con interferenza costruttiva o distruttiva. L’interferenza costruttiva corrisponde alla somma delle due funzioni matematiche mentre quella distruttiva alla loro sottrazione.

Nell’orbitale di legame (interferenza costruttiva) si ha un’alta densità di carica elettronica tra i nuclei e questi promuovendo così un legame forte. Il legame molecolare risultante, L’orbitale molecolare che si forma dalla sottrazione dei due orbitali 1s riduce la probabilità di trovare l’elettrone tra i due nuclei, portando ad un orbitale molecolare di antilegame, che pone poca densità di carica tra i nuclei. Con una diminuita densità di carica tra i nuclei atomici questi non sono schermati l’uno

legame è indebolito. Questo orbitale di antilegame, indicato come σ*1s è

Il numero di orbitali molecolari (OM) formati è uguale al numero di orbitali atomici combinati Dei due OM formati quando due orbitali atomici si combinano insieme, uno è un OM di legame ad

ali atomici di origine. L’altro è un OM di antilegame ad energia roni entrano negli OM ad energia più bassa disponibili

Il numero massimo di elettroni in un dato OM è due (principio di esclusione di Pauli)

energie prima di appaiarsi (regola di legame è dato dalla metà della differenza tra il numero di elettroni di legame e di antilegame ,

i ha a che fare sia con gli orbitali 2s che 2p. Ciò porta alla formazione di otto orbitali molecolari. Gli orbitali molecolari che si formano

dagli orbitali 2s sono simili a quelli che si ottengono dagli orbitali 1s, ma sono ad energia più alta. Per quanto riguarda la combinazione degli orbitali atomici 2p la situazione è diversa. Sono possibili due modi di combinazione di orbitali atomici 2p in orbitali molecolari: testa a testa o di lato. La migliore sovrapposizione per l’orbitale p è lungo una linea retta (cioè testa a testa). Questa combinazione porta alla formazione di orbitali molecolari del tipo σ2p e σ*2p.

L’orbitale di legame π2p si forma sommando l’orbitale p di un nucleo all’orbitale p dell’altro in modo che i lobi positivi e negativi dell’uno e dell’altro siano in fase. Ciò porta a un accumulo di densità elettronica tra i nuclei, ma in modo meno diretto degli orbitali σ. Tipicamente, il legame π è più debole del legame σ.

L’orbitale π*2p si forma sottraendo due orbitali p perpendicolari all’asse internucleare. Negli orbitali molecolari di antilegame tra i nuclei vi sono piani nodali, dove la densità elettronica cade a zero.

Un’altra previsione è che gli orbitali di legame del tipo σ dovrebbero avere energie inferiori a quelli del tipo π in quanto la sovrapposizione terminale degli orbitali 2p è maggiore della sovrapposizione laterale e ciò dovrebbe portare ad un’energia inferiore.

Dovremo tener conto del fatto che sia gli orbitali 2s che i 2p formano orbitali molecolari che aumentano la densità elettronica nella stessa regione tra i nuclei. Questi due orbitali σ sono di energia simile e forma tale che possono mescolarsi a formare orbitali σ modificati, contenenti ciascuno parte dell’originale σ2s e σ2p. Il σ2s modificato cala di energia ed il σ2p modificato si innalza di energia, portando ad un diverso ordine dei livelli energetici.

Per gli orbitali molecolari di O2 e F2 la situazione è quella prevista dato che la differenza di energia tra gli orbitali 2s e 2p è grande e si ha poco mescolamento tra s e p, per cui gli orbitali σ2s e σ2p non sono modificati come sopra descritto. Per le altre molecole biatomiche di elementi del secondo periodo gli orbitali π2p hanno un energia più bassa dei σ2p, il che porta agli orbitali modificati.

Teoria della banda: ricordiamo la formazione degli orbitali molecolari e il legame tra due atomi di Li. Ogni atomo di Li contribuisce con un orbitale 2s alla formazione di due orbitali molecolari, σ2s e σ*2s. Gli elettroni inizialmente descritti come elettroni 1s¹ degli atomi di Li riempiono a metà questi orbitali molecolari. Cioè riempiono l’orbitale σ2s e lasciano vuoto l’orbitale σ*2s. Se si estende questa combinazione di atomi di Li a un terzo Li, si avrà la formazione di tre orbitali molecolari, contenenti un totale di tre elettroni. Anche in questo caso la serie di orbitali molecolari è riempita per metà. Possiamo estendere questo processo a un numero enorme (N) di atomi. Ecco ciò che si ottiene: una serie di N orbitali molecolari con una differenza di energia estremamente bassa tra ogni coppia di livelli successivi. Questo insieme di livelli energetici di orbitali molecolari molto vicini tra loro viene detto banda di energia.

La banda contiene N elettroni che occupano, in coppie, N/2 orbitali molecolari a energia minima. Questi sono responsabili dei legami tra gli atomi di Li, elettroni di valenza, e la banda in cui si trovano viene detta banda di valenza. Tuttavia, poichè le differenze di energia tra i livelli occupati e non occupati nella banda di valenza sono molto piccole, gli elettroni di valenza possono essere facilmente essere eccitati dal livello più alto occupato (HOMO) al più basso livello non occupato (LUMO) immediatamente superiore ad esso.

Questa eccitazione, che ha l’effetto di produrre elettroni mobili, può essere ottenuta applicando una piccola differenza di potenziale elettrico al cristallo. In tal modo la teoria della banda riesce a spiegare la conducibilità elettrica dei metalli. Perchè si abbia conducibilità elettrica è indispensabile che sia presente una banda di energia solo parzialmente riempita da elettroni, detta banda di conduzione.

Semiconduttori: responsabile delle proprietà elettroniche di un semiconduttore è la differenza di energia (gap) tra la banda di valenza e la banda di conduzione. In certi materiali (semiconduttori intrinsechi) questo gap ha un valore fisso.