Chimica - PDF
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Questi appunti trattano concetti di base di chimica, soffermandosi sulla struttura degli atomi, sui protoni, neutroni ed elettroni. Sono spiegati anche concetti chiave come gli isotopi e le differenze tra elementi.
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CHIMICA ATOMO: - formato da nucleo e orbitali - Considerabile con una struttura vuota Il nucleo: - parte piccolissima, - tutta la massa è concentrata nel nucleo. - Densità elevatissima, gli spazi fra nucleoni (P e N) sono pressoché virtuali, ov...
CHIMICA ATOMO: - formato da nucleo e orbitali - Considerabile con una struttura vuota Il nucleo: - parte piccolissima, - tutta la massa è concentrata nel nucleo. - Densità elevatissima, gli spazi fra nucleoni (P e N) sono pressoché virtuali, ovvero non ci sono - Carico positivamente, poiché composto da nucleoni, ovvero protoni (+) e neutroni (-) - le forze di tensione nel nucleo devono controbilanciare le forze di repulsione di protoni con la stessa carica - Nuclei piccoli sono stabili, nuclei grandi sono instabili !!! in natura, ciò che è instabile tende a trasformarsi in qualcosa di più stabile, liberando energia. Il processo inverso non avviene mai spontaneamente, e quando avviene, qualcosa o qualcuno ha fornito l’opportuna energia. I protoni: - carica positiva, pari a 1,6 × 10 alla -19 coulomb - Massa leggermente inferiore al neutrone, pari a un UMA (circa 1,6 × 10 alla -27 kg) - Carta d’identità degli elementi nella tavola, poiché il numero di protoni non varia mai Il numero dei protoni coincide con il numero degli elettroni. Il numero dei protoni non varia mai, mentre quello dei neutroni e degli elettroni può variare, ma comunque l’elemento rimane lo stesso. Isotopi —> variano i neutroni Ioni —> variano gli elettroni I neutroni: - carica neutra - Massa leggermente superiore al protone, circa un UMA - il numero può variare, ma l’elemento rimane lo stesso, si parla di isotopi Gli elettroni: - ruotano attorno al nucleo, - tendono ad occupare preferenzialmente gli orbitali più interni - massa trascurabile, poiché pesa 1840 volte meno del protone - L’elettrone (più esterno) determina la reattività e le proprietà chimiche dell’elemento Gli elettroni negli orbitali più vicini al nucleo sono più stabili, poiché è maggiore la forza di attrazione del nucleo. Ad aumentare la distanza dal nucleo, diminuisce la forza di attrazione del nucleo, quindi aumenta l’energia e l’instabilità degli elettroni. L’elettrone cerca sempre di avvicinarsi al nucleo, emettendo energia; se accade il processo inverso, l’elettrone ha ricevuto l’opportuna energia, assorbita dall’esterno. !!! la massa di un atomo è concentrata solo nel nucleo, e la reattività e le proprietà di un atomo dipendono solo dagli elettroni più esterni; di conseguenza la massa di un atomo è SCOLLEGATA dalle sue proprietà chimiche. Il numero atomico (o di carica): - si indica con Z - È un numero intero positivo - Indica il numero di protoni, che coincide con il numero degli elettroni - Gli elementi sono ordinati nella tavola periodica da sinistra verso destra e orizzontalmente, al crescere di Z - Tra gli atomi di uno stesso elemento, Z NON VARIA MAI - Nella tavola periodica, è indicato come pedice, alla sinistra del simbolo dell’elemento Il numero di massa: - Si indica con A - È un numero intero positivo - Indica la somma numerica dei nucleoni presenti nel nucleo di un atomo - È circa uguale al peso atomico, tenendo conto che protoni e neutroni hanno peso di circa 1 UMA - A differenza di Z, A PUÒ VARIARE e l’elemento rimanere lo stesso (isotopi) - La tavola periodica, è indicato come apice, alla sinistra del simbolo dell’elemento !!! Insieme, il numero di massa e il numero atomico (rispettivamente A e Z) costituiscono nella tavola un nuclide. !!! A è sempre maggiore di Z, tranne in un caso, in cui i due sono uguali: si tratta dell’idrogeno, che ha 1 protone e 1 elettrone, ma 0 neutroni nel nucleo, e di conseguenza A coincide con Z. Gli isotopi: - Atomi di uno stesso elemento che differiscono unicamente per il numero di neutroni; gli isotopi di uno stesso elemento avranno massa diversa ma stesse proprietà chimiche, che dipendono SOLO dagli elettroni - Due isotopi di una stessa elemento sono indistinguibili - Si dividono in isotopi naturali e isotopi artificiali - Nella tavola periodica, ogni elemento ha ALMENO DUE isotopi naturali - Gli isotopi artificiali sono spesso radioattivi, poiché ad aumentare dei neutroni, aumenta anche l’instabilità del nucleo (un esempio è l’uranio arricchito) - Due elementi con lo stesso numero di massa, ma con diverso numero atomico si dicono isobari; in due elementi diversi, non si può mai avere il caso in cui abbiano lo stesso numero atomico, mentre possono avere lo stesso numero di massa, proprio perché esistono gli isotopi. Isotopi particolari: - idrogeno: ha due isotopi, chiamati deuterio (con A=2) e Trizio (A=3), che hanno peso molecolare rispettivamente il doppio e il triplo di quello dell’idrogeno, poiché cambia il loro numero di neutroni. - arbonio: Ha due isotopi particolari, il carbonio-12, da cui si prende la definizione di C un UMA, ovvero la 12ª parte della massa dell’isotopo-12 del carbonio i compiti. L’altro isotopo è il carbonio 14, utilizzato per la datazione radiometrica di reperti archeologici, ma anche in attività forense per la datazione delle ossa; quest’isotopo ha un tempo di decadimento molto lungo, che è proprio la caratteristica utilizzata per la datazione. Gli orbitali: - Regione di spazio in cui coesistono al massimo due elettroni che viaggiano con spin opposto, o antiparallelo - Traiettorie su cui ruotano gli elettroni attorno al nucleo - Dipendono da forze di attrazione e repulsione, poiché il nucleo attrae elettrostaticamente gli elettroni, poiché di carica opposta, mentre gli elettroni non si scontrano mai a loro volta poiché di cariche uguali. Di nuovo sugli ORBITALI: - Lo spazio intorno al nucleo di un atomo viene suddiviso in sette gusci, o livelli energetici, e oltre il settimo guscio non si va poiché la distanza dal nucleo non consente l’attrazione - Tu ci si allontana dal nucleo, più diminuisce l’energia di attrazione del nucleo sugli elettroni, e quindi aumenta l’energia degli elettroni. Si ha, quindi, l’energia minore del primo guscio, quello più piccolo, mentre si ha energia maggiore nel settimo, ovvero il guscio più lontano - Ogni guscio ha uno spessore, e ogni elettrone all’interno di un guscio varia la distanza dall’altro, e di conseguenza varia anche la loro energia - Ogni guscio comprende più sotto livelli energetici, chiamati S, P, D, P. Ogni sottolivello presenta uno o più orbitali. Più ci si allontana dal gruppo, più aumentano il numero degli orbitali e gli elettroni contenuti all’interno di ciascun guscio. - Quando un elettrone si muove da un orbitale esterno a uno interno, si avvicina al nucleo, e quindi diminuisce la sua energia. Questo processo avviene sempre spontaneamente, e durante esso l’elettrone emette energia. - Quando l’elettrone si allontana dal nucleo, la sua energia aumenta. Perché avvenga questo, occorre fornire l’opportuna energia, che l’elettrone va ad assorbire. - Se, invece, l’elettrone rimane sull’orbitale, non varierà la distanza dal nucleo né la propria energia: in questo caso, si parla di stato stazionario dell’elettrone. I sottolivelli energetici: - si dividono in s, p, d , f - s e p sono detti sottolivelli fissi, e sono a bassa energia - d e f sono detti sotto livelli mobili, poiché compiono i salti elettronici; sono ad alta energia, e in particolare F è ad altissima energia. - Sono presenti solo in gusci particolari: - s = dal 1° al 7° - p = dal 2° al 7° - d = dal 3° al 6° - f = nel 4° e nel 5° - Fatta eccezione per il primo, in ogni guscio si considerano i sotto livelli fissi, in quanto DF, avendo troppa energia, si muovono spostandosi verso l’esterno - Per determinare le caratteristiche chimiche di un elemento si fa riferimento ai sotto livelli fissi con quattro orbitali complessivi e, quindi, otto elettroni: in questo caso, si parla di saturazione o, raggiungimento dell’ottetto (fatta eccezione per il primo guscio, che raggiunge la saturazione con solo due elettroni, non avendo sotto livello P). - Tutti i gusci dal secondo al settimo raggiungono la saturazione con otto elettroni o tetto, quindi tutti gli elementi della tavola conterranno da uno a otto elettroni nel guscio più esterno.il loro comportamento dipenderà unicamente da quanti elettroni sono contenuti nel guscio più esterno: - meno elettroni nel guscio più esterno → comportamento metallico - più elettroni nel guscio più esterno → comportamento non metallico - All’aumentare del numero di elettroni di valenza (nel guscio più esterno), aumenta il comportamento non metallico - La condizione dell’ottetto o saturazione è raggiunta dall’ottavo gruppo dei gas nobili, o inerti, o rari. Tutti gli elementi con un numero da 1 a 7 di elettroni nel guscio più esterno, reagiranno quando raggiungeranno l’ottetto e assomiglieranno elettronicamente ad un gas nobile. Gli elementi hanno solo due modi per raggiungere l’ottetto: 1) ionizzando, ovvero cedendo e/o guadagnando elettroni I ionizzando, ovvero cedendo e ho guadagnando elettroni (legame ionico) 2) condividendo gli elettroni con altri elementi (legame covalente) !!! si parla di ibridazione interatomica quando il sottolivello d, ad alta energia, ha un orbitale vuoto, avviene il trasferimento di un elettrone da s (a bassa energia) a d (ad alta energia) - Quindi, i metalli di transizione trasferiscono elettroni da s a d quando c’è la possibilità di saturare parzialmente o completamente il sottolivello d. - I numeri quantici: Servono per definire l’esatta posizione (distanza dal nucleo) e l’esatta energia di un elettrone, e sono: 1) Numero quantico principale → n a) dice l’energia approssimativa di un elettrone, poiché ogni guscio ha uno spessore e quindi varia la distanza dal nucleo e l’energia b) corrisponde al guscio in cui si trova l'elettrone c) da 0 a + infinito d) valori REALI solo da 1 a 7 2) Numero quantico secondario → l (elle) a) Dice la forma dell’orbitale b) corrisponde al sottolivello dove si trova l’elettrone a) va da 0 a + infinito b) valori REALI solo da 0 a 3 (0 = s, 1 = p, 2 = d, 3 = f) c) 0
