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Democrito IV secolo A.C.
Lavoisier Legge della conservazione della massa
es. C + O2 CO2
Dalton (1808) Teoria atomica
Avogadro Volumi uguali di gas contengono un ugual
numero di MOLECOLE (NA)
Cannizzaro Determinazione dei PESI MOLECOLARI
in base alle densità relative dei gas
(drel = dA/dB = MA/MB)
e poi dei PESI ATOMICI
E = mc2
ATOMO
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INSIEME DI ATOMI TENUTI INSIEME DA LEGAMI CHIMICI
Es H2O 2 atomi H + 1 atomo O
H2SO4 2 atomi H + 1 atomo S + 4 atomi O
PESO MOLECOLARE SOMMA DEI PESI ATOMICI MOLTIPLICATI PER I
RISPETTIVI COEFFICIENTI STECHIOMETRICI
PM H2O = 2 x PAH +PAO = 2 x1,008 +15,9999 = 18,015 18 u.m.a.
PM H2SO4= 2 x PAH +PAS +4 x PAO = 2 x1 +32 + 4 x16 = 98 u.m.a.
MOLE PESO IN GRAMMI PARI A:
a) GRAMMOATOMO IL PESO ATOMICO DELL’ELEMENTO
b) GRAMMOMOLECOLA IL PESO MOLECOLARE DEL COMPOSTO
Una mole contiene un numero di particelle (atomi o molecole) pari al
NUMERO DI AVOGADRO N = 6,022 x1023
Esempio: 1 mole di acqua (H2O) pesa 18 g; quante moli ci sono in un litro di acqua?
1 litro 1 Kg = 1000 g n = g/PM = 1000/18 = 55,5 moli g = n x PM
MOLECOLA
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Esperimento di Thompson
Hr
v
m
e
Esperimento di Millikan
Misura e/m elettrone
Misura e elettrone
atomo di Thompson
mg=zeE
Atomo: protoni
elettroni
neutroni
Skuola.it
Tutorvista.com
reich-chemistry.wikispaces.com
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Esperimento di Rutherford
Particelle a
+n
e-
lnf.infn.it
wikipedia
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Struttura
dell’atomoRaggio 10-10 m = 1Å
ATOMO
NUCLEO (+)
ELETTRONI (-)
FORZEELETTROSTATICHE
PROTONI (+)
NEUTRONI
FORZENUCLEARI
CARICA MASSA (kg)
PROTONE +1,6 x 10-19 C (+e) 1,673 x10-27
NEUTRONE 0 1,673 x10-27
ELETTRONE -1,6 x 10-19 C (-e) 9,11 x10-31
N. ELETTRONI = N. PROTONI
N. PROTONI N. ATOMICO (Z)
N. PROTONI + N. NEUTRONI N.DI MASSA (A)
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C12
6
A
ZC
13
6C
14
6ISOTOPI
UGUALE N. ATOMICO
DIVERSO N. DI MASSA
16O 17O 18O
% 99,762 0,038 0,20
abbondanza 0,99762 0,00038 0,0020
isotopica relativa
1H 2H = D 3H = T
UNITA’ DI MASSA ATOMICA = 1/12 DELLA MASSA DI 12C
PESO ATOMICO = MASSA DELL’ ATOMO A
1/12 DELLA MASSA DI 12C
MISCELA ISOTOPICA
PESO ATOMICO di un elemento = Si xi mi
xi = abbondanza isotopica relativa
mi = massa dell’isotopo
Isotopi
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Modelli atomici
Atomo di Rutherford (modello planetario)
Gli elettroni si muovono intorno al nucleo
secondo orbite circolari
Problema: per le leggi della fisica questo
sistema è instabile!
L’elettrone dovrebbe emettere energia sotto
forma di radiazione elettromagnetica e
ricadere sul nucleo in 10-11 s
Atomo di Bohr:
L’energia dell’elettrone è QUANTIZZATA
Non può variare con continuità ma solo assumere alcuni valori
+n
e-
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= lunghezza d’onda
= frequenza (Hz) = numero d’onda (cm-1)
= c a = 1
E = h. = h.c. = h.c
h = costante di Planck
1 mm = 10-3 m
1 mm = 10-6 m
1 nm = 10-9 m
RADIAZIONE ELETTROMAGNETICA
ONDA
CORPUSCOLO= FOTONE
RADIAZIONE ELETTROMAGNETICA: Campo elettromagnetico oscillante
che si propaga alla velocità della luce c = 3,0 x108 m/s nel vuoto
raggi raggi X UV IR onde radiomicroonde
1 pm 1 nm 1 mm 1 mm 1 m
crescente
crescente visibile
400 nm 780 nm
RADIAZIONE ELETTROMAGNETICA
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• Emissione di corpo nero (Max Planck)
E=h quantizzazione dell’energia
Effetto fotoelettrico (Einstein)
Efotone = h W= h0
KE= 1/2mv2 = h - W= h(-0)
'
Energ
iaFrequenza
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Atomo di Bohr
2
222
2
nhrvm
20
22
r4
Ze
r
mv
r4
Zemv
0
22
ATOMO di IDROGENO e ATOMI IDROGENOIDI
f. centripeta Coulomb
Quantizzazione del momento angolare
n = 1, 2, 3……. numero quantico
h = costante di Planck =6,626.10-34 J.s
quantizzazione del raggio atomico
Z=1 rn = n2a0 r = a0 , 4a0, 9a0 , 16a0 ……
2
nhmvr
rπε4
Ze
mrπ4
hn
m
1
πr2
nhmv
0
2
22
2222
Z
an
mZe
hnr 0
2
2
022
Å 529,0πme
εh a
2
02
0
raggio di Bohr
a0
4a0
9a0
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2
2
0222
42
0
2
0
22
n
ZE
hn8ε
emZ
r8ππ
Ze
r4ππ
Ze
2
mvE
0
----
Energia= cinetica + potenziale
r4
Zemv
0
22
2
022
mZe
hnr
20
4
0h8
meE
2
quantizzazione dell’energia
Z= 1 En = - E0, - E0/4, - E0/9 , - E0/16 …
n = 1 stato fondamentale n > 1 stati eccitati
-- 0 2
122
nnn
1
n
1
n=1 E=E0
n=2 E=E0/4
n=3 E=E0/9
E
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n1, n2 numeri interi e
semplici
n1<n2
RH = 1,09677 m-1
+
e-
SPETTRI DI EMISSIONE ATOMICI (SPETTRI A RIGHE)
SPETTRO DELL’IDROGENO
n1 = 1 serie di Lyman (UV)
n1 = 2 serie di Balmer
(visibile)
n1 = 3 serie di Paschen (IR)
= 1 = RH (1 - 1) E = h.c.= = -E0 (1 - 1)
n n
n n
SPETTRI DI EMISSIONE ATOMICI
E
n=1
n=2
n=3n=4
Lyman
Balmer
Paschen
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MECCANICA QUANTISTICA
4
htE
4
hx)mv(
De Broglie Duplice natura CORPUSCOLARE e ONDULATORIA della materia
HEISENBERG PRINCIPIO DI INDETERMINAZIONE
e-
m4
hxv
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FUNZIONI D’ONDA
1dV 2
04
dx
d2
2
2
2
04
zyx 2
2
2
2
2
2
2
2
mv
h 22
22
vm
h 0
h
vm4
zyx 2
222
2
2
2
2
2
2
0)VE(h
m8
zyx 2
2
2
2
2
2
2
2
-
- EV
zyxm8
h2
2
2
2
2
2
2
2
= (x,y,z) Funzione matematica che descrive il comportamento dell’elettrone.
EQUAZIONE DI SCHROEDINGER:
Consente di calcolare le FUNZIONI D’ONDA
le ENERGIE relative (autovalori)
DENSITA’ DI PROBABILITA’ 2
2dV probabilità di trovare l’elettrone nell’elemento di volume dV
onda stazionaria in 3D
½mv2 = KE= E-V
Energia cinetica Energia potenziale
H=E
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(Esempio: particella nella scatola)x=0 x=L
LEsempio: Particella nella scatola
Scatola unidimensionale (x) di lunghezza L
Nella scatola V=0 fuori dalla scatola V= =(x)
- E
dx
d
m8
h2
2
2
2
-
- 2
2
2
2
2
kEh
m8
dx
d Eh
m8k
2
2
= A sen(kx) + B cos(kx)
x = 0 = 0 B = 0 = A sen(kx)
x = L = 0 kL= n
L
nk
x
L
nAsen
nL Eh
m82
2
2mL8
hn E
22
n quantizzazione dell’energia
1dxL
0
2 L
2A
x
L
nsen
L
2
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-
- E
r4
e
zyxm8
h
0
2
2
2
2
2
2
2
2
2
FUNZIONI D’ONDA ORBITALI
(x,y,z) = (r,q,f) = n,l,m n, l, m numeri quantici
Principale n = 1, 2, 3,…..
Secondario l = 0,1,…..n-1 n valori di l
Magnetico m = +l, …0, … -l 2l+1 valori di m
ATOMO DI IDROGENO
Equazione di Schroedinger
n determina l’energia e le dimensioni degli orbitali
En = - E0/n2
l, m determinano la forma e l’orientamento degli orbitali
Meccanica CLASSICA ORBITA
Meccanica QUANTISTICA ORBITALE
r = (x2+y2+z2)
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n l m n,l,mOrbitale N° tot
1 0 0 1,0,01s 1 1
2 0 0 2,0,02s 1 4
1 -1, 0, + 1 2,1,-1 ;2,1,0 ; 2,1,12p 3
0 0 3,0,03s 1
3 1 -1, 0, + 1 3,1,-1; 3,1,0; 3,1,13p 3 9
2 -2,-1, 0, + 1,+2 3,2,-2; 3,2,-1; 3,2,0; 3, 2,1 ; 3,2,23d 5
0 0 4,0,04s 1
4 1 -1, 0, + 1 4,1,-1; 4,1,0; 4,+1,14p 3 16
2 -2,-1, 0, + 1,+2 4,2,-2; 4,2, -1; 4,2,0; 4,2,1; 4,2,24d 5
3 -3,-2,-1, 0,
+ 1,+2, +3
4,3,-3; 4,3,-2; 4,3,-1; 4,3,0;
4,3,1; 4,3,2; 4,3,3
4f 7
l 0 1 2 3
s p d f
n valori di l
2l+1 valori di m
n2 orbitali
Numeri quantici
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n=1, l=0 1,0,0 = 1s
Probabilita’ Radiale 4r22
Orbitale 1s
n=2 l=0 2,0,0 = 2s
1s2s
Orbitali s
1s
r
2
DENSITA' DIPROBABILITA'
0a
r
30
s1 ea
1 -
0
s1
a
r2
30
2 ea
1 -
r
22r2
PROBABILITA'RADIALE
a0
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n=2 l=0 m=0 2s 1
n= 2 l= 1 m =0, 1 2p 2,1,-1 ; 2,1,0 ; 2,1,1 3
px pz py
n2 =4
x
y
z
x
y
z
x
y
z
pzpx py
Orbitali p
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x
y z
x
y
dxz
x
y
z
x y
z
dxydyz
dx2-y2dz2
n= 3 l=0 m=0 3s 1 n2 =9
n= 3 l= 1 m =0, 1 3p 3
n= 3 l= 2 m =0, 1, 2 3d 5
Orbitali d
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n= 4 l=0 m=0 4s 1 n2 =16
n= 4 l= 1 m =0, 1 4p 3
n= 4 l= 2 m =0, 1, 2 4d 5
n= 4 l= 3 m =0, 1, 2 , 3 4f 7
4f
8 lobi
Orbitali f
dcssi.istm.cnr.it
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Riepilogo
-n numero quantico principale n = 1, 2, 3……
energia E= -E0
Determina n2
dimensioni
per ogni valore di n ci sono n2 orbitali
- l numero quantico secondario l = 0, 1, 2…n-1
determina la forma degli orbitali (2l lobi)
Per ogni n, può assumere n valori
-m numero quantico magnetico m = 0, 1, 2… l
determina la direzione degli orbitali
Per ogni l, può assumere (2l + 1) valori
-ms numero quantico di spin ms = 1/2
determina il verso di rotazione dell’elettrone su se stesso
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ATOMI POLIELETTRONICI
Impossibile risolvere esattamente l’equazione di Schroedinger
Soluzione con metodi approssimativi n,l,m
Forma degli orbitali come per l’atomo di idrogeno
Energia degli orbitali dipende da n,l
Effetto di schermo S (elettroni su orbitali interni)
Carica nucleare Z Carica nucleare efficace Zeff
Zeff = Z-S S=Sisi
RIEMPIMENTO DEGLI ORBITALI
-Principio di Aufbau
-Principio di esclusione di Pauli
-Principio della massima molteplicità
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1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f< 5d<6p<7s<5f
Aufabu
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I periodo
II periodo
Z
1
2
H
He
1s1
1s2
1s
Z
3 Li [He] 2s1
2s
4 Be [He] 2s2
5 B [He] 2s22p1
6 C [He] 2s22p2
2p
7 N [He] 2s22p3
8 O [He] 2s22p4
9 F [He] 2s22p5
10 Ne [He] 2s22p6
Riempimento orbitali
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III periodoZ
11 Na [Ne] 3s1
3s
12 Mg [Ne] 3s2
13 Al [Ne] 3s23p1
14 Si [Ne] 3s23p2
3p
15 P [Ne] 3s23p3
16 S [Ne] 3s23p4
17 Cl [Ne] 3s23p5
18 Ar [Ne] 3s23p6
IV periodo Riempimento orbitali d: elementi di transizione
Riempimento orbitali f: terre rare
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PROPRIETA’ PERIODICHE DEGLI ELEMENTI
POTENZIALE DI IONIZZAZIONE I
M(g) + I1 M+(g) + e- I1 potenziale di prima ionizzazione
M+ ione (catione) monovalente
M+(g) + I2 M2+
(g) + e- I2 potenziale di seconda ionizzazione
M 2 + catione bivalente
AFFINITA’ ELETTRONICA Ae
X(g) + e- X-(g) + Ae Ae negativa X- anione
METALLI I basso Ae bassa
NON METALLI I alto Ae alta (fortemente negativa)
I cresce al crescere del gruppo
decresce al crescere del periodo
Ae cresce (diventa più negativa) al crescere del gruppo
decresce al crescere del periodo
ELETTRONEGATIVITA’
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s1
s2
s2p s2p3 s2p5
s2p2 s2p4
s2p6
Riempimento orbitali d
Riempimento orbitali f
I II III IV V VI VII VIIITavola periodica
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Proprietà fisiche
Proprietà chimiche
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LEGAME CHIMICO
ATOMI MOLECOLE
- FORMULA BRUTA (es. H2O, C2H4, H2SO4)
- FORMULA DI STRUTTURA (isomeri)
LEGAME CHIMICO
IONICO
COVALENTE
METALLICO
OMEOPOLARE
POLARE
FORZE INTERMOLECOLARI
VAN DER WAALS
LEGAME IDROGENO
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ENERGIA DI LEGAME
r0= distanza di legame
El= energia di legame
El=D energia di dissociazione
attrazione
repulsione
H + HH2
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LEGAME IONICOIoni positivi e negativi (anioni) tenuti insieme da interazioni elettrostatiche
Ioni positivi (cationi) elementi aventi basso I (metalli)
Ioni negativi (anioni) elementi aventi alta Ae (non metalli)
Na+(g) + Cl-
(g) NaCl (s) Eret
Na(s) + ½ Cl2(g) NaCl(s) Hf
CICLO DI BORN-HABER
Na(s) Na(g) Hsub
Na(g) Na+(g) + e- I1
½ Cl2(g) Cl(g) ½ D
Cl(g) + e- Cl-(g) Ae
Na+(g) + Cl-
(g) NaCl (s) Eret
Hf = Hsub + I1 + ½ D+ Ae + Eret
Energia reticolare
MisuraCl- Cl-
Cl-Cl-
Cl-
Cl-
Cl-
Cl-Cl-
Na+
Na+Na+
Na+
Na+
Na+
Na+Na+
Na+
Na(s) +
1/2 Cl2(g)NaCl(s)
H°f
Na(g)
Cl(g)1/2 D
Hsub
Na+(g)
Cl-(g)
I1
Ae
Eret
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Costanti di Madelung
.....R2
e6
R3
e8
R2
e12
R
e6E
.......R2;RR3;RR2R
0
2
0
2
0
2
0
2
MAD
030201
--
Cl- Cl-
Cl-Cl-
Cl-
Cl-
Cl-
Cl-Cl-
Na+
Na+Na+
Na+
Na+
Na+
Na+Na+
Na+
R0
R1
Cl-
Cl-
Cl-
Na+
Na+
Na+
R2R3
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LEGAME COVALENTE
Teoria a coppia di elettroni (Lewis )
Teoria del legame di valenza (VB)
H2
1s
H-H
r
Cl2 Cl-Cl
H
Cl
3s2 3p5
MOLECOLE BIATOMICHE OMONUCLEARI:
1s
3p 3p
H . H.
Cl .:
::
Cl. :
::
![Page 35: ATOMO - Roma Tre Universitywebusers.fis.uniroma3.it/iucci/Fisica/Atomi_ molecole_composti.pdf · atomo. insieme di atomi tenuti insieme da legami chimici es h 2 o 2 atomi h + 1 atomo](https://reader033.fdocument.pub/reader033/viewer/2022042920/5f67143d52fb1c261333bbd9/html5/thumbnails/35.jpg)
1s 3p
1s
H
Cl
3s2 3p5
MOLECOLE BIATOMICHE ETERONUCLEARI:LEGAME COVALENTE POLARE
H Cl
H Cl
+ -mHCl = .rHCl
m = .r % = me.r
HCl H. Cl. :
::
x100%ion
ELETTRONEGATIVITA’
Mulliken xA=½(I+Ae)_______________ ___
Pauling (EA-B)teor= EA-A.EB-B = (EA-B)sper- (EA-B)teor xA-xB=0,102
%ion=1-exp{-[¼(xA-xB)2]}
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x
y
z
px
pypz
N
2s2 2p3
px py pz
x
px
py
pz
1 +
2
2s22p3
N:.
.. N
:.
..
N N
Legami multipli
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py
pz
O
2s2 2p4
px py pz
y
legame
legame
O O
Legame singolo
Legame doppio
Legame triplo
Orbitali s
Orbitali p ,
E> E
Etriplo > Edoppio > Esingolo
O:.
. O
:.
.
O O
::
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MOLECOLE POLIATOMICHE
O
2s2 2p4
N
2s2 2p3
H2O O
H H
O
H H
angolo dilegame (104°)
O
H H
-
+
2
+
2
m
N
HH
H
NH3
HNO2
ON
O H
N
OOH
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C
2s2 2p2Bivalente no! TETRAVALENTE
CH4 4 legami equivalenti
2s2 2p2
2s 2p3
ibrido sp3
4 orbitali ibridiequivalenti isoenergetici
- ++ - +
sp3 = N (2s + 2px + 2py + 2pz )
ORBITALI IBRIDI
CH
H
H
HC
HH
H
H
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2s2 2p2
2s 2p3
ibridi sp2
px py pz
pz
sp2 = N (2s + 2px + 2py )
x
y
+
++ -- -
120°
L’orbitale pz non ibridizzato rimane lungo l’asse z
al piano degli orbitali ibridi
pz
x
y
z
CC
H
H
H
H
CCH
H
H
H
Orbitali ibridi: legami
Orbitale non ibrido: legame
sp2sp2
sp2
x
yz
pz
pz
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sp = N (2s + 2px )2s2 2p2
2s 2p3
ibridi sp
pzpypx
pzpyxx
orbitali py e pz non ibridizzati
tra loro e al piano degli orbitali ibridiOrbitali ibridi: 2 legami
Orbitali non ibridi: 2 legame
C2H2 H-CC-H
CO2 O = C = O
C OOC HCH
+-
+ -+ -
+
+
s
px
180°
sp
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SOMMARIO
sp3
sp2 p
sp p
Ibridazione sp3 tetraedrica
angoli di 109°
4orbitali ibridi 4 legami
Ibridazione sp2 trigonale planare
angoli di 120°
3 orbitali ibridi 3 legami
1 orbitale p non ibridato al piano
1 legame
Ibridazione sp lineare
angoli di 180°
2 orbitali ibridi 2 legami
2 orbitali p non ibridati 2 legame
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6 legami S
F
F
F
F
F
F
nc
SF6 S
sp3d2
s p
d
x
y
z
dz2 dx2-y2
d2sp3
PF5 P
sp3d
s p d
dsp2 s, px, py dx2-y2
5 legami P
F
F
F
F
F
n c = 5
[FeF6]3-
[PtCl4]2-
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VALENCE SHELL ELECTRON PAIRS REPULSION
(VSEPR)
nc = 2 H-Be-H
B
nc = 3 B
F
F
F
Be
nc=2 180°
lineare
nc=3 120°
trigonale
planare
sp2
nc=4 109,5°
tetraederica
sp3
nc=5
bipiramide
trigonale
dsp3
nc=6 90°
ottraederica
d2sp3
120°
90°
1
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nc = 5
PF5 5 legami P
F
F
F
F
F
nc = 6
SF6 6 legami S
F
F
F
F
F
F
E se ci sono legami ?
Solo legami + lone pair determinano la geometria molecolare
C = OH-O
H-O
3 120°
NOOH
2 lp 120°
H-CN
2 180°
O=C=O
2 180°
O
O
H H
N
N
HH
H
C
C
H
H HH
nc =4
![Page 46: ATOMO - Roma Tre Universitywebusers.fis.uniroma3.it/iucci/Fisica/Atomi_ molecole_composti.pdf · atomo. insieme di atomi tenuti insieme da legami chimici es h 2 o 2 atomi h + 1 atomo](https://reader033.fdocument.pub/reader033/viewer/2022042920/5f67143d52fb1c261333bbd9/html5/thumbnails/46.jpg)
LEGAME DATIVO
N+
2s 2p3
N
HH
H
H
+
N
2s22p3
N
HH
H
d H
+
H+
3 H
H+ + NH3 NH4+
HNO3
O
O H
NOOHO-
N+
O
+
-
O
O H
O
N
d
d
NOOH
O
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RISONANZA
C
CH
HC
C
H
H
CC
H
H
CC
H
H
C
CH
HC
C
H
H
C
CH
HC
C
H
H
CC
H
H
C6H6
HNO2 H+ + NO2-
HNO3 H+ + NO3-
-
H-Cl H-Cl H+ Cl-
NOO
O
+
-
-
NOO
O
+
-
-N
OO
O
+-
-
NOO-
NOO
-
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Orbitale Molecolare
a-
E
+E
-E
E
1s 1s
LCAO
Linear Combination of Atomic Orbitals
MO= A B
b= A+ B Orbitale di legame
a= A- B Orbitale di antilegame
Ordine di legame
1s 1s
+
-
+ +
+
+ -
E orbitali atomici
orbitali molecolari
di legame
di antilegame
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LCAO Si combinano orbitali di pari: a) Energia, b)Simmetria ( o )
2s2s
2p 2p
E
O2
2s2s
2p 2p
E
N2
E
+
-
E
+
-
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2s
2s
2p
2p
E
C OCO
2pz
E
,
,
*
* *C
CH
HC
C
H
H
CC
H
H
1s
2p
E
n.l.
H HF F
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+ + + +
+ + + +
+ + + +e-e-e-
e- e- e-
RETICOLO CRISTALLINO
IONI METALLICI
ELETTRONI DI VALENZA
MARE DI FERMI
BANDA DI VALENZA(PIENA)
BANDA DI CONDUZIONE(VUOTA)
NA
NA
BANDA DI ENERGIA
NA/2 LIVELLI PIENI
NA/2 LIVELLI VUOTI
LEGAME METALLICO
Na
Mg
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BANDA DI VALENZA
BANDA DI CONDUZIONE
conduttore
isolante
E
semiconduttore
E
Isolante E ~ 5eV
Semiconduttore
E ~ 0,61 eV
Semiconduttori es. Si
+
Drogaggio p es. B
e-
Drogaggio n es. P
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FORZE INTERMOLECOLARI
dipolo-dipolo
Van der Waals dipolo- dipolo indotto
dipolo indotto- dipolo indotto
Legame idrogeno
Energia
Legami covalenti 100-1000 KJ/mole
Forze intermolecolari 0,1-10 KJ/mole
Solidi > liquidi >> gas 0
Gas reali> gas ideali =0
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FORZE DI VAN DER WAALS
+ -
dipolo indotto -dipolo indotto
+ -
+ -
molecole apolari
dipoloinstantaneo
dipolo indotto E=-c
d6
Es F2, Cl2, Br2, I2
+ -
+ -
dipolo-dipolo
+ - + -
+ -
dipolo-dipolo indotto
distanza
Ener
gia
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LEGAME IDROGENO
CH3 C
O
O-H
CH3C
O
H-O
C
CH
OC
CH
CC
H
H
CO
H
H
X__H………Y
- -
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NUMERO DI OSSIDAZIONE
Es. HCl H+ Cl- H = +1 Cl = -1
H2O 2 H+ O2- H = +1 O = -2
Es. NaCl Na+ Cl- Na = +1 Cl = -1
Es. H-H, O=O , Cu, Fe NOX = 0
H: +1, (tranne che negli idruri metallici es. NaH –1)
O: -2, (tranne che nei perossidi –1)
Metalli alcalini (I gruppo): +1
Metalli alcalino-terrosi (II gruppo): +2
H2SO4 H = +1; O = -2; S = +6 2x1+4x(-2)+6=0
Na2CO3 Na = +1; O = -2; C = +4 2x1+3x(-2)+4=0
Es. NO3- O = -2; N = +5 3x(-2)+5= -1
NH4+ H = +1; N = -3 4x1-3 = +1
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NOMENCLATURA
Razionale (IUPAC) Tradizionale
Composti dei metalli (ionici)
non metalli (covalenti)
Composti binari:
-con l’ossigeno (OSSIDI)
l’ossigeno ha numero di ossidazione NOX= –2.
- con l’idrogeno (IDRURI)
l’idrogeno ha numero di ossidazione NOX= 1.
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2Na +1/2 O2 Na2O ossido di sodio NOX= +1
Ca +1/2 O2 CaO ossido di calcio NOX= +2
Se il metallo forma due ossidi diversi in cui presenta diverso NOX
Razionale: Si indica il NOX del metallo
Tradizionale - OSO per il NOX più basso, -ICO per il NOX più alto.
Fe +1/2 O2 FeO NOX= +2 Ossido di ferro (II) - ferroso
2Fe +3/2 O2 Fe2O3 NOX= +3 Ossido di ferro (III) - ferrico
2Cu +1/2 O2 Cu2O NOX= +1 ossido di rame (I) - rameoso
Cu +1/2 O2 CuO NOX= +2 ossido di rame (II) - rameico
OSSIDI METALLICI
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OSSIDI DEI NON METALLI (ANIDRIDI )
Razionale: numeri greci per indicare il n. di atomi dell’elemento
Tradizionale: - OSA per il NOX più basso, -ICA per il NOX più alto.
CO2 NOX = +4 diossido di carbonio anidride carbonica
SO2 NOX = +4 diossido di zolfo anidride solforosa
SO3 NOX = +6 triossido di zolfo anidride solforica
N2O NOX= +1 ossido di diazoto
NO NOX= +2 ossido di azoto
N2O3 NOX = +3 triossido di diazoto anidride nitrosa
NO2 NOX = +4 diossido di azoto
N2O5 NOX = +5 pentaossido di diazoto anidride nitrica
Più di due anidridi : NOX più basso di tutti prefisso IPO-;
NOX più alto di tutti prefisso PER-.
Es. Cl2O NOX = +1 Anidride ipoclorosa
Cl2O3 NOX = +3 Anidride clorosa
Cl2O5 NOX = +5 Anidride clorica
Cl2O7 NOX = +7 Anidride perclorica
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Esistono anche composti nei quali l’ossigeno presenta
numero di ossidazione –1;
tali composti prendono il nome di perossidi:
Es. H2O2 perossido di ossigeno, o acqua ossigenata
Na2O2 perossido di sodio
I perossidi metallici contengono lo ione O22-.
Alcuni metalli formano superossidi contenenti lo ione O2-.
KO2 superossido di potassio
Nel difluoruro di ossigeno F2O l’ossigeno ha NOX=+2
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Per reazione con l’acqua gli ossidi metallici formano IDROSSIDI.
Na2O +H2O 2 Na(OH) idrossido di sodio
CaO +H2O Ca(OH)2 idrossido di calcio
FeO +H2O Fe(OH)2 idrossido di ferro (II) - ferroso
Fe2O3 +3H2O 2 Fe(OH)3 idrossido di ferro (III) - ferrico
Gli idrossidi in acqua si dissociano rilasciando ioni metallici e ioni OH-
(ossidrile).
Na(OH) Na+ + OH-
Idrossido di sodio ione sodio
Fe(OH)2 Fe+2 + 2 OH-
Idrossido di ferro (II) ione ferro +2
(Idrossido ferroso ) (ione ferroso)
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Gli ossidi dei non metalli reagiscono con l’acqua producendo ACIDI.
CO2 + H2O H2CO3 acido carbonico
SO2 + H2O H2SO3 acido solforoso
SO3 + H2O H2SO4 acido solforico
N2O3 + H2O 2 HNO2 acido nitroso
N2O5 + H2O 2 HNO3 acido nitrico
Cl2O + H2O 2 HClO acido ipocloroso
Cl2O3 + H2O 2 HClO2 acido cloroso
Cl2O5 + H2O 2 HClO3 acido clorico
Cl2O7 + H2O 2 HClO4 acido perclorico
Gli acidi possono distinguersi anche per il diverso grado di IDRATAZIONE;
massimo grado di idratazione prefisso ORTO,
minimo grado di idratazione prefisso META.
grado di idratazione intermedio prefisso PIRO.
Es P2O5 + 3H2O 2 H3PO4 acido ortofosforico (o fosforico)
P2O5 + 2H2O 2 H4P2O7 acido pirofosforico
P2O5 + H2O 2 HPO3 acido metafosforico
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Gli acidi in acqua si dissociano in ioni H+ ed ANIONI.
ACIDO suffisso -ICO ANIONE suffisso -ATO,
ACIDO suffisso -OSO ANIONE suffisso -ITO.
Es. HNO3 acido nitrico NO3- ione nitrato +H+
HNO2 acido nitroso NO2- ione nitrito + H+
Da un acido diprotico o poliprotico possono derivare più di un anione.
Es. H2CO3 acido carbonico
HCO3- ione idrogenocarbonato (bicarbonato)
CO3-2 ione carbonato
H3PO4 acido ortofosforico (o fosforico)
H2PO4- ione diidrogenofosfato
HPO42- ione idrogenofosfato
PO43- ione fosfato
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I metalli formano IDRURI ionici, nei quali l’idrogeno ha NOX= –1.
Es. NaH (idruro di sodio), CaH2 (idruro di calcio)
I non metalli formano idruri covalenti :
CH4 metano NH3 ammoniaca H2O acqua
Dall’ammoniaca deriva lo ione ammonio (NH4+).
NH3 + H2O NH4+ + OH-
Elementi VI e VII gruppo: idruri a carattere acido (IDRACIDI)
Razionale: elemento –URO di idrogeno
Tadizionale: acido –IDRICO; ione -URO
Cl2 +H2 2 HCl cloruro di idrogeno acido cloridrico
S+ H2 H2S solfuro di idrogeno acido solfidrico
HCl H+ + Cl- ione cloruro
H2S H+ + HS- ione idrogenosolfuro (bisolfuro)
HS-H+ + S2- ione solfuro
IDRURI
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I sali sono composti ionici formati da ANIONI e CATIONI.
Ca(OH)2 +2HCl CaCl2 + 2H2O CaCl2 = cloruro di calcio
NaOH + HCl NaCl +H2O NaCl = cloruro di sodio
2 Na(OH) + H2CO3 Na2CO3 + 2H2O Na2CO3= carbonato di sodio
Le cariche negative (anioni) devono bilanciare quelle positive (cationi).
Clorato di sodio (ione sodio Na+ + ione clorato ClO3-) NaClO3
Fosfato di calcio (ione calcio Ca2+ + ione fosfato PO43-) Ca3(PO4)2
Idrogenosolfato di sodio (ione Na+ + ione idrogenosolfato HSO4-)
NaHSO4
Solfato di sodio (ione sodio Na+ + ione solfato SO42-) Na2SO4
Cloruro di ferro (II) - ferroso (ione Fe2+ + ione cloruro Cl-) FeCl2
Cloruro di ferro (III) - ferrico (ione Fe3+ + ione cloruro Cl- ) FeCl3
Solfuro di alluminio: Al2S3 Al3+ S2- Al2S3