Richiami di chimica

1) Equazione di Schroedinger :

Definisce la funzione d´onda y il cui modulo quadro rappresenta la probabilità di trovare un elettrone in una determinata regione dello spazio ed in un determinato istante dove H è l´Hamiltoniana del sistema che tiene conto sia della energia potenziale che della energia cinetica dello stesso.

2) Energia degli elettroni nella atomo di idrogeno :

si tratta di una energia quantizzata, infatti gli elettroni non possono assumere tutti i livelli di energia.

3) Numeri quantici :

I numeri quantici sono i seguenti quattro :

n numero quantico principale, individua l´energia della orbitale

l numero quantico secondario, individua la forma della orbitale

m numero quantico magnetico

s numero quantico di spin

4) Principio di esclusione di Pauli :

Afferma che non possono esistere due atomi aventi gli stessi numeri quantici, in particolare due elementi atomici che si trovano vicini si distinguono per il numero quantico di spin che può assumere soltanto due valori quindi in ogni orbitale possono esserci al massimo due elettroni.

5) Orbitali e loro tipologie :

Gli orbitali s sono sferici, i p sono 3 orbitali a forma di 8 aventi la stessa energia, i d sono orbitali a forma di quadripallide, anche essi degeneri.

6) Principio di Hund :

Afferma che gli orbitali degeneri vengono riempiti prima tutti con un elettrone e successivamente si passa ad inserire in ciascuno di essi il secondo elettrone con spin opposto al precedente.

7) Aufbau :

È la regola che ha reso possibile la costruzione della tavola periodica, si basa sul partire dalla atomo di idrogeno avente un solo elettrone intorno al nucleo e aggiungere 2 elettroni sull´orbitale s, poi 6 elettroni nei p e così via.

8) Ibridizzazione :

Quando due atomi vengono uniti da un legame la configurazione a minima energia può prevedere che nessuno degli orbitali atomici coincida con l´orbitale molecolare che risulta essere un ibrido dei due orbitali di partenza.

9) Ibridizzazione sp :

È l´ibridizzazione tra un orbitale s ed un orbitale p, ossia tra una sfera ed un 8,

10) Ibridizzazione sp² :

È l´ibridizzazione tra un orbitale s e due orbitali p.

11) Ibridizzazione sp³ :

È l´ibridizzazione tra un orbitale s e tre orbitali p.

12) Energia di legame :

Si tratta della energia necessaria per rompere il legame tra due atomi.

13) Regola della ottetto :

La regola della ottetto stabilisce che la configurazione più stabile ossia quella a minima energia è quella in cui sul livello energetico più esterno ci sono un minimo di 8 elettroni ossia abbiamo 2 elettroni nell´orbitale s e 6 elettroni nei 3 p.

14) Energia di ionizzazione :

È l´energia necessaria per estrarre un elettrone da un atomo alla temperatura di 0K e portarlo in stato di quiete in un punto a distanza infinita.

15) Affinità per elettrone :

È la variazione di energia di una mole di atomi isolati a 0K per la acquisto di una mole di elettroni.

16) Elettronegatività :

È la capacità di un atomo di richiamare a se gli elettroni che vengono messi in comune in un legame.

17) Metodo del legame di valenza :

Ogni elettrone viene considerato appartenente al nucleo di un atomo e descritto da un orbitale atomico.

18) Metodo della orbitale molecolare :

Ogni elettrone viene considerato appartenente alla molecola e descritto da un orbitale molecolare ottenuto per combinazione lineare delle funzioni d´onda degli orbitali atomici.

19) Legame omeopolare e legami s e p :

È un legame tra due atomi dello stesso elemento, ne deriva che la molecola non presenta polarità permanenti in quanto appunto i due atomi costituenti sono caratterizzati dalla stessa elettronegatività. Se il legame è lungo la congiungente i nuclei si parla di legame s altrimenti di legame p. Si ha un legame semplice, che è sempre di tipo s, nel caso ciascuno dei due atomi metta a disposizione del legame soltanto un elettrone, altrimenti si può avere un legame doppio o triplo. I legami di tipo p vengono formati dagli orbitali di tipo p che non si trovano lungo la asse dei due nuclei.

20) Legame covalente e legame elettrostatico :

Il legame covalente avviene tra atomi diversi caratterizzati da una diversa elettronegatività, ne deriva che gli elettroni saranno maggiormente attratti verso uno dei due atomi e quindi si ha la formazione di un dipolo. È pertanto un legame misto, sia atomico che elettrostatico.

21) Legame di coordinazione :

È un legame nel quale un atomo datore mette a disposizione del legame un orbitale completo ossia una coppia di elettroni, nella atomo accettore si deve avere un orbitale vuoto ad energia corrispondente.

22) Elettroni delocalizzati :

Sono elettroni che sono comuni a tutta la molecola, è il caso del benzene.

23) Legami ionici :

È il legame che si instaura quando vi è una forte elettronegatività tra due atomi, viene quindi meno la attrazione tra elettroni a condividere lo stesso orbitale e prevale la attrazione elettrostatica.

24) Energia reticolare :

È l´energia che si libera quando ioni negativi e ioni positivi partendo da distanza infinita si accoppiano per formare una mole di cristallo ionico.

25) Legame dipolare :

Sono legami elettrostatici dovuti ad interazioni tra dipoli, sono dovuti alle forze di van der Waals oppure di London.

26) Legame idrogeno :

È un legame elettrostatico nel quale l´idrogeno si lega con un atomo più elettronegativo formando pertanto un dipolo, che attrae elettrostaticamente un altro atomo elettronegativo della stessa molecola o anche di un'altra.

27) Legame metallico :

Gli elementi metallici sono circa il 75% di quelli presenti in natura, essi hanno tendenza a perdere elettroni pertanto in un cristallo metallico tutti gli elettroni di valenza di ogni atomo si distribuiscono su orbitali estesi a tutto il cristallo.