Legami intermolecolari

Le interazioni tra molecole vengono generalmente chiamate forze di Van der Waals e si dividono in:

• Interazione dipolo/dipolo: in 2 molecole polari il polo con parziale carica negativa di una attira il polo con parziale carica positiva dell'altro e respinge quello negativo.
• Legame a idrogeno:forza particolarmente intensa esercitata tra atomi piccoli e molto elettronegativi( F,O,N) e L'idrogeno.
• Dipoli istantanei: anche molecole non polari per qualche istante possono diventare dipoli istantanei, solo temporanei che per brevissimo tempo con la loro carica attirando(forze di London) a se o respingono altri dipoli. 

Legami Chimici

Un legame si forma per far raggiugere agli atomi l'ottetto di stabilità(8 elettroni esterni).
Energia di legame: quantità di energia necessaria a rompere o a creare il legame.
Esistono 3 tipi di legami.

• Legame covalente:il legame covalente nasce dalla condivisione da parte di due atomi di una o più coppie di elettroni
• Legame ionico: in questo legame un atomo acquista un elettrone da un altro atomo e diventa uno ione negativo mentre l'altro diventa uno ione positivo
• Legame metallico: si crea tra gli atomi dei metalli formando un "mare" di elettroni che si muovono velocemente da un atomo all'altro.

I legami dipendono dall'elettronegatività, la forza che ha un atomo di attirare a se altri elettroni.
Nel legame covalente se l'elettronegatività è uguale a 0 allora si avrà un legame puro o omopolare.
se invece l'elettronegatività oscilla tra 0<elettronegatività<1,9 allora si crea un legame covalente polare dove l'atomo con elettronegatività maggiore acquista una semi carica negativa e quello con quella minore diventa semi positivo.
Se l'elettronegatività supera l'1,9 allora il legame è ionico.

Tavola Periodica

La tavola periodica è stata abbozzata da Lavoisier, ma con clamorosi errori come il calore e la luce segnalati come elementi.
Meendelev ordina gli elementi conosciuti fino a lui e riempie i buchi seguendo una logica data dalla periodicità delle caratteristiche degli elementi,ordinandoli però in base alla massa atomica, fu poi corretto da moseley che li ordinò secondo Z.

Gruppi: colonne verticali,proprietà chimiche simili.
Periodi: righe orizzontali in cui si susseguono elementi con Z crescente.

Proprietà periodiche
Le principali proprietà periodiche sono:

• Raggio atomico(distanza dell'orbitale dall'elettrone più esterno): diminuisce nei periodi all'aumentare di Z e aumenta nei gruppi dall'alto verso il basso.
• Volume atomico(volume occupato da una mole di atomi dell'elemento)
• Numero di elettroni nel livello esterno
• energia di ionizzazione e affinità elettronica

non metalli :elementi che tensdono con facilità ad acquistare elettroni

metalli: elementi che tendono ad acquistare elettroni

Orbitali

Orbitale: regione di spazio intorno al nuceo in cui è massima(minimo 90%) la densità di probabilità di trovare l'elettrone,in base alla sua energia.

Per definire dimensione,forma e orientamento di un orbitale si parla di:

• N: livello energetico occupato, valore che oscilla tra 1 e 7, da esso dipende la grandezza dell'orbitale.

          (Ogni livello N è formato da più sottolivelli s,p,d,f dove s è il sottolivello con meno energia.)

• L: comprende i valori tra 0 e N-1 e indica la forma (es. con L=0 l'orbitale è sferico).
• M: numero di orientamenti dell'orbitale, va da -L a +L.
• Ms: indica lo spin dell'elettrone e può essere +1/2 o -1/2 

2 orbitali dello stesso tipo, ma con diverso orientamento formano una famiglia di orbitali degeneri o isoenergetici.

Caratteristiche orbitali:
s: forma sferica,L=0,M=0.
    Gli orbitali 1s,2s,3s differiscono solo per il raggio che aumenta all'aumentare di N.
    Può essere occupato solo da 2 elettroni con diverso spin.

p: Per ogni N(tranne N=1) ci sono 3 p che hanno L=1 e con M che può valere -1,0 o +1, il sottolivello ha 3 orbitali ed è saturo con 6 elettroni

d: per ogni n>2 ci sono 5 orbitali d con L=2 e M=-2,-1,0,1,2. E' saturo con 10 elettroni

f: con N=4, L=3, M=-3,-2,-1,0,1,2,3
   ci sono 7 orbitali f, quindi f è presente nei sottolivelli 4 e 5.7
  E' saturo con 14 elettroni

Principio di esclusione di Pauli:in ogni orbitale stanno solo 2 elettroni con spin antiparallelo
2 orbitali con uguale energia sono isoenergetici
prima gli elettroni si dispongono negli orbitali vuoti e solo in seguito completano il livello energetico.

Storia dell'atomo

Timeline con i passaggi fondamentali dei modelli atomici fatta da me:
My timeline :)

Modello Bohr

1 postulato: quando l'idrogeno è stazionario gli elettroni seguono orbite predefinite caratterizzate da una quantità "definita" di energia.

2 postulato: si verificano emissioni solo quando un elettrone "salta" da un'orbita a un'altra di differente energia.

Bohr tramite questo postulato crea un modello atomico dove intorno al nucleo stanno degli elettroni che girano seguendo orbite caratterizzate da diversa energia.

Luce

Luce:onda formata da particelle(fotoni).
Planck scopre che l'energia è divisibile in quanti .
Applicando questa teoria Einstein scopre Effetto fotoelettrico.

Radioattività

Scoperta da Becquerel.
Tre tipi di radiazione:

• Alfa: meno penetranti, positive, ionizzano facilmente i gas.
• Beta: negative, rispetto a quelle alfa ionizzano meno i gas.
• Gamma: neutre,natura ondulatoria, molto penetranti.

Cariche elettriche

Positiva(+)=vetrosa(vetro strofinato).

Negativa(-)=resinosa(come ambra e plastica).

Legge di Coulomb=forza con cui due corpi dotati di carica elettrica si attraggono o respingono.

Campo=spazio dove agiscono forze(es.elettrico,magnetico,...).

Atomi

Un atomo è formato da elettrone(carica negativa),protone (carica positiva),neutrone (carica neutra).
Protoni e Neutroni sono Nucleoni(stanno nel nucleo)
Z=numero atomico=numero protoni
A=numero massa=protoni+neutroni
Isotopo=stesso Z, diverso A (dall'elemento)
massa atomica=media ponderata masse atomiche isotopi in base alla diffusione in natura
isobari=atomi con massa uguale