Appunti chimica generale

Atomo

Struttura

• Panettone
• Rutherford: modello atomico nucleare
• Bohr: struttura planetaria

Problema: l'elettrone dovrebbe cadere sul nucleo, ma l'energia è quantizzata, ciò prevede solo alcune orbite possibili, in quanto solo alcune energie vengono assorbite. Il passaggio da un'orbita a un'altra porta al rilascio (se si avvicina al nucleo) o all'acquisto (se si allontana) di energia.

Forme limite di risonanza

Molecole che differiscono tra loro solo per una diversa disposizione degli elettroni all'interno della molecola.

Elettronegatività e carica formale

L'elettronegatività non è misurabile, ma calcolabile sommando l'affinità elettronica e l'energia di ionizzazione e dividendo per due.

FH → F è più elettronegativo, e attirerà di più gli elettroni di legami. Se elettronegatività > 1,9 allora si ha un trasferimento di elettroni di legami e la formazione di ioni (NaCl).

La carica formale non è misurabile, ed è data dalla differenza tra il numero di elettroni di valenza dell'atomo isolato e il numero di elettroni di valenza dell'atomo nella molecola.

Forma delle molecole

Ibridazione

(Testo mancante)

Interazione tra molecole

• Dipolo elettrico - dipolo elettrico
• Dipolo - ione
• Dipolo indotto - dipolo transiente

Massa degli atomi

Gli atomi hanno una massa compresa tra 10^-27 e 10^-25 kg. Essendo numeri troppo piccoli si è sentita la necessità di introdurre una nuova unità di misura: UMA = unità di massa atomica che equivale a un dodicesimo della massa del carbonio 12, ovvero un dodicesimo di 12,011 uma. Perché non 12 preciso? Perché il valore è il risultato di una media ponderata tra ¹²C, presente al 98,8% e ¹³C presente per il restante 1,2%.

Correlazione tra UMA e grammi: se H₂ + O₂ → H₂O₂, allora per far reagire 1 g di H₂ mi serve 1 g di O₂? NO! Bisogna introdurre una quantità di sostanza per poter "pesare" le cose in laboratorio: la mole = quantità di sostanza che contiene 6,022 x 10²³ molecole.

Di conseguenza se ho la reazione H₂ + O₂ → H₂O₂, una mole di H₂ reagirà con una mole di O₂ e darà una mole di H₂O₂, stessa cosa vale per le molecole, ma non per i grammi. Per capire la quantità in grammi da prendere in laboratorio bisogna fare una proporzione con l'UMA.

Es: H₂ = 2 UMA, O₂ = 32 UMA. Quanti grammi di O₂ mi servono per far reagire 1 g di H₂? 2 : 32 = 1 : x → x = 32/2 = 16 g. Al termine della reazione avrò 17 g di H₂O₂ (la massa si conserva).

Gas

Tre stati della materia

• Solido
• Liquido
• Gassoso

Proprietà dei tre stati:

Gas ideali: pV = nRT. Distribuzione di Maxwell-Boltzmann: se la temperatura è alta la curva tende a spostarsi verso destra. In basso a sinistra troviamo le molecole aventi una bassa velocità, mentre a destra troviamo le molecole più veloci.

Immaginiamo di essere a temperatura ambiente (25°C), di prendere un bicchiere d'acqua e di metterci un tappo. Sappiamo che inizialmente avremo solo liquido all'interno, successivamente il liquido avrà una certa distribuzione di Maxwell-Boltzmann e potremo identificare a destra della campana le molecole abbastanza veloci da essere in grado di evaporare.

Di conseguenza le molecole in grado di evaporare evaporano e all'interno del bicchiere avremo sia liquido sia gas e quindi due curve di Maxwell-Boltzmann. Pian piano che le molecole evaporano la curva delle molecole in stato gassoso si alza dal momento che le molecole allo stato gassoso aumentano fino a che le due curve avranno la stessa altezza, ovvero ci sarà lo stesso numero di molecole allo stato liquido e gassoso.

Ad un certo tempo si raggiungerà quindi una situazione di equilibrio dinamico, in cui avremo la stessa quantità di molecole che evaporano e molecole che tornano allo stato liquido. Si può calcolare la tensione di vapore: pressione che il gas imprime sul liquido dal quale è appena evaporato in un sistema chiuso.

Solidi

Esistono 3 tipi di solidi:

• Solidi ionici: essi sono composti da ioni che interagiscono tra loro. Es: NaCl → interazioni elettrostatiche (=legami ionici) tra Na⁺ e Cl^-, interazioni significative tra cariche intere opposte → più forti delle interazioni tra dipoli. A temperatura ambiente Na⁺ e Cl^- si attraggono, in particolare ogni ione può interagire con più di uno ione avente carica opposta andando a formare il reticolo cristallino. Na⁺ attira a sé 6 ioni Cl^-, dove 6 equivale al numero di coordinazione, ovvero il numero che indica quanti ioni con carica opposta possono stare intorno allo ione. Cl^- attira a sé 6 ioni Na⁺. Non più di 6 perché gli ioni hanno un volume, in particolare lo ione.