Chimica e chimica organica

Chimica generale

Raggio atomico

Aumenta all’aumentare del periodo e quindi degli orbitali. Diminuisce all’aumentare degli elettroni nello stesso periodo. Dovuto alla maggior carica nucleare, quindi maggior attrazione tra protoni ed elettroni.

Potenziale di ionizzazione (energia di prima ionizzazione)

Energia necessaria per strappare un elettrone a un atomo neutro gassoso, a dare uno ione positivo gassoso. Aumenta all’interno dello stesso periodo spostandosi verso destra, diminuisce all’aumentare del periodo.

Affinità elettronica

Energia liberata o spesa da un atomo o molecola quando un elettrone viene aggiunto a un atomo o molecola in stato neutro isolato in forma gassosa. Aumenta in negatività all’aumentare del gruppo, in quanto è più facile far acquisire un elettrone a un non metallo che a un metallo, che tende normalmente a perderli.

Entalpia reticolare standard

Energia necessaria per dissociare gli elementi di un composto ionico e portarli a distanza infinita, in modo che non possano riassociarsi.

Legami chimici

Primari:

• Ionico
• Metallico
• Covalente

Secondari:

• Interazioni di Van Der Waals
• Legame a ponte a idrogeno

Teoria del legame di valenza

Analisi dei legami covalenti da un punto di vista quantomeccanico. Il legame covalente si forma quando gli orbitali semipieni di due atomi si sovrappongono dando origine a un nuovo orbitale molecolare che permette a entrambi gli elettroni di appartenere a ciascun atomo.

Legami Sigma: legami forti ottenuti dalla sovrapposizione di orbitali atomici paralleli all’asse di legame.

Π: Legami più deboli ottenuti dalla sovrapposizione di orbitali atomici perpendicolari all’asse di legame.

Metalli coinvolti in legami covalenti (eccezione)

BeCl₂, AlCl₃, MnO₄, CrO₄

Elettronegatività

Capacità del nucleo dell’atomo di attrarre gli elettroni dei legami in cui è coinvolto. Aumenta all’aumentare del gruppo, diminuisce all’aumentare del periodo.

Teoria V.S.E.P.R. (Valence Shell Electron Pair Repulsion)

Vale solo per molecole formate da atomi con legami covalenti.

• CO₂ gruppi di valenza: 2, Struttura lineare sia elettronica che molecolare
• BF₃ gruppi di valenza: 3, Struttura Trigonale planare sia elettronica che molecolare
• SO₂ gruppi di valenza (1 non condiviso): 3, Geometria elettronica: Trigonale planare, Geometria molecolare: Angolare (piegata)
• CH₄ gruppi di valenza: 4, Struttura tetraedrica sia elettronica che molecolare
• NH₃ gruppi di valenza (1 non condiviso): 4, Geometria elettronica: tetraedrica, Geometria molecolare: piramidale e base trigonale
• H₂O (2 non condivisi), Geometria elettronica: tetraedrica, Geometria molecolare: angolare (piegata)

Orbitali ibridi

Dai dati sperimentali sappiamo che i 4 legami C-H sono equivalenti. Quindi si assume che i quattro orbitali di valenza del C si combinino fra loro per dare 4 nuovi orbitali equivalenti e isoenergetici detti ibridi. L’energia usata per fare ciò viene riguadagnata dal legame che ora si può formare.

Legami chimici secondari

Forze intermolecolari:

• Forze di Van Der Waals
  • Forze dipolo-dipolo
  • Forze di dispersione/forze di London
  • Forze dipolo-dipolo indotto/forza di Debye
• Ponte idrogeno: Caso particolare (Forze ione-dipolo)

Termodinamica

Sistema + ambiente = universo

Energia interna funzione di stato che quindi dipende dallo stato termodinamico in cui si trova il sistema, e non da come si è raggiunto questo stato. Sistema chiuso: sistema può scambiare energia con l’intorno sotto forma di calore e lavoro.

Δ = + 0 > calore assorbito dal sistema

0 < calore ceduto dal sistema

0 > sistema subisce lavoro

0 < sistema compie lavoro =−intorno sistema =−intorno sistema 0Δ Δ Δ+ ==-Δ primo principio della termodinamica intorno sistema intorno sistema

Entalpia

Quantità di energia interna che un sistema termodinamico può scambiare con l’ambiente a pressione costante = + L’entalpia come l’energia interna è una funzione di stato. = = In un sistema chiuso abbiamo che sistema intorno .

Δ = + + 0 = + =

Considerando e otteniamo Δ = + + = − + Nel caso quindi di pressione costante si ottiene Δ = 0 0Δ > >

Reazioni endotermiche

0 0Δ < <Reazioni esotermiche:

Legge di Hess

Per una reazione suddivisa in più stadi, la variazione di entalpia totale è la somma delle variazioni di entalpia dei singoli stadi.

Entalpia standard di reazione

Variazione di entalpia che accompagna la reazione quando i reagenti nel loro stato standard si trasformano in prodotti nel loro stato standard (reazione deve essere a completamento). 00 0 0Δ Δ= ∑ ⋅ , > , < ,

Entalpia standard di formazione

Entalpia che accompagna una reazione in cui si forma 1 mole di sostanza allo stato standard a partire dai suoi componenti elementari nella loro fase termodinamicamente stabile a pressione standard (1bar) e alla temperatura di lavoro (tipicamente 298,15 K).

Entropia

Indica il grado di disordine di un sistema. L’entropia totale dell’universo tende ad aumentare durante un processo spontaneo.

Processi reversibili

Avvengono attraverso il succedersi di una serie di stadi di equilibrio. Globalmente l’entropia dell’universo rimane costante durante un processo spontaneo reversibile. In ogni stadio di avanzamento, il processo può essere invertito.

Processi irreversibili

Globalmente l’entropia dell’universo aumenta durante un processo spontaneo irreversibile. Il processo non può essere invertito.

Per un processo reversibile ed isotermo

La variazione di entropia che accompagna un sistema termodinamico è uguale al rapporto tra il calore scambiato dal sistema e il valore della temperatura.

Δ = Δ = =− 0Δ − ≥ Se anche è costante = Δ 0Δ − ≥

Energia libera di Gibbs

Formula usata per indicare la direzione di spontaneità di una reazione. Più comoda dell’entropia in quanto non dobbiamo tenere conto dell’intero universo per capire la spontaneità di una reazione, ma solo del sistema. =−⋅0Δ ≤ A condizioni di temperatura e pressione costanti criterio di spontaneità di una reazione.

Energia libera standard di reazione

Variazione di energia libera di Gibbs che segue la reazione quando si passa da reagenti nel loro stato standard a prodotti nel loro standard. 00 0 0Δ Δ= ∑ ⋅ , > , < ,

Entropia standard di reazione

Variazione di entropia che segue la reazione quando si passa da reagenti nel loro stato standard a prodotti nel loro stato standard. 00 0 0Δ Δ= ∑ ⋅ , > , < ,

Equilibri

Normale Equilibrio 0Δ

Gas

( ) )⋅( = 0Δ Δ = + ⋅ ( ) )⋅(perfetto +−−0( ) ( ) ⋅ ( ) +−− . . 0⋅ ( ) = ( ) ⋅ ( ) . . ( ) ( )⋅ +−−0 ⋅ ( ) = ( ) ( )⋅ 0Δ

Soluzione

( ) )⋅( = −0Δ Δ = + ( ) )⋅(ideale ( ) ⋅ ( ) . . ( ) ( )⋅ = = ( ) ⋅ ( ) . . ( ) ( )⋅ 0Δ ( ) ( )Soluzione ⋅ = −0 Δ Δ= + reale non ( ) ( )⋅ diluita ( ) ( )⋅ ( ) ⋅ ( ) . .= = ( ) ( )⋅ ( ) ⋅ ( ) . .0Δ ( ) ( )Soluzione ⋅ = −0 Δ Δ= + reale ( ) ()⋅ ( ) ⋅ ( ) . . = ( ) ( )⋅ ( ) ⋅ ( ) . .= ( ) ()⋅ +−−() = =

Principio di Le Chatelier

Ogni sistema tende a reagire ad una perturbazione minimizzandone gli effetti.

Equilibrio eterogeneo

Coinvolge reagenti e prodotti che si trovano in stato di aggregazione diversi.

Fase gassosa

Per il calcolo del si tiene conto solamente delle specie in fase gassosa, che quindi esercitano una pressione.

Soluzione

Per il calcolo del si tiene conto solamente delle specie in fase acquosa e non di quelle solide.

Composto ionico sciolto in acqua fa diminuire l’attrazione fra gli ioni del reticolo fino a rompere i legami e a idratare gli ioni. Sostanza molecolare sciolta in o in un solvente organico: Una sostanza molecolare per essere solubile deve presentare un gruppo funzionale in grado di dare o accettare legami a ponte idrogeno con l’acqua ogni 4 atomi di carbonio.

Equilibrio di auto ionizzazione dell’acqua

+ − → + 2 ()2 3 ()() ⋅ −+ ()3 () = 2 ()2+ − = [ ] ⋅ [ ] () ()3