Schemi riassuntivi di Chimica

Chimica

Elettroni, protoni, neutroni → atomo → molecole → sostanza → materia: sostanza dotata di massa misurabile.

Sistemi/miscele

1. Fisicamente eterogenei: più fasi → miscele eterogenee.
2. Fisicamente omogenei: una fase.
   1. Chimicamente eterogenei → miscele omogenee o soluzioni.
   2. Chimicamente omogenei:
      1. Elementi: porzioni di materia che non può essere scissa chimicamente in sostanze più semplici.
      2. Composti: porzione di materia che può essere scissa chimicamente in sostanze più semplici.

Proprietà della materia

1. Grandezze estensive o estensive (es. V, ∈, m).
2. Grandezze intensive o intensive (es. T, d).

Leggi fondamentali

1. Legge di Lavoisier: la massa dei reagenti è uguale alla massa dei prodotti (Bilancia=questa).
2. Legge di Proust: gli elementi che costituiscono un composto sono costanti tra loro.

Chimica

Elettroni, protoni, neutroni → atomo → molecola → sostanza → materia: sostanza dotata di massa misurabile.

Sistemi/miscele

1. Fisicamente eterogenei: più fasi → miscele eterogenee.
2. Fisicamente omogenei: una fase.
   1. Chimicamente eterogenei → miscele omogenee o soluzioni.

b) Chimicamente omogenei:

1. Elementi: porzioni di materia che non può essere scissa chimicamente in sostanze più semplici.
2. Composti: porzione di materia che può essere scissa chimicamente in sostanze più semplici.

Proprietà della materia

1. Grandezze estensive o estensive (es.: V, ).
2. Grandezze intensive o intensive (es.: T, d).

Leggi fondamentali

1. Legge di Lavoisier: la massa dei reagenti è uguale alla massa dei prodotti (bilancia questo).
2. Legge di Proust: gli elementi che costituiscono un composto sono costituiti tra loro.

Secondo rapporti ponderali fissi e costanti.

3) Legge di Dalton: in un composto, tenendo costante il peso di un dato elemento, gli altri variano secondo rapporti ponderali semplici.

Massa e peso atomico

Numero di massa: protoni + neutroni.

Numero atomico: protoni.

u.m.a.: dodicesima parte di un atomo di carbonio.

Mole: quantità di particelle, pari a 6,02. 10²³ contenute in 12 g di C.

Teoria atomica

Modello di Thomson: carica e massa distribuite uniformemente.

Esperimento di Rutherford = atomo vuoto.

Indagare la struttura attraverso l'energia meccanica quantistica.

Modello planetario = l'elettrone possiede energia avente tono onde elettromagnetiche (carica in movimento).

Principio di indeterminazione di Heisenberg

1) Principio di indeterminazione di Heisenberg.

Δx · Δ(μν) ≥ h / 2π.

Dove h = cost. di Planck = 6,626 · 10^-34 Js.

⇒ teoria degli orbitali.

Discontinuità degli spettri e teoria quantistica di Planck

2. Discontinuità degli spettri e teoria quantistica di Planck.

E₂ - E₁ = hν = h c / λ.

Dove n = numero quantico principale.

↓

Modello di Bohr

L’elettrone descrive orbite circolari intorno al nucleo su diversi livelli energetici.

3. Einstein: non solo la radiazione emessa dai corpi solidi ma anche la luce è quantizzata.

↓

De Broglie: la materia ha sia proprietà corpuscolari che ondulatorie.

Luce: ε = mυc².

ε = h_c / λ.

Corpuscolo: ε = mυ².

ε = h_p ν / λ.

↕ λ = h_c / Є = h / mυc.

↕ λ = h / mυ ν.

↓

Equazione di Schroedinger

Numeri quantici:

• N = livello energetico.
• L = n-1 = forma.
• M = l, 0, +l = orbitali uguali.
• M_s = spin.

Configurazione elettronica

Effetto schermo: forze repulsive tra gli elettroni da influenzare su quella attrattiva del nucleo (Z-ef/f).

Energia di ionizz. = razionale).

Regola di Hund: si riempiono prima tutti gli orbitali dello stesso tipo con elettroni di spin parallelo e poi con quelli a spin antiparallelo.

Principio di esclusione di Pauli: due elettroni non possono avere tutti i numeri quantici uguali.

Tavola periodica

Gruppo: ↓ Periodo: →.

1. Dimensioni atomiche: aumentano lungo il gruppo, diminuiscono lungo il periodo.
2. Energia di ionizzazione: aumenta lungo il gruppo, diminuisce lungo il periodo.

3. Affinità elettronica.

4. Carattere metallico: diminuisce lungo il periodo.

Legami chimici

Legami chimici: lunghezza, angolo, energia.

1. Legame ionico: Δ elettronegatività > 1,7.
   • Reticolo cristallino: abbassamento livello energetico → stabilità.
   • Energia di legame: ciclo di Born-Haber.
2. Legame covalente: Δ elettronegatività < 1,7.
   • Legami σ e π.
   • Legame singolo: σ.
   • Legami multipli: 1 σ + (n-1) π.
   • Ibridazione: fusione di orbitali a simile livello energetico per creare orbitali isoenergetici.
   • sp³: es 1: CH₄ → tetraedo a 109°.
   • sp³: es 2: NH₃ → tetraedo a 107°.
   • sp³: es 3: H₂O → tetraedo a 104°.
   • sp²: es 4: BCl₃ → triangolo a 120°.
   • sp: es 5: BeCl₂ → lineare a 180°.
   • sp³d: es 6: PCl₅ → bipiramide a base triangolare.
   • sp³d²: es 7: SF₆ → bipiramide a base quadrata.
   • Ordine di legame e energia di legame: 1/2 (µ_e legati - µ_e non legati).

3. Legame metallico: fusione di tutti gli orbitali di valenza.

Vuoti: banda di conduzione.

Pieni: banda di valenza.

Energia di legame: gap tra le bande.

Drogaggio.

a) Interazioni deboli: ione-dipolo (forze di Van der Waals).

Dipolo-dipolo (es.: idrogeno).

Forze di London.

Dipolo indotto istantaneo.

Storia

1. Lewis: ottetto, carica formale.
2. Teoria del legame di valenza, geometria orbitali esterni.
3. Teoria degli orbitali molecolari: orbitali di legame e di antilegame.

Termodinamica

1. Primo principio: conservazione dell'energia.

ΔU = Q - ƐƐ_p = ΔH = ΔU + Δ(nv).

a) Entalpia di formazione (ciclo di Hess).

b) Entalpia di combustione.

2. Secondo principio: entropia. Processi spontanei e reversibili non accompagnati da un aumento di entropia.

ΔS + \frac{recv}{T} > 0.

ΔS_int = ^Q_int⁄_T - ^Q_surt⁄_T = - ^ΔH_sist⁄_T.

ΔS_tot = ΔS_sist + ΔS_int = ΔS_sist - ^ΔH_sist⁄_T.

*TΔS_sist - ΔH_sist = -ΔG + ε₀.

Spontaneità: ΔS > 0.

ΔG < 0.

Enunco: G_p ≠ H - T&S.

dG_p = dH - dT⋅S - dS⋅T = du + dp⋅V + PdV - dT⋅S - dS⋅T - - dQ = - dV⋅P + dp⋅V + PdV - dT⋅S - dS⋅T - = dS⋅⋅P + dp⋅V + PdV - dT⋅S - dS⋅T -.

ΔG_p = ∫_P1^{P2 μRT}⁄_ρ dp = μR&Tcdot;u ^P2⁄_P1 (a = T cost).

G_p = G⁰ + μR&Tcdot; u_P2.

Stato genna.

Parametri

1. Massa.
2. Volume.
3. Pressione.
4. Temperatura.

Gas perfetti e gas ideali

Gas perfetto: basse pressioni, alta temperatura.

Gas ideale: nessuna particelle sulla energia potenziale nulla, urti perfettamente elastici.

Leggi dei gas

1. Di Boyle; T = cost => pV = k.
2. Di Charles; p = cost => V = V₀ (1 + αt) = ^V₀T_T0.
3. Di Volta Gay-Lussac: V = cost => p = p₀ (1 + αt) = ^p₀T_T0.

Eq. di stato dei gas

pVT = p0V0T0 = R.

⟹ pV = μRT.

4. Di Dalton: p_i = ^μ_iRT_V, p_tot = ^μ_totRT_V.

piptot ⟹ μiμtot = xi.

5. Di Amagat: V_i = ^μ_iRT_ρ, V_tot = ^μ_iRT_ρ.

⟹ ViVtot = μiμtot = xi.

Gas reali

Gas reali: particelle dotate di volume e energia potenziale, v.ni anelastici.

1. V_reale < V_ideale.

V_reale = V - nb dove b = volume caratteristico.

2. P_reale = ^an2/_V².

(P + ^an2/_V²)(V - nb) = nRT.

Stato liquido

Tensione superficiale: forza tangenziale alla superficie che si oppone all'aumento della superficie stessa.

Energia superficiale: calore necessario a fare aumentare la superficie.

Tensione di vapore: pressione esercitata dal vapore sul liquido all'equilibrio e tendenza del liquido a emettere vapore.

Soluzioni

Soluzioni: miscele fisicamente omogenee e chimicamente eterogenee.

Modi di esprimere la concentrazione:

1. Percentuale in peso: %_p = (P soluto / P soluz.) * 100.
2. Percentuale in peso/volume: %_V = (P soluto / V soluz.) * 100.
3. Percentuale in volume: %_V = (V soluto / V soluz.) * 100.
4. Parti per milione: ppm = (parti soluto / milionesimi parti soluz.).
5. Molalità: M = (n soluto / V soluz.).
6. Molalità: m = (n soluto / Kg solvente).

7. Frazione molare: x = _{n solvente}/_{n solvente + n soluto}.

Leggi delle soluzioni

1. Di Henry: il gas si scioglie in soluzione in base alla pressione esercitata da esso stesso nella fase aeriforme: S = K_H·P.
2. Di Raoult: la pressione della soluzione (tensione di vapore) è data dal contributo delle pressioni di ciascun componente per la loro frazione molare: P = ⁿ∑_i=4 P_ix_i.

Oss: questa legge vale solo per le soluzioni ideali dove le interazioni soluto-solvente sono uguali a quelle soluto-soluto/solvente-solvente (soluz. diluite in soluz. ideali).

Se il soluto è poco volatile, P_B⁰ = 0.

P = P_A⁰x_A = P_A⁰(1-x_B) = P⁰(1-x_B).

(P⁰-P)/P⁰ = x_B.

Velocità di reazione

Velocità di reazione: A + B → C + D.

v = - Δ[A]/Δt = - Δ[B]/Δt = + Δ[C]/Δt = + Δ[D]/Δt.

Parametri influenzanti:

1. Natura reagenti.
2. Natura solvente.
3. Concentrazione reagenti.
4. Temperatura.
5. Catalizzatori.

Meccanismo di reazione:

1. Urto efficace.
2. Complesso attivato.
3. Energia di attivazione.

Catalizzatori: accelerano o rallentano la reazione eliminando o alterando il punto di attivazione.

1. Catalisi omogenea.
2. Catalisi eterogenea.
3. Catalisi enzimatica.

Equilibrio chimico

Equilibrio chimico.

Costanti di equilibrio: K_p = K_c . RT^Δn = K_x . ρ_TOT^Δm (per Δμ=0 => K_p=K_c=K_x).

Disturbo equilibrio (principio di Le Chatelier-Braun): disturbando l'equilibrio, il sistema sposta il suo equilibrio nella direzione in cui si oppone al disturbo.

1. Variazione di quantità: K < Q => ⇦ K > Q => ⇨.
2. Variazione di pressione/volume (concentrazione):
   1. Diminuzione volume, aumento conc./pres. nel verso di meno molecole. Δμ < 0 => ⇨ Δμ > 0 => ⇦.
   2. Aumento volume, diminuzione conc./pres. nel verso di più molecole. Δμ < 0 => ⇦ Δμ > 0 => ⇨.
3. Variazione temperatura:
   1. Aumento temperatura. ΔH > 0: endotermico => ⇨. ΔH < 0: esotermico => ⇦.
   2. Diminuzione temperatura.

∆l>0 ⇒ π∆H>0 ⇒ π.

Costante di dissociazione (K_d): tendenza a dissociarsi ad una data temperatura. Grado di dissociazione: entità della dissociazione a temperatura e pressione variabili.

Equilibri ionici in soluzione acquosa

Acidi e basi

1. Secondo Arrhenius: gli acidi in acqua cedono H⁺, le basi OH^-; forza: costante di dissociazione.
2. Secondo Brønsted-Lowry: gli acidi in una reazione cedono le protoni che la base acquista; forza: facilità con cui l'acido lascia il protone in base alla base che lo acquista (in generale si fa riferimento all'acqua) coppie coniugate.
3. Secondo Lewis: l'acido accetta una coppia di elettroni, la base la cede.

Autoprotolisi dell'acqua

H₂O + H₂O ⇌ H₃O⁺ + OH^-.

A B AC BC uno anfiprotico.

K_w = (H₃O⁺) (OH^-) = 10^-14 mol² L^-2.

pH = - log (H₃O⁺).

pOH = - log (OH^-).

pH + pOH = pK_w = 14.

1. pH < 7 ⇒ acida.
2. pH > 7 ⇒ basica.
3. pH = 7 ⇒ neutra.

Dissociazione acidi e basi

1. Forti:

HA → H⁺ + A^-.

⇔ (H⁺) ≅ C_a.

2. Deboli:

HA ⇌ H⁺ + A^-.

A^- + H₂O ⇌ HA + OH^-.

K_a = (H⁺) [A^-] / [HA].

K_bc = (HA) [OH^-] / [A^-].

⇧ (H⁺) = √K_a C_a.

Idrolisi

1. Base forte + acido debole ⇒ basica.

BA ⇌ B⁺ + A^-.

A^- + H₂O ⇌ HA + OH^-.

K_i = (HA) [OH^-] / [A^-] = K_w / K_a.

⇩ (OH^-) = √(K_w / K_a) C_i.

2. Acido forte + base debole → acida.

BA → B⁺+A^-.

B⁺ + H₂O → BOH+H⁺.

K_i: (C_BOH)(H⁺) / (B⁺).

K_i = K_w / K_b.

[H⁺] = √(K_w / K_b · C_i).

Soluzioni tampone

1. Acido debole + sale → tampone acido.

Il sale introduce A^- da compensare/rimuovere l'aggiunta di un acido, già HA quella di una base.

K_a = ([A^-] [H⁺] / (HA)) = ([H⁺])(C_s) / C_a.

[H⁺] = K_a (C_a / C_s).

2. Base debole + sale → tampone basico.

Il sale introduce B⁺ da compensare/rimuovere l'aggiunta di una base, già BOH quella di un acido.

K_b = ([B⁺] [OH^-])/(BOH) = ([OH^-])(C_s)/C_b.

[OH^-] = K_b (C_b / C_s).

Prodotto di solubilità

BA bB^a+ + aA^b-.

K_s = [B^a+]^b [A^b-]^a.

Prodotto ionico.

1. Se prod. ionico < K_s => tutto sciolto.
2. Se prod. ionico > K_s => precipita.

Elettrochimica

Energia di reazione lavoro elettrico.

Pila di Daniell

Zn | Zn⁺² || Cu⁺² | Cu.

Anodo catodo.

Ossida riduce.

Zn -> Zn⁺² + 2e^- - ossidazione.

Cu⁺² + 2e^- -> Cu.

Ponticello di elettroneutralità.

Potenziali standard: si ricavano dal confronto con l'elettrodo H₂ (P = 1 atm) | H⁺ (1 M, pH = 0) ||.

Lavoro elettrico - energia libera: ΔG^o = -n F ΔE^o.