Appunti Completi di Chimica generale e inorganica

Chimica generale e inorganica

Sommario

Atomo ................................................................................................................................................... 3

Cosa è la chimica?............................................................................................................................. 3

Storia della teoria atomica ............................................................................................................... 3

Struttura dell’atomo ......................................................................................................................... 4

Modelli atomici moderni .................................................................................................................. 4

Modello atomico di Bohr .................................................................................................................. 5

Atomi polielettronici ........................................................................................................................ 6

Criterio di costruzione di un atomo secondo il metodo Aufbau ...................................................... 6

Proprietà periodiche degli elementi ................................................................................................ 6

Legame chimico .................................................................................................................................... 7

Che cos’è il legame chimico? ............................................................................................................ 7

Legame ionico ................................................................................................................................... 7

Legame covalente ............................................................................................................................. 8

Orbitali ibridi ..................................................................................................................................... 9

Strutture delle molecole .................................................................................................................. 9

Formule di risonanza ........................................................................................................................ 9

Legame metallico .............................................................................................................................. 9

Forze intermolecolari...................................................................................................................... 10

Nomenclatura ..................................................................................................................................... 10

Numero di ossidazione ................................................................................................................... 10

Nomenclatura ................................................................................................................................. 11

Ossidoriduzioni ................................................................................................................................... 11

Stati di aggregazione della materia .................................................................................................... 12

Stato gassoso .................................................................................................................................. 12

Leggi dei gas ................................................................................................................................ 13

Miscele di gas ............................................................................................................................. 13

Teoria cinetica dei gas ideali ....................................................................................................... 13

Gas reali ...................................................................................................................................... 14

Stato liquido ................................................................................................................................... 14

Passaggi di stato ......................................................................................................................... 14

Tensione di vapore ..................................................................................................................... 14

Stato solido ..................................................................................................................................... 15

Passaggi di stato ......................................................................................................................... 17

Diagrammi di stato ..................................................................................................................... 17

Soluzioni ............................................................................................................................................. 20

Solvatazione ................................................................................................................................... 20

Concentrazione ............................................................................................................................... 20

Tensione di vapore di una soluzione .............................................................................................. 20

Proprietà colligative .......................................................................................................................... 22

Soluzioni di elettroliti ..................................................................................................................... 23

Normalità ........................................................................................................................................... 24

Titolazione volumetrica .................................................................................................................. 24

Equilibri acido-base ............................................................................................................................ 24

Reazioni acido-base ........................................................................................................................ 25

Prodotto ionico dell’acqua ............................................................................................................. 25

Calcolo del pH di soluzione acquose ............................................................................................... 26

Curva di titolazione ......................................................................................................................... 27

Quando sono utili gli equivalenti .................................................................................................... 28

Equilibri di solubilità .......................................................................................................................... 28

Equilibri di complessazione ................................................................................................................ 29

Determinazione spettrofotometrica .............................................................................................. 30

Termodinamica ................................................................................................................................... 31

1° principio della termodinamica ................................................................................................... 32

2° principio della termodinamica ................................................................................................... 33

3° principio della termodinamica ................................................................................................... 33

Come dipende δg in base a ............................................................................................................ 34

Equilibri in fase gassosa ..................................................................................................................... 35

Elettrochimica .................................................................................................................................... 36

Leggi di Ohm .................................................................................................................................... 36

Elettrolisi ........................................................................................................................................ 37

Pile o celle galvaniche .................................................................................................................... 37

Relazione tra δe pila e costante di equilibrio ................................................................................ 39

Cinetica delle reazioni chimiche ......................................................................................................... 39

Velocità di reazione ....................................................................................................................... 39

Teoria delle collisioni ...................................................................................................................... 40

Meccanismo di reazione ................................................................................................................ 41

Dipendenza da t .............................................................................................................................. 41

Teoria dello stato di transizione ..................................................................................................... 41

Catalizzatore ................................................................................................................................... 42

Reazioni fotochimiche .................................................................................................................... 43

Primo semestre

Atomo

Cosa è la chimica?

La chimica è la branca delle scienze naturali che si occupa della materia e delle sue trasformazioni.

La chimica analizza la struttura delle molecole, formate da atomi. La struttura elettronica degli atomi ci permette di capire come gli atomi si combinano per formare molecole e quando le molecole si associano per formare materia. I processi di interazione fra molecole e atomi vengono chiamati reazioni chimiche. Un esempio di trasformazione della materia: bicicletta in acciaio che dopo un anno si arrugginisce:

1. Il ferro si combina, o 1:2 o 2:3, con l’ossigeno atmosferico presente nell’aria originando l’ossido di ferro;
2. L’ossido di ferro reagisce con l’acqua generando idrossido di ferro;
3. L’insieme dei vari idrossidi, dell’ossido di ferro e dell’acqua, crea la ruggine.

Storia della teoria atomica

• Democrito: ipotizza una teoria atomistica e di conservazione della materia;
• Aristotele: deduce che la materia è composta da varie porzioni di acqua, aria, terra e fuoco e con la sua popolarità vince sulla teoria di Democrito;
• Lavoisier: inizia a parlare di aspetti quantitativi con la legge di conservazione della massa = in una reazione chimica la materia non si crea e non si distrugge ma si conservano;
• Dalton: formula una teoria atomica che non tiene conto delle cariche;
• Avogadro: ipotizza che volumi uguali di gas diversi contengono un numero uguale di molecole → numero di Avogadro = 6,023 * 10²³;
• Cannizzaro: formula la teoria molecolare determinando i pesi molecolari in base alle densità relative dei gas e successivamente dei pesi atomici;
• Thomson: spiega la teoria atomica mediante il modello a panettone in cui il nucleo è molto grande, positivo, con gli elettroni sparsi sulla superficie (come se fosse uvetta), in cui non c’è spazio vuoto tra nucleo ed elettroni;
• Rutherford: smentisce il modello atomico di Thomson con il suo esperimento → invia particelle alfa cariche positivamente contro una lamina d’oro, secondo il modello di Thomson tutte le particelle dovrebbero essere respinte ma in realtà quasi tutte le particelle passano indisturbate e poche vengono deviate, si evince da qui che tra nucleo ed elettroni c’è spazio vuoto. Rutherford inventa il modello planetario in cui il nucleo è al centro, contenente protoni e neutroni, e gli elettroni che orbitano attorno.

Struttura dell’atomo

L’atomo è formato da un nucleo, contenente protoni (positivi) e neutroni (neutri) tenuti insieme dalle forze nucleari, al cui esterno orbitano gli elettroni (negativi), tenuti insieme da forze elettrostatiche. Ha una dimensione di 1 Armstrong = 10^-10 m. La carica dei protoni e degli elettroni è di circa 10^-19 Coulomb, con segno opposto. La massa di protoni e neutroni è di circa 10^-27 Kg mentre quella degli elettroni è di circa 10^-31 Kg. L’atomo è neutro, per essere neutro deve avere lo stesso numero di elettroni e protoni: il numero di protoni rappresenta il numero atomico Z mentre il numero di massa A è dato dalla somma di protoni e neutroni.

Gli isotopi differiscono per il numero di neutroni e, di conseguenza, del numero di massa ma uguale numero atomico. L’unità di misura della massa atomica è espressa in uma ed è 1/12 della massa del C¹²₆ ma non è così, il peso dell’elemento è detto peso atomico ed è modificato leggermente dalla presenza degli isotopi.

La molecola è formata da un insieme di atomi legati con legami chimici. Il peso molecolare è la somma dei pesi atomici moltiplicati per i relativi coefficienti stechiometrici. Una mole contiene un numero di Avogadro di particelle. Il numero di moli si calcola con: grammi/ peso molecolare.

Modelli atomici moderni

• Rutherford: modello planetario con nucleo positivo e gli elettroni si muovono intorno secondo orbite circolari. Per le leggi della fisica il sistema è instabile poiché l’elettrone perde energia che ricade sul nucleo;
• Bohr: secondo lui esistono alcuni stati stazionari in cui l’energia totale dell’elettrone viene conservata, si parla di energia quantizzata → la distanza dal nucleo e l’energia posseduta dall’elettrone assumono valori multipli di un valore minimo che non inficiano sul nucleo. De Broglie aveva sviluppato una teoria in cui l’atomo assumeva determinati valori dati dal numero quantico principale che moltiplica la costante di Planck fratto 2π. La distanza dell’elettrone dal nucleo è determinata da multipli di n² * a₀. L’energia dell’elettrone si ottiene sommando energia potenziale e cinetica. Quando n=1 si ha lo stato fondamentale, appena cresce diventando >1 si hanno gli stati eccitati.

Modello atomico di Bohr

La radiazione elettromagnetica è un’onda composta da un campo elettrico ed uno magnetico che oscillano perpendicolarmente fra loro e si propagano alla velocità della luce. La lunghezza d’onda è la distanza fra due punti massimi consecutivi mentre la frequenza è il numero di oscillazioni in un secondo. L’energia e la lunghezza d’onda sono inversamente proporzionali, più la lunghezza d’onda è bassa più è alta l’energia e viceversa. Per verificare la correttezza della teoria di Bohr è stata sfruttata l’interazione fra i raggi X e l’atomo di H, cioè la capacità dell’atomo di H di assorbire energia, che permette di eccitare l’atomo, e poi di farla decadere emettendo energia per tornare al suo stato fondamentale. La distanza fra un salto energetico e l’altro conferma che ci sono valori fissi multipli.

Il modello atomico di Bohr non tiene conto della meccanica quantistica ondulatoria, secondo quest’ultima la materia ha una natura ondulatoria e una natura corpuscolare cioè di particella. Quando il corpo ha una massa piccola la sua lunghezza d’onda diventa apprezzabile.

Principio di indeterminazione di Heisenberg enuncia che non è possibile determinare contemporaneamente la posizione di una particella e la sua velocità, noi possiamo determinare solo la probabilità che la particella si trovi in una certa posizione in un certo istante, quando si parla di orbite non è proprio corretto, si parla di orbitali, zone dello spazio in cui vi è la massima probabilità di trovare l’elettrone. Se l’orbitale contiene un numero intero di lunghezze d’onda si ha un’interferenza costruttiva, se contiene un numero non intero si hanno punti di massimo con punti di minimo insieme, l’onda è fuori fase e genera interferenza distruttiva, l’elettrone cade sul nucleo e l’atomo si distrugge. Affinché l’elettrone resti in equilibrio il numero della lunghezza d’onda deve essere intero.

L’equazione di Schroedinger mi permette di calcolare le funzioni d’onda e le energie relative, quindi la probabilità di trovare l’elettrone in quel momento in quello spazio. Per risolverla mi servono le funzioni d’onda orbitali, ogni orbitale è individuato da 3 numeri quantici in relazione fra loro:

• N (numero quantico principale) = determina l’energia degli orbitali;
• L (numero quantico del momento angolare) = determina la forma dell’orbitale;
• M (numero quantico magnetico) = determina l’orientamento dell’orbitale;
• Ms (numero quantico di spin) = determina l’orientamento della rotazione dell’elettrone, se verso il basso o verso l’alto.

Con l’aumentare del numero quantico cambiano i valori di l e m e, di conseguenza, la forma degli orbitali:

• Orbitale s = livello più vicino al nucleo di forma sferica nell’origine degli assi → da 1s a 4s cambia solo la grandezza della sfera;
• Orbitale p = i tre orbitali p hanno tutti la stessa forma bilobata ma tre diversi orientamenti nello spazio;
• Orbitale d = 4 orbitali con forma a quadrifoglio e 1 con forma bilobata e un anello a ciambella in mezzo;
• Orbitale f = è il sistema più complesso 4f.

Atomi polielettronici

Nel caso di atomi polielettronici è impossibile risolvere l’equazione di Schroedinger, le soluzioni vengono trovate con metodi approssim