Appunti di Chimica 1

Appunti di chimica

Professore Luigi Manna

a.a. 2019/2020

pH = -log[H₃O⁺] in condizioni a temperatura standard (25°C o 298,15 K)

• pH >> 7 è dato da una soluzione fortemente basica (si dissocia completamente, no reagenti).
• pH > 7 è dato da una soluzione debolmente basica (si dissocia parzialmente).
• pH = 7 è dato da una soluzione neutra.
• pH < 7 è dato da una soluzione debolmente acida (si dissocia parzialmente).
• pH << 7 è dato da una soluzione fortemente acida (si dissocia completamente, no reagenti).

Equazioni di dissociazione

H₂O(l) ⇌ H₃O⁺(aq) + A^-(aq)

Percentuale di deprotonazione = ([H₃O⁺] / [H₂O]) × 100%

Sia il numero di moli iniziali, il numero di moli finale, il coefficiente stechiometrico e il grado di avanzamento della reazione. Allora:

• Se alla fine della reazione rimangono ancora dei reagenti, i reagenti sono limitanti.

La resa di una reazione corrisponde a quanto dei reagenti ha reagito e dato dei prodotti. Si ricava dalla formula: Resa = (moli iniziali - moli finali) / moli iniziali.

Velocità specifica

La velocità specifica k di una reazione è data dalla formula: Velocità = k × [concentrazione].

E = energia di attivazione ed e = numero di Nepero.

Preso un elemento i, siano le frazioni molari di tale elemento, ovvero:

Massa molare = massa molare media × frazioni molari

La densità di un sistema omogeneo è: Densità = massa / volume

La concentrazione molare è pari a: c (M o mol/L) = n / V

Da queste deriva che: Concentrazione = n × volume

In caso di miscele di gas perfetti avremo: Volume = sommatoria delle frazioni molari × volume totale.

Per il principio di indeterminazione di Heisenberg, possiamo calcolare la probabilità di trovare un elettrone in un dato punto, senza però averne mai la certezza.

L'arrotondamento deve essere eseguito in modo da ridurre al minimo il valore assoluto della differenza tra il numero originale e quello arrotondato. Se il risultato di un'operazione è intermedio, si usa una precisione pari al numero di cifre significative presenti e si aggiungono tra parentesi ulteriori due cifre. Se invece il risultato è definitivo, si usano le cifre significative richieste dall'operazione.

In caso di addizioni e sottrazioni, il risultato va approssimato al numero di cifre decimali pari a quelle del dato di partenza con meno numeri dopo la virgola. In caso di moltiplicazioni e divisioni, il risultato va approssimato al numero di cifre significative pari a quelle del numero con minor precisione. In caso di logaritmo, si guardano quante sono le cifre significative del numero originario e si riportano nel risultato tante cifre decimali quante erano quelle significative.

Orbitali

• Esistono molti tipi di orbitali, di cui i 4 principali sono s, p, d, f.
• Esistono 7 orbitali s (1s→7s) occupato ciascuno da 2 elettroni.
• 6 orbitali p (2p→7p) occupato da 6 elettroni.
• 4 orbitali d (3d→6d) occupato da 10 elettroni.
• 2 orbitali f (4f→5f) che raggruppa 14 elettroni.

Ogni volta che un orbitale è completo, si passa al successivo. Pertanto il primo periodo, che è composto da due elementi e pertanto può contenere due elettroni, corrisponderà al 1s² pertanto potrà essere sostituito con [He].

Successivamente avremo tutti gli orbitali occupati con il [Ne], 1s² 2s² 2p⁶ o [He]2s² 2p⁶. Nel quarto periodo avremo il [Kr], [Ar]4s² 4p⁶ 3d¹⁰. Con gli orbitali f, invece, ne troveremo uno completo con [Rn], nel sesto gruppo, con orbitali [Xe]6s² 6p⁶ 5d¹⁰ 4f¹⁴.

Gli elettroni in ciascun orbitale si appaiano quando hanno spin opposti (½ e -½). Osservando le configurazioni elettroniche degli elementi con numero atomico crescente, vengono occupati i sottogusci successivi prima di appaiarsi. Pertanto avremo un comportamento come nell’immagine a fianco.

L’agente ossidante è l’elemento che perde elettroni, pertanto dopo la reazione il suo numero di ossidazione sarà aumentato. L’agente riducente è l’elemento che acquista elettroni, pertanto dopo la reazione il suo numero di ossidazione sarà diminuito.

Condizioni standard

• Condizioni standard (STP): 273,15 K = 0°C e 100kPa = 1 bar.
• Condizioni normali (NTP): 273,15 K = 0°C e 1 atm = 101325 Pa = 760 mmHg.
• Condizioni ambiente standard (SATP): 298,15 K = 25°C e 100kPa = 1 bar.

Un numero quantico è un numero che specifica il valore di una proprietà dell’elettrone e contribuisce a definire lo stato quantico dell’elettrone stesso. Esistono 4 numeri quantici: n, il numero quantico principale, l, il numero quantico secondario, m, il numero quantico magnetico e ms, il numero quantico di spin.

• l=0, n=1, orbitali: 1s.
• Il numero quantico principale n definisce l’energia dell’elettrone e può assumere solo valori interi positivi (0,1,2,…).
• Correlato alla dimensione e all’energia dell’orbitale.
• l=0, 2s.
• 0, 3s.
• n=2, l=1, orbitali: 2p.
• Il numero quantico secondario l definisce il sottolivello energetico a cui appartiene l’orbitale in cui è presente l’elettrone. l può assumere valori che vanno da 0 a n-1 (0,1,2,3…,n-1). Se l=0, saremo in un orbitale s, l=1 sarà un orbitale p, l=2 sarà d, l=3 sarà di tipo f e così via. Dà la forma dell’orbitale.
• l=1, 3p.
• n=3, l=2, orbitali: 3d.
• Il numero quantico magnetico m determina le proprietà dell’atomo quando è sottoposto a un campo magnetico esterno. Può assumere tutti i valori interi compresi tra -l e l. Dà l’orientazione nello spazio dell’orbitale.
• l=0, 4s.
• l=1, 4p.
• l=2, 4d.
• l=3, orbitali: 4f.
• Il numero quantico di spin ms può assumere solo i valori ½ e -½ e definisce lo stato magnetico dell’elettrone.

Gli orbitali monoelettronici con pari energia sono chiamati degeneri. Pertanto, con l pari a 0, avremo m=0 e 1 orbitale degenere. Con l pari a 1, m potrà essere pari a -1, 0 e 1, quindi avremo 3 orbitali degeneri. Pertanto potremo considerare il numero di orbitali degeneri secondo lo schema a fianco.

In un atomo non possono esistere due elettroni con lo stesso insieme di numeri quantici, pertanto potranno essere presenti solo 2 elettroni per orbitale (principio di esclusione di Pauli).

Inoltre le energie degli orbitali aumenteranno allontanandosi dal nucleo, pertanto s < p < d < f, ma orbitali del livello successivo contengono maggior energia degli altri.

Secondo il principio di Aufbau, per costruire la configurazione elettronica di un atomo con Z elettroni, bisogna:

• 1. Si aggiungono elettroni a partire dall’orbitale 1s (quello con minore energia).
• 2. Riempito un orbitale, si passa a quello energicamente più prossimo fino ad aver posizionato tutti gli Z elettroni.
• 3. Ogni orbitale può contenere al massimo 2 elettroni con spin appaiati (uno con spin ½ e uno con spin -½).
• 4. Nel caso di più orbitali nel sottoguscio, si inseriscono tutti gli elettroni con spin paralleli e poi eventualmente si aggiungono quelli antiparalleli in modo da appaiarli.

Se un atomo si trova a un livello energetico superiore a quello definito dal principio di Aufbau, viene definito in stato eccitato. Più ci si allontana dal nucleo (quindi con numero quantico principale n più alto), le differenze tra un livello e l’altro diminuiscono e pertanto non è raro trovare elementi in cui il principio di Aufbau non sia rispettato. Alcuni esempi sono il cromo Cr [Ar]4s¹ 3d⁵ e il rame Cu [Ar]4s¹ 3d¹⁰.

Per raggio atomico si intende metà della distanza che separa i due nuclei.

• Se si parla di un metallo, allora questo diventa metà della distanza che separa i centri di due atomi nel campione solido. In questo caso si parla di raggio metallico.
• Se non si parla di un metallo o un metalloide, la metà della distanza tra i centri di due atomi assume il nome di raggio covalente. Da questi si possono anche ricavare i raggi noti, conoscendo il raggio covalente di uno dei due elementi legati e la distanza totale.
• Per i gas nobili, il raggio equivale al raggio di Van der Waals.

Il raggio atomico:

• Aumenta all’aumentare del numero quantico principale.
• Diminuisce all’aumentare della carica effettiva Z_eff, ovvero lungo il periodo.

L’energia di prima ionizzazione è la minima energia necessaria per allontanare un elettrone dall’atomo neutro allo stato gassoso. Aumenta da sinistra a destra lungo un periodo e diminuisce all’aumentare del numero quantico principale. Si misura in kJ/mol.

Legami

• Ionici: l’elemento metallico cede elettroni a un elemento non metallico fino a ridursi al numero di elettroni del più vicino gas nobile. Sono pertanto legami catione-anione.
• Covalente: coppia di elettroni condivisa tra due atomi (vd. modello di Lewis). Avremo sempre legame singolo C-H, legame doppio C=O e legame triplo C≡C.

Ibridazione degli orbitali

• Legame π: gli orbitali si sovrappongono e si ottiene un piano nodale lungo l’asse internucleare.
• Legame σ: gli orbitali si sovrappongono e si ottiene una simmetria cilindrica e non si hanno piani nodali lungo l’asse internucleare.
• Un legame singolo è dato da un legame σ e zero legami π.