Chimica base

Lezione 1

cos'e la materia?

tutto cio che possiede massa e volume. (la chimica studia le sue trasformazioni)

stati di aggregazione: solido liquido gassoso

miscela - una o piu sostanze pure e variabile

omogenea: una fase (acqua del mare)

eterogenea: piu fasi (acqua e olio)

sostanza pura - e costante non e separabile

composto = acqua

elemento = ferro

l'atomo esistente gia da Democrito - modello atomico Dalton spiega il suo concetto di materia 1806

costituisce la materia - e parte piccola non e divisibile

atomi identici e stesso massa

atomi di un elemento non costituiscono un altro elemento

carico negativo e anione / carico positivo catione

l'elettrone 1897 - raggi catodici di Thomson: costituiti da particelle cariche negativamente presenti nella materia

modello atomico Thomson

a "panettone"

neutro e pero costituito da cariche + e -

modello atomico Rutherford - la massa atomica e in un valore chiamato nucleo con cariche negative intorno "planetario"

scopre i neutroni

struttura elettronica dell'atomo - le prop. chimiche dipendono dalla posizione/ energia degli elettroni.

essa e studiata con gli esperimenti attraverso l'interazione con la luce

radiazione elettromagnetica

propagazione dell'energia costituita da un campo elettromagnetico

si muove in fase / oscillazione

spettro elettromagnetico occhio umano vede dal violetto al rosso

Lezione 2

radiazione elettromagnetica - la misura dello spettro avviene mediante la spettroscopia

monocromatica = una lunghezza d'onda

policromatica = piu lunghezze d'onda (luce bianca)

assorbimento complementari emissione

luce bianca

atomi

radiazione

atomi eccitati

ogni atomo emette solo fotoni con lunghezze d'onda specifiche x ogni elemento.

la luce "qual e la sua natura?"

ondulatoria = radiazione elettromagnetica (fisica classica) essa provoca l'effetto fotoelettrico sui metalli

corpuscolare = fascio di particelle di materia emesse in ogni direzione (Newton)

trasferisce energia in modo continuo + aumenta + emissioni di elettroni

solo se la frequenza raggiuge un determinato valore che dipende dal metallo

il n dei fotoelettroni dipende dall'intensita

effetto fotoelettrico Einstein - uso la quantizzazione dell'energia

la luce costituita da fotoni

cedono l'energia ad un elettrone (foto-elettrone)

x struttura dell'atomo

da Rutherford a Bohr

rutherford modello planetario tuttavia: e elettrone orbita a qualsiasi distanza con qualsiasi energia

dovrebbe emettere energia uguale e continua (instabile)

modello di Bohr 3 postulati x la stabilita

1. elettroni possono occupare solo certe orbite circolari senza emissione d'energia.

2. ogni stato ha un valore definito di energia.

3. elettrone puo passare da uno stato stazionario all'altro assorbendo/emettendo fotoni.

ogni livello ha energia negativa

natura della materia "De Broglie"

propone la natura dualistica - ogni particella ha una lunghezza d'onda (giustifica la quantizzazione di Bohr)

lunghezza d'onda dell'elettrone dipende dall'atomo che lo contiene = ondulatorio

radiazione elettromagnetica -> onde in fase hanno il ciclo sincronizzato ma possono generare interferenza costruttiva

- secondo Bohr = la circonferenza dell orbita dell elettrone deve essere il multiplo della lunghezza d onda di esso altrimenti e distruttivo (modello)

m v r = n h / 2pi quantizzazione del momento angolare.

interferenza distruttiva

si sommano

si annullano

atomo di Bohr

-tra dei limiti -> esso vale solo x atomi idrogenici non per i polielettronici (fallisce)

elettrone percorre orbite definite ma de Broglie dice che ha una natura ondulatoria

non puo essere associato ad una traiettoria definita

e distribuita nello spazio

Heisenberg principio di indeterminazione

- stabilisce che ci sono limiti alla precisione con cui possiamo determinare la posizione/impulso di una coppia di particelle

Delta x Delta p >= h / 4pi

+ cerchiamo di localizzare la particella maggiore e l indeterminazione "errore oggettivo della natura stessa"

necessario modello deterministico

teoria probabilistica dell atomo

- formulata da Schroedinger -> descrive l'elettrone mediante una funzione d'onda

- da essa si ricavano gli orbitali hanno 3 numeri quantici

energia, forma, orientazione nello spazio.

Lezione 3

atomo

- modello di Bohr -> orbitali atomici

elettrone -> circola su orbite circolari con delle energie quantizzate, funziona nella pratica solo x l idrogeno H

- psi = e la funzione d'onda che descrive la regione di spazio in cui e probabile trovare un elettrone (c e solo la probabilita)

I 4 numeri quantici identificano ogni elettrone -> n / l / m1 / m2

il suo valore viene indicato dalle lettere s - p - d - f

L | Lettera | forma | orbitali | sottolivelli elettroni max

0 | S | sfera | 1 | 2 elettroni

1 | P | due lobi | 3 | 6 elettroni

2 | d | 4 lobi | 5 | 10 elettroni

3 | F | complessa | 7 | 14 elettroni

- la configurazione elettronica si scrive indicando i sottolivelli occupati con gli elettroni in ordine si riempiono prima gli orbitali minori

secondo Pauli = due elettroni dello stesso atomo NON possono avere 4 n quantici

Distribuzione radiale

- dall equazione di Schroedinger da atomo di H si ottengono le funzioni d'onda psi -> trovare l'elettrone ad una distanza r dal nucleo in un guscio sottile. P(r)=4pir2 e

della probabilita

- cioe la prob di trovare elettrone al variare della distanza dal nucleo

la densita = prob. psi2 di trovare in volumi diversi del nucleo, l'elettrone in quella determinata regione di spazio (30%)

- la radiale = formula che descrive la prop. di trovare l'elettrone in funzione della distanza dal nucleo.

(atomo di bohr)

livelli energetici

nucleo

elettroni

- il orbitale 2s trovare un elettrone e nulla quindi qui si annulla

- gas nobili hanno il guscio chiuso.

Lezione 4

Forma e struttura delle molecole

legame chimico = conseguenza delle due atomi interazione di natura elettrostaticaavviene con rilascio d'energia comporta stabilita del sistema.se non viene stabilizzato non si lega.

si forma solo se e piu forte l'attrazione

ciascun atomo utilizza elettroni del guscio esterno il piu alto numero quantico per una configurazione stabile "guscio chiuso"

scoperto da Newton Lewis - condivisione degli elettroni- notazione descrive elettroni di un certo elemento.

legame covalente = condividono elettroni H + H = H-H

es. H 1s¹ -> H• Li 1s² 2s¹ -> Li•

teoria del legame di valenza prende modello probabilistico "Lumus Pauling"

H 1s¹ + H 1s¹ -> H H

le coppie due orbitali atomici si sovrappongono solo questi sistemi solo di orbitali semipieni per completarsi:maggiore sovrapposizione piu forte e il legame

possono avere forme diverse e anche una direzione / direzionale

modello potenziale di Jans

distanza di legame -> se sono troppo vicini la repulsione e maggiore e tornano indietro rimbalzando

ibridazione: ci da la forma delle molecole e un modello matematico

forme dei legami covalenti ibridazione orbitali:

tetraedro 104.5° 4 legami

lineare 180° 2 legami

triangolare 120° 3 legami

angolare 104.5° 2 legami

ottaedrica 90° 6 legami

triangolo bipiramidale 90° / 120° 5 legami

molecole planari = non presenta una distribuzione non uniforme non si annullano i vettori dipoli

molecole apolari = cariche elettriche distribuite in modo simmetrico si annullano i vettori dipoli.

formule chimiche

minimale = indica gli elementi che formano un composto e la loro proporzione (divide per il suo valore massima)

molecolare = formula il composto e il numero di atomi presenti;

strutturale = ci dice come gli atomi sono connessi tra loro

elettronegativita -> tendenza di elemento ad attrarre elettroni con legame covalente

scala di Pauling si misura / e una prop. periodicafluoro + elettronegativo

aiuta a disegnare la struttura molecolare

• A ↔ B. B e piu elettronegativo quindi si tira tutti gli elettroni di legame.

natura dei legami covalenti:

omopolare = 2 atomi con la stessa elettronegativita

elettropolare / polarizzato = 2 atomi con diversa elettronegativita ha una parziale carica neg.

ionico = se la differenza e troppa non si lega prende tutto il e-

ione nitrato es. NO₃^-

N: 5 e-

O = 6 . 3 = 18 perche e O₃ + aggiunta elettrone che negativo

24 e-

si divide per 2 = sono 12 coppie elettroniche

- bisogna soddisfare l'ottetto (non per tutti gli elementi)

momento dipolo

dipolo molecolare = somma vettoriale dei momenti dipolo di legame

es.

il vettore parte dal + verso il -

numero di ossidazione e = elettrone guscio esterno - elettroni assegnati

se un elemento e piu elettronegativo allora ha piu e assegnati

se sono uguali assegniamo un e ciascuno

Lezione 5

lezione 6

stati di aggregazione della materia

solido / liquido / gassoso

stati condensanti della materia

in base alle loro transizione cambiano le forze di coesione diminuiscono, aumentano o si annullano

in funzione della temperatura

l'energia cinetica si oppone a quella potenziale delle forze coesive e allontana le particelle le una dalle altre (solido a liquido)

se e' + forte della potenziale le particelle si separano e diventa gas.

solido - forze di coesione al massimo

1 covalente: tutti atomi che si dispongono in un reticolo periodico nello spazio (graffite, quarzo, diamante..)

2 ionico: formati da cationi e anioni tenuti dalle forze elettrostatiche (sale)

3 metallico: cationi ed elettroni formano il reticolo con la f. elettrostatica.

4 molecolari: molecole discrete legate da interazioni molecolari (ghiaccio)

classifica strutturale

cristallino = ordine alto ripetizione periodica di specie chimiche nello spazio, ha una temperatura di fusione precisa

amorfo = non e' ordinato si rammolla prima di fondersi, isotropo

liquidi

molecolari: molecole discrete legati con interazioni molecolari

metallici: sono ioni cationi all'interno di elettroni perde l'ordine molecolare

proprieta' che dipendono dalle forze coesive

viscosita' = resistenza che esso oppone allo scorrimento grazie alle forze di coesione tra le molecole dipende anche dalla temperatura

tensione superficiale = dipende dall'intensita' delle forze, tensione meccanica sulla superficie

agiscono in tutte le direzioni risentita dalla superficie perche' non si compensano

capillarita' = risultante tra le forze di coesione e adesione

interazioni attrattive tra molecole e superfici interne (+ forte)

interazioni molecolari quali sono le forze coesive?

interazioni intermolecolari

il risultato e' attrazione e repulsione elettrostatiche tra le molecole.

vari tipi di interazioni

ione-dipolo = ione e molecola polare -> dipolo si orienta x attrarsi allo ione l'energia e' negativa quindi maggiore

dipolo-dipolo = due molecole polari -> interazione direzionale testa/coda e' attrattivo energia ancora + negativo

ione-dipolo indotto = ione e specie chimica non carica apolare -> ione polarizza la specie apolare