Chimica generale ed inorganica/ Chimica 1

Chimica

Cosa studia la chimica?

Studia la materia; in particolare la sua composizione, la struttura e le trasformazioni.

Composizione

Di cosa è fatto un materiale.

Struttura

Come sono organizzati gli atomi.

Trasformazioni

Come si modifica.

La materia

È tutto ciò che occupa spazio e ha una massa.

Energia

Capacità di compiere un lavoro.

Il sistema

È una porzione di Universo (reale o non reale) che si studia; tutto ciò che circonda l'Universo si chiama Ambiente.

Stati della materia

• Solido: Ha forma e volume proprio.
• Liquido: Ha volume proprio e forma non definita.
• Gas: Non ha né forma né volume definiti.

Proprietà fisiche

Si osservano senza compiere trasformazioni, e sono:

• Colore
• Punto di fusione e ebollizione
• Indice di rifrazione
• Densità

Trasformazioni fisiche

Avvengono senza trasformazioni chimiche, e sono:

• Ebollizione
• Fusione
• Soluzioni omogenee

Trasformazioni chimiche

Si ha un'alterazione della composizione ma stesso numero di atomi:

CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O

Sostanza pura

Quando la composizione è omogenea, non può essere trasformata in sostanza più semplice.

La sostanza pura può essere scomposta chimicamente in più fasi?

• SI: quando si ha per esempio H₂O; allora si divide in H₂ e O₂
• NO: quando è un elemento singolo; per esempio C, H, Br…

Miscele

Combinazione di almeno 2 sostanze pure:

• Omogenea: Si distingue solo una fase (aria e altre soluzioni…)
• Eterogenea: Si distinguono 2 o più fasi (fango, ferro…)

Elementi chimici

Sono sostanze pure che non possono essere separate e si trovano raggruppati tutti insieme nella Tavola Periodica.

Simbolo atomico

Sono le lettere (notazioni) che individuano l'elemento.

Composti chimici

Sostanze costituite da almeno 2 elementi chimici:

Molecolari

Formati da molecole, quindi costituite da un legame covalente (H₂O, H₂, Cl₂).

Ionici

Costituiti da ioni, che possono essere:

• Cationi: Perdono elettroni (Li⁺, Ca²⁺, Al³⁺).
• Anioni: Acquistano elettroni (Br^-, O^2-).

Inoltre, sommando le cariche all'interno di una reazione chimica, il risultato deve essere 0.

Rappresentazione di una sostanza (formula)

Ne esistono di 3 tipi:

• Formula minima: Indica gli elementi presenti (CH).
• Formula molecolare: Indica gli elementi e il numero effettivo (C₆H₆).
• Formula di struttura: Come sono legati gli atomi.

Legge di Lavoisier (o legge di conservazione della massa)

Dimostra che la somma delle masse dei reagenti e la somma delle masse dei prodotti è uguale.

2HgO → 2Hg + O₂

Legge di Proust

In un composto chimico i rapporti di massa degli elementi sono costanti.

Na = 39,3%
NaCl = 100 g di NaCl
Cl = 60,7%

Teoria atomica di Dalton

Si scompone così:

• La materia è composta da particelle indivisibili, chiamate atomi.
• Tutti gli atomi di uno stesso elemento hanno stessa massa e stesse proprietà fisiche.
• Atomi differenti hanno masse diverse.
• Gli atomi sono indistruttibili.
• Gli atomi si combinano tra loro (in relazioni di numeri interi).

L'atomo

È la particella più piccola e può essere considerato spazio vuoto. È costituito da:

• Protoni e neutroni: Che stanno nel nucleo.
• Elettroni: Che compiono un'orbita intorno al nucleo.

Composizione atomica

• Protoni: Carica (+1), massa (1,673 * 10^-27 kg), UMA (1,007).
• Elettroni: Carica (-1), massa (9,11 * 10^-31 kg), UMA (0,0005).
• Neutroni: Carica (0), massa (1,675 * 10^-27 kg), UMA (1,009).

Numero atomico "Z"

Indica il numero di protoni di un atomo. Nel caso l'atomo sia neutro, allora il numero di protoni è uguale a quello degli elettroni.

Calcoli stechiometrici

N₂ + 3H₂ → 2NH₃

• N = 1 mol = 2 * 14
• H = 3 mol = 3 * 2
• NH₃ = 2 mol = 2 * 17

• n (mol) = numero di moli = m (g) / M.M (g/mol)
• M.M = massa molare = m(g) / n (mol)
• m (g) = massa di una sostanza = n (mol) / M.M (g/mol)
• r% = resa percentuale = Q_eff / Q_tot; dove Q_eff = prodotto effettivamente ottenuto; Q_tot = prodotto totale

Modello atomico di Thomson

Vennero effettuati studi sul comportamento degli elettroni in presenza di un gas. Gli esperimenti vennero eseguiti all'interno di tubi contenenti gas di vario genere e al cui interno veniva fatta passare elettricità attraverso i due elettrodi (+ e -). Si generavano così dei raggi catodici (dal catodo all'anodo). Thomson dimostrò che i raggi catodici erano indipendenti dalla natura del gas, comportandosi sempre allo stesso modo. Dedusse, quindi, che ogni sostanza era carica negativamente per via degli elettroni presenti.

Modello atomico di Rutherford

Indirizzò un fascio di particelle α (He²⁺) contro una lamina d'oro, accorgendosi che alcune particelle proseguivano la traiettoria iniziale, ma altre venivano, più o meno, deviate anche con angoli molto ampi. Questo fece decadere il modello di Thomson, secondo cui massa e carica dell'atomo erano distribuiti uniformemente al loro interno. Infatti, Rutherford affermò che: l'atomo aveva un nucleo carico positivamente in cui era concentrata la massa; perciò, quando le particelle α collidevano con l'elettrone, non si avevano significativi cambi di traiettoria; al contrario, succedeva se passavano in prossimità del nucleo.

Radiazione elettromagnetica

La conoscenza sulle strutture dell'atomo proviene da esperimenti in cui ci sono interazioni tra luce e materia. In particolare, la luce è una forma di energia costituita da un insieme di radiazioni, chiamate proprio radiazioni elettromagnetiche, riportate tutte all'interno dello spettro elettromagnetico.

Onde elettromagnetiche

Sono composte da:

• Lunghezza d'onda (λ)
• Frequenza (ν)

L'onda elettromagnetica altro non è che un'oscillazione di un campo elettrico all'interno di un campo magnetico, posti in modo perpendicolare tra di loro.

Spettri atomici

• Si fa eccitare una sostanza (per esempio per riscaldamento) così che essa emetta radiazioni sotto forma di luce. Questa attraversa una fenditura, poi un prisma che scompone la luce, e le radiazioni vengono deviate in modo differente in base alla loro lunghezza d'onda. Raccogliendo le onde emesse si ha uno spettro di emissione (sfondo nero, linee colorate).
• Dall'altra parte abbiamo invece lo spettro di assorbimento (sfondo colorato, linee nere), che ci dà indicazione su dove quella particolare radiazione assorbe il "colore".

Effetto fotoelettrico

Consiste nell'emissione di elettroni da parte di atomi di un metallo colpiti da radiazioni luminose di opportuna frequenza.

Modello atomico di Bohr

L'atomo è costituito da un nucleo centrale e gli elettroni ruotano attorno come la Terra attorno al Sole. In particolare, l'elettrone può occupare solo certe orbite, chiamate stati stazionari, dove l'elettrone si trova in stati quantizzati di energia: R/n² (dove R = 109.677 cm^-1; e n = numero quantico principale).

• Se si ha la transizione da stazionario iniziale a stazionario finale, l'elettrone acquista un fotone, quindi acquista energia. E_f - E_i = hv (dove h = costante di Plank).
• Se si ha la transizione da stazionario finale a stazionario iniziale, l'elettrone emette un fotone, quindi perde energia. E_i - E_f = hv (dove h = costante di Plank).

Dualismo onda-particella

Si manifesta a livello microscopico (proprietà materia = proprietà luce).

Principio di indeterminazione di Heisenberg

Enunciava che non è possibile determinare con precisione, contemporaneamente, posizione e velocità di una particella per conoscerne e descriverne il moto. Δx * Δp ≥ h/4π.

Modello atomico di Schroedinger

Propose un modello ondulatorio per descrivere il comportamento dell'elettrone nell'atomo di idrogeno (H). Propose quindi le:

• Onde stazionarie: Sono le onde prodotte, per esempio, pizzicando le corde di una chitarra, che sono fissate agli estremi, perciò non c'è una dispersione di energia.

Numeri quantici

Sono:

• n (numero quantico principale): 1,2,3,… indicano la dimensione dell'orbitale.
• l (numero quantico angolare): 0,1,2,…n-1 indicano la forma dell'orbitale.
• m_l (numero quantico magnetico): -l, 0, +l indicano l'orientazione dell'orbitale.

Rappresentazione grafica degli orbitali atomici

• Orbitali "s"
• Orbitali "p"
• Orbitali "d"
• Orbitali "f"

Piano nodale

Piano nei 3 orbitali p che hanno la stessa energia (quindi sono degeneri) in cui c'è probabilità 0 di trovare elettroni.

Numero quantico spin (m_s)

L'elettrone ruota su se stesso e si comporta come un dipolo magnetico, orientandosi, quindi, in base al verso di rotazione.

Atomi multielettronici

A differenza di quelli monoelettronici, l'energia non dipende solo da n, ma anche da l. Per calcolare l'energia si usano metodi approssimativi utilizzando gli orbitali trovati per l'atomo di idrogeno apportando delle modifiche a:

• Carica nucleare, Z
• Effetto schermante: Z_eff = Z - S
• Effetto di penetrazione: l'attrazione subita dall'elettrone dipende dalla capacità di penetrare la nuvola di schermo.

Livelli energetici in un atomo multielettronico

In forma scritta: 1s

Principio di esclusione di Pauli

Nessun orbitale atomico può contenere più di due elettroni. Quindi, in un atomo non possono esistere elettroni con la stessa sequenza dei 4 numeri quantici.

Processo di Aufbau (riempimento)

Esistono 2 modi:

• Notazione SPDF: H (idrogeno); Z = 1; 1s¹ dove 1 (grande) = valore di n; s = valore di l; 1 (piccolo) = numero di elettroni (e^-).
• Notazione a diagramma orbitalico: He (elio); 1s²; le frecce indicano lo spin.

Tavola periodica

Si divide in periodi e gruppi:

• Periodi: Sono le righe.
• Gruppi: Sono le colonne.

Gruppi

Ne esistono 8 e sono:

• I A (metalli alcalini): Li …
• II A (metalli alcalini terrosi): Be …
• III A: B …
• IV A: C …
• V A: N …
• VI A (calcogeni): O …
• VII A (alogeni): F …
• VIII A (gas nobili): Ne …

Notazione gas raro

Per evitare di scrivere notazioni e configurazioni elettroniche troppo lunghe, si usa la notazione del gas raro precedente a quell'elemento + la notazione del periodo in cui sta quell'elemento (prendendo il guscio più esterno): 1Na = 3s¹

Metalli di transizione

(n-1)d^x ns^y Hanno la configurazione e sono chiamati elementi del blocco d.

Anomalie nella configurazione elettronica dei metalli di transizione

• Cr: 4s¹ 3d⁵
• Cu: 4s¹ 3d¹⁰

Dimensione atomica

• Cresce: scendendo lungo il gruppo (orbitali più ampi; gli elettroni si allontanano).
• Diminuise: lungo il periodo (carica nucleare più forte; gli elettroni sono più stretti).

Raggio atomico

• Cresce: scendendo lungo il gruppo.
• Diminuise: lungo il periodo.

Energia di prima ionizzazione (EI)

È l'energia minima richiesta per rimuovere l'elettrone più esterno da un atomo neutro in fase gassosa.

Affinità elettronica (AE)

È la variazione di energia quando un atomo gassoso acquista un elettrone per formare un anione.

Le soluzioni

Sono composti formati da:

• Solvente: Componente presente in maggiore quantità (il cui stato fisico viene mantenuto).
• Soluto: L'altro componente del composto.

La soluzione quindi è una miscela omogenea di 2 o più sostanze.

Caratteristiche del soluto

È un'elettrolita, cioè un composto le cui soluzioni acquose conducono elettricità (grazie agli ioni presenti nella soluzione).

Concentrazione del soluto

Esistono 6 modi:

• Molarità (M): moli di soluto (mol) / volume di soluzione (L)
• Percentuale in volume (%V): volume di soluto (L) / volume di soluzione (L) * 100
• Percentuale massa/volume (%m/V): massa soluto (g) / volume di soluzione (ml) * 100
• Molalità (m): moli di soluto (mol) / massa del solvente (kg)
• Percentuale in massa (%m): massa soluto (g) / massa soluzione (g) * 100
• Frazione molare: moli soluto (mol) / moli totali (mol)

Legame chimico

Può essere di 3 tipi:

• Molecolare: Come CH₄…
• Ionico: NaCl perché Na⁺ e Cl^-…
• Metallico: Come Al…

Definizione di legame chimico di Pauling

Tra due atomi esistono dei legami chimici quando le forze agenti tra di essi portano alla formazione di un aggregato di stabilità tale da poter essere considerato una specie indipendente.

Legame molecolare

Si basa sulla condivisione di elettroni di valenza (e_v); per esempio H₂, O₂, N₂ mettono in condivisione rispettivamente 1, 2, 3 elettroni di valenza.

Legame ionico

È dovuto alle forze di attrazione elettrostatica che si esercitano tra ioni di carica opposta; come in NaCl (vedi sopra).

Legame metallico

Gli atomi sono tenuti uniti da elettroni di valenza che sono liberi di muoversi tra i cationi.

Teoria di Lewis (regola dell'ottetto)

La reattività dell'atomo è correlata alla tendenza di raggiungere la configurazione elettronica del gas nobile, quindi:

• Gli elettroni di valenza (e_v) giocano un ruolo importante nel formare un legame.
• La condivisione di 1 o più coppie di elettroni di valenza porta alla formazione di legami covalenti.
• Il trasferimento elettronico da un atomo A ad un atomo B porta al legame ionico.

Simbolo di Lewis

Si indicano gli elettroni di valenza:

• B = 3 gruppo : B
• N = 5 gruppo : N
• O = 6 gruppo : O
• Cl = 7 gruppo : Cl

Distribuzione di elettroni di valenza di una molecola

• HCl = H = coppia di legame H Cl Cl = coppie solitarie
• NaCl = Na⁺ Na + Cl^- Na cede un elettrone : Na⁺ e Cl^-

Elettronegatività

È la tendenza di un atomo in una molecola ad attrarre a sé gli elettroni di legame. Secondo Mulliken è la media dell'affinità elettronica (tendenza ad attrarre 1 e^-) e del potenziale di ionizzazione (tendenza a mantenere 1 e^-) = (AE + EI) / 2. Grazie all'elettronegatività si può prevedere se un legame è ionico o covalente.

Elettronegatività di Pauling

Si assegna un valore arbitrario (Fluoro : 4) e per via sperimentale si calcolano gli altri:

• Legame ionico: X_a - X_b ≥ 2,0
• Legame covalente a carattere ionico: 0,4 ≤ X_a - X_b < 2,0
• Legame covalente: X_a - X_b ≤ 0,4

Polarità

Esistono 2 tipi di molecole:

• Molecole apolari: Sono molecole biatomiche, chiamate anche omonucleari, dove cariche negative e positive coincidono.
• Molecole polari: Sono molecole eteronucleari (differente elettronegatività, forma il dipolo).

Momento dipolare

Viene indicato come: μ = δ * d.

Strutture di Lewis (legame covalente)

• Legame singolo: F – F, 1 coppia di e^-
• Legame doppio: O = O, 2 coppie di e^-
• Legame triplo: N ≡ N, 3 coppie di e^-

Strutture di Lewis (molecole biatomiche)

• CH₄: C e_v: C = 4e^-; 4 + 4 = 8e^- H = 1e^- per ciascuno
• NH₃: N e_v: N = 5e^-; 5 + 3 = 8e^- H = 1e^- per ciascuno
• CO₂: C e_v: C = 4e^-; 16e^- O = 6e^- per ciascuno Al centro sempre l'atomo meno elettronegativo, mentre in periferia quelli più elettronegativi.

Eccezioni

• NO: N – O N O e_v: N = 5e^-; 5 + 6 = 11e^- O = 6e^-
• Non esiste un modo per completare l'ottetto quando gli elettroni di valenza sono dispari. Inoltre in questi casi le molecole sono anche paramagnetiche (dette anche radicali).
• Gli elementi del 2^o e 3^o gruppo non raggiungono l'ottetto quando formano un numero di legami covalenti pari al numero degli elettroni di valenza (BF₃).
• Un atomo dal 3^o periodo in avanti può ospitare più di 8 elettroni, perché diventano disponibili gli orbitali "d". Si ha così un'espansione dell'ottetto e si va quindi in ipervalenza.

Acido/base di Lewis

• Acido: Accettori di coppie elettroniche (BF₃).
• Base: Donatori di coppie elettroniche (NH₃). Inoltre, acido + base = addotto. Questo tipo di legame viene chiamato comunemente covalente dativo.

Ibrido di risonanza

Quando si possono scrivere più strutture di Lewis per una singola molecola, l'ibrido di risonanza ne descrive la struttura più plausibile tra le tante (struttura intermedia). Come per esempio nel biossido di zolfo, l'ibrido di risonanza è: