Elementi di Chimica

Chimica riassunti

Lezione 1 (28/02/2022)

Mole: è la quantità di sostanza che contiene 6,022 x 10²³ entità fondamentali (tale numero viene chiamato Numero di Avogadro, ha come unità di misura mol). Definizione numero di Avogadro: è il numero di atomi contenuti in 12 g dell’isotopo C₁₂ dell’atomo di carbonio, ciò vuol dire che 1 mole di C pesa 12 g e contiene 6,022 x 10²³ atomi.

Massa atomica: è la massa di un atomo di un determinato elemento. L’unità di misura è u.m.a. (unità di massa atomica).

Massa molare: è la massa di una mole di atomi di un determinato elemento. Numericamente è uguale alla massa atomica, ma l’unità di misura è g/mol (grammi su mole).

Densità: è il rapporto tra massa e volume molecolare (cioè volume occupato da una massa).

Volume molare: indica il volume occupato da 1 mole, ed è il rapporto tra massa molare e densità.

Principio di Avogadro: per i gas, in condizioni standard (cioè a 0°C e 1 atm), il volume molare è pari a 22,414 litri.

Tipi di formule chimiche

• Formula minima/empirica/bruta: esprime il rapporto tra gli atomi di una molecola, utilizzando però come pedici i numeri interi più piccoli (fa capire in che rapporto stanno gli atomi per es. 1:3, 1:1 ecc…)
• Formula molecolare: è come la formula minima ma ci dice realmente quanti atomi ci sono per ogni elemento della molecola.
• Formula di struttura: come dice il nome, ci mostra graficamente come gli atomi sono distribuiti nello spazio e come sono uniti tra loro.

Esempio acetilene: C₂H₂

Come calcolare la formula minima?

1. Bisogna conoscere gli elementi che costituiscono il composto (analisi qualitativa);
2. Bisogna conoscere la quantità di ciascun elemento espressa in % (analisi quantitativa).

Con queste due cose posso ricavare la formula minima. Se mi interessa conoscere anche la formula molecolare, dovrò conoscere anche un’altra cosa, ossia il peso molecolare del composto, che ovviamente mi fornirà l’esercizio. Una volta che conosco questi dati, per avere la formula minima devo:

• Arrivare a ricavare il numero di moli di tutti gli elementi del composto.
• Considerare tra questi risultati il più piccolo e dividerli tutti per tale numero, in modo da vedere il rapporto che quest’ultimo ha con gli altri atomi.
• Ottenuti i numeri dei rapporti, posso costituire la formula minima, mettendo ai pedici dei corrispondenti atomi tali numeri.

Come si ottiene la formula molecolare?

Devo calcolare la massa molecolare della formula minima appena ottenuta e confrontarla con la massa molecolare che mi ha fornito all’inizio l’esercizio. In particolare guardo in che rapporto stanno, se per esempio il loro rapporto è 2, dovrò moltiplicare per 2 tutti i pedici della formula minima e in questo modo otterrò la formula molecolare.

Lezione 2 (07/03/2022)

Reazioni chimiche

Legge di Lavoisier: nulla si crea, nulla si distrugge, tutto si trasforma. La legge afferma che per ciascun elemento, il numero di atomi presenti nei reagenti deve essere uguale a quello presente nei prodotti.

Nota Bene: ricordati che ci sono degli elementi che esistono allo stato biatomico ed essi sono:

• Idrogeno H₂
• Ossigeno O₂
• Cloro Cl₂
• Azoto N₂
• Fluoro F₂
• Bromo Br₂
• Iodio I₂

Reazioni chimiche da sapere

• Reazione di decomposizione: 1 reagente che forma 2 o più prodotti
• Reazione di sintesi: (è la sua inversa) 2 o più reagenti formano 1 solo prodotto
• Reazione di combustione: un reagente agisce con l’ossigeno per formare CO₂ e H₂O

Siccome in una reazione chimica i reagenti non vengono quasi mai mescolati rispettando un rapporto preciso, si è sempre in presenza di due tipologie di reagenti:

• Reagente limitante: è quello presente in difetto (in numero di moli).
• Reagente in eccesso: è quello presente in eccesso, per cui ne rimane sempre una piccola quantità che non reagisce.

Come capire chi è limitante e chi è in eccesso?

Ci sono 2 casi:

• Se nella reazione chimica i coefficienti stechiometrici sono in rapporto 1:1, allora mi basta vedere qual è l’elemento che ha il maggior numero di moli.
• In altri casi, una volta calcolati tutte le moli di tutti gli elementi, immagino di averne una come incognita, e facendo una proporzione, riesco a capire quante moli di quell’elemento servono effettivamente per far reagire l’altro reagente. Fatto ciò capisco chi dei due è in eccesso e chi è limitante.

Resa teorica: è la quantità di prodotto che si otterrebbe se non ci fossero perdite durante la reazione.

Resa effettiva: è la quantità di prodotto effettivamente ottenuta dopo la reazione.

Calcolo resa %:

Calcolare la composizione % degli elementi in un composto

Esempio: Calcolare la % di ossigeno in CH₃OH

• 16 ⋅ 1 - 16 è la massa molecolare dell’ossigeno
• 32,042 - 32,042 è la massa molecolare di CH₃OH

Nota Bene: ovviamente la somma delle % degli elementi deve essere 100.

Piccolo appunto di un esercizio con gli ioni OH^-:

Nel composto NaOH, ogni molecola ha un solo ione OH^-, quindi le moli di OH^- sono uguali alle moli di NaOH.

Soluzioni e concentrazione

Per poter identificare una soluzione, è necessario conoscere la sua concentrazione, formata dai seguenti punti:

Lezione 3 (14/03/2022)

Diluizione delle soluzioni

Diluire una soluzione significa aumentare la quantità di solvente, senza toccare il soluto, in modo tale da diminuirne la concentrazione, mentre il numero di moli resta costante. Da qui si ottiene l’equazione fondamentale delle diluizioni:

Molarità

La tavola periodica

È così costituita:

• È formata da blocchi (blocco S, D, P, F)
• Le righe sono chiamati periodi
• Le colonne sono chiamati gruppi
• Gli elementi nello stesso gruppo hanno proprietà fisico-chimiche simili
• Gli elementi nello stesso periodo hanno proprietà che variano progressivamente lungo la tavola

Dopo la scoperta del Numero atomico Z (numero di protoni in un atomo), la tavola periodica è stata ordinata per numero atomico crescente.

Numero di massa A: numero di protoni + neutroni.

Isotopi: sono atomi relativi agli stessi elementi, ma hanno masse atomiche diverse. In particolare, hanno lo stesso numero di protoni ma diverso numero di neutroni. Quindi sulla tavola periodica i valori delle masse atomiche sono una media pesata, che tiene conto di quanto è abbondante (cioè in quale quantità è presente) un isotopo sulla Terra.

In generale la formula per ricavare questo numero è:

Esempio con l’idrogeno:

Ioni (monoatomici)

Quando si parla di ione, si fa riferimento ad un atomo che acquista o perde elettroni. Gli ioni possono essere:

• Catione: quando un atomo perde elettroni, quindi si forma uno ione carico +
• Anione: quando un atomo acquista elettroni, quindi si forma uno ione carico -

Lezione 4 (21/03/2022)

Orbitali e numeri quantici

Equazione di Schrödinger: è un'equazione la cui soluzione (o le cui soluzioni) descrivono due cose:

• Quali livelli energetici può occupare un elettrone all’interno di un atomo;
• Qual è la forma e l’orientazione degli orbitali atomici (per definizione sono regioni di spazio dove c’è una elevata probabilità di trovare degli elettroni all’interno di un atomo).

Per identificare questi orbitali vengono utilizzati i numeri quantici. In particolare ogni orbitale è definito da 3 numeri quantici, che sono i seguenti:

• Numero quantico principale (n): indica il livello energetico che l’elettrone può occupare. È un numero interno positivo (da 1 ad ∞).
• Numero quantico secondario/di momento angolare (l): descrive la forma dell’orbitale e in misura secondaria anche la sua energia. Nota Bene: orbitali con lo stesso “l” in comune (cioè con la stessa energia) si dicono degeneri.
• Numero quantico magnetico (ml): indica uno specifico orbitale all’interno di un sottolivello.

Forma dell’orbitale a seconda del valore di l:

• l = 0 → forma sferica → indicata con s
• l = 1 → forma manubrio/2 lobi → indicata con p
• l = 2 → forma quadrifoglio/4 lobi → indicata con d
• l = 3 → forma multilobata → indicata con f

Gli elettroni, a differenza degli orbitali atomici, hanno anche un quarto numero quantico:

• Numero quantico di spin (ms): è riferito alla rotazione dell’elettrone su sé stesso. Assume solitamente due valori.

Ma quanti elettroni posso mettere su un orbitale?

Per saperlo occorre conoscere il principio di esclusione di Pauli: “all’interno di un atomo, NON esistono 2 elettroni con lo stesso insieme di 4 numeri quantici”. In breve, sullo stesso orbitale ci possono stare al massimo 2 elettroni, e questi devono differire per ms, quindi devono avere spin opposto (si dice che sono antiparalleli).

Quindi sullo strato n ci sono n orbitali e al massimo 2n elettroni.

Configurazione elettronica

È la disposizione degli elettroni negli orbitali di un atomo. Quando si fa riferimento a un atomo nel suo stato a minima energia, si parla di configurazione elettronica dello stato fondamentale. In questo stato, gli elettroni iniziano ad occupare gli orbitali partendo da quelli ad energia più bassa (sempre rispettando il principio di Pauli), ma anche rispettando un’altra regola:

Regola di Hund. “Nello stato fondamentale l’atomo adotta una configurazione con il massimo numero di elettroni spaiati e con spin parallelo.

In breve, quando sistemo ad esempio 3 elettroni in 3 orbitali, devo seguire questi passaggi:

• Il primo e- lo sistemo nel primo orbitale, il secondo nel secondo e il terzo nel terzo (tutti e 3 con uno spin uguale che ho scelto all’inizio).
• Se ho altri elettroni da sistemare, il quarto lo metterò nel primo orbitale ma con spin opposto a quello che ho già (rispetto così il principio di Pauli), e l’eventuale quinto elettrone lo metterò nel secondo orbitale sempre con spin opposto a quello che ho già.
• Continuo in questo modo finché non ho inserito tutti gli elettroni che ho.

Come abbiamo detto prima però, vanno riempiti prima gli orbitali a più bassa energia. Per capire quali sono possiamo utilizzare 2 regole:

• Gli elettroni sono assegnati agli orbitali andando in ordine crescente di n + l (cioè per ogni orbitale considero n, l, ne faccio la somma e li ordino in modo crescente).
• Per gli orbitali che hanno la somma di n + l uguale, gli elettroni sono assegnati al sottolivello con n minore.

Es. confronto tra 2p e 2s

• 2p → n + l = 2 + 0 = 2
• 2s → n + l = 2 + 1 = 3

Quindi l’orbitale 2p avrà energia minore del 2s. Si ottiene in questo modo la cosiddetta scala o serpentone di Aufbau, così costituita:

• Nelle colonne gli orbitali sono ordinati secondo la tipologia di orbitale (s, p, d, f), per valori di n crescente.
• Nelle righe gli orbitali hanno lo stesso valore di n.

Notazione per la configurazione elettronica

Per gli elettroni più esterni vale che periodo = n, ossia se sulla tavola periodica il periodo è 1 allora n = 1 e così via.

Mentre se consideriamo i gruppi (cioè le colonne) si può notare che la tipologia di orbitale e il numero di elettroni rimane uguale. Per comodità, anziché scrivere sempre la configurazione completa per ogni elemento, si utilizza il trucco del gas che lo precede, ossia: se devo scrivere la configurazione del litio, andrò a scrivere che questa è uguale a quella del gas nobile che lo precede (elio) + gli elettroni che rimangono. Per cui anziché scrivere [Li] 1s² 2s¹, scriverò solamente 2s¹.

Nota Bene: Tutte queste regole valgono per tutti gli elementi, tranne per: Cromo, Molibdeno, Oro, Palladio, Platino, Argento, Rame. (DA RICORDARE!!)

Per il cromo, gli orbitali 4s e 3d risultano degeneri, quindi non posso più riempire prima il 4s e poi il 3d, ma devo riempirli proprio come orbitali degeneri. Quindi avrò 3d⁵ 4s¹ (stesso discorso vale per il molibdeno).

Per gli altri 5 metalli nobili invece, succede che l’orbitale 3d passa sotto al 4s, quindi vengono riempiti prima il 3d e poi il 4s.

Lezione 5 (31/03/2022)

Sostanze paramagnetiche e diamagnetiche

Gli elementi che contengono nei loro orbitali elettroni spaiati (ovvero da soli, non accoppiati con altri elettroni), sono attratti da un campo magnetico e sono dette paramagnetiche. Viceversa, gli elementi che contengono nei loro orbitali elettroni tutti accoppiati tra loro sono respinti dal campo magnetico e si dicono diamagnetiche.

Proprietà periodiche degli elementi (da sapere a memoria)

• Raggio atomico: indica la dimensione di un atomo. In particolare il raggio atomico è pari alla metà della distanza tra i nuclei in molecole omonucleari (ovvero formate da nuclei dello stesso tipo). Esso aumenta lungo un gruppo dall’alto in basso e diminuisce lungo il periodo da sinistra a destra.

Nel caso di atomi non neutri bisogna ricordarsi queste 4 regole:

• Ioni semplici carichi + sono sempre più piccoli dei loro corrispondenti atomi neutri, es. Ca²⁺ < Ca
• Ioni semplici carichi – sono sempre più grandi dei loro corrispondenti atomi neutri.