Riassunto esame Chimica generale , Prof. De Gioia Luca, libro consigliato Chimica, Kotz

Irene Floris: Chimica generale

Scienze biologiche @ UNIMIB PROF. L. DE GIOIA

• La struttura atomica ................................................................................................. 3
• Le particelle subatomiche ......................................................................................................................... 3
• Numero atomico e numero di massa....................................................................................................... 4
• Gli isotopi .......................................................................................................................................................... 5
• Il problema della massa degli atomi ...................................................................................................... 5
• Atomo ed energia ........................................................................................................................................... 6
• Il modello atomico di Bohr ....................................................................................................................... 8
• Il modello ondulatorio dell’atomo ..................................................................................................... 9
• La configurazione elettronica ................................................................................. 11
• I numeri quantici .......................................................................................................................................... 11
• La rappresentazione degli orbitali ...................................................................................................... 12
• Principio di Pauli e regola di Hund ........................................................................................................ 14
• La tavola periodica .................................................................................................. 16
• Le proprietà periodiche ............................................................................................................................ 16
• La struttura molecolare .......................................................................................... 20
• Come si distribuiscono gli elettroni ................................................................................................... 20
• La regola dell’ottetto .............................................................................................................................. 20
• Il formalismo di Lewis ................................................................................................................................ 21
• La reattività atomica ................................................................................................................................. 22
• La polarità delle molecole .................................................................................................................... 23
• La geometria delle molecole .................................................................................. 25
• La teoria VSEPR .............................................................................................................................................. 25
• La teoria del legame di valenza e gli orbitali ibridi ....................................................................... 25
• Geometria e ibridazione ............................................................................................................................. 27
• I legami intra e intermolecolari ............................................................................... 30
• Legami intramolecolari singoli e multipli ........................................................................................ 30
• Forze intermolecolari deboli ................................................................................................................ 30
• Gli stati della materia ............................................................................................. 33
• Liquidi e gas .................................................................................................................................................... 33
• Irene Floris: I solidi ....................................................................................................................................... 37
• Soluzioni e proprietà colligative ............................................................................. 39
• Le proprietà colligative........................................................................................................................... 39
• Controllo delle reazioni chimiche .......................................................................... 42
• Le ossidoriduzioni e il loro bilanciamento ...................................................................................... 42
• Il meccanismo di reazione ........................................................................................................................ 43
• Probabilità con cui avviene una reazione chimica ....................................................................... 45
• La legge cinetica .......................................................................................................................................... 48
• L’equilibrio chimico ................................................................................................ 50
• La costante di equilibrio .......................................................................................................................... 50
• La termodinamica chimica ..................................................................................... 52
• Il primo principio della termodinamica .............................................................................................. 52
• L’entropia ........................................................................................................................................................ 53
• Il secondo principio della dinamica .................................................................................................... 54
• Le funzioni di stato ..................................................................................................................................... 56
• Criteri di spontaneità di una reazione ............................................................................................... 58
• Il quoziente di reazione ............................................................................................................................. 59
• Il principio di Le Chatelier ........................................................................................................................ 59
• Acidi e basi .............................................................................................................. 60
• Definizioni di Arrhenius e Bronsted-Lowry ....................................................................................... 60
• L’acqua: prodotto ionico e autoprotolisi ........................................................................................ 60
• Forza degli acidi e delle basi ................................................................................................................... 62
• L’elettrochimica ...................................................................................................... 65
• Le pile ................................................................................................................................................................ 65
• Forza elettromotrice di una pila .......................................................................................................... 66
• Simulazioni d’esame scritto ................................................................................... 68
• Simulazione 1 ................................................................................................................................................. 68
• Simulazione 2 ................................................................................................................................................. 71
• Simulazione 3 ................................................................................................................................................. 73

La struttura atomica

Le particelle subatomiche

Per studiare la chimica si parte dalla struttura dell’atomo per sfociare poi nel complesso.

➔ Gli atomi sono i costituenti ultimi della materia; sono delle particelle discrete composte da 3 ulteriori tipi di particelle più piccole (protoni, neutroni ed elettroni), che sono a loro volta formate da particelle ancora più piccole, i quark, irrilevanti però dal punto di vista biologico perché non intervengono in alcun fenomeno.

Le particelle subatomiche hanno delle proprietà fondamentali:

1. Massa = protoni e neutroni hanno massa quasi identica, mentre gli elettroni sono circa 2000 volte più piccoli di questi ultimi (precisamente hanno massa pari a un 1836esimo di quella dei protoni).
   Assoluta = è dell’ordine di grandezza di −o .
   Relativa = si usa la scala u.m.a. (unità di massa atomica) per semplificare i calcoli. Però questa scala, protoni e neutroni hanno massa pari a 1, mentre la massa degli elettroni è così piccola da essere trascurabile.
2. Carica elettrica = si differenzia in:
   Relativa = protoni ed elettroni hanno carica elettrica opposta e uguale in modulo, e perciò o interagiscono tra loro; i neutroni sono invece privi di carica.
   Assoluta = per protoni e neutroni si usa +1 e -1, mentre per gli elettroni la carica, usata solo o per convenzione, è 0.

I primi modelli atomici

Le particelle subatomiche sono disposte in modo preciso all’interno dell’atomo, secondo un modello che con il passare del tempo è stato concettualmente migliorato.

1. Modello a panettone di Thompson = fu il primo modello atomico e vedeva l’atomo come formato da una sfera uniforma di cariche positive, all’interno della quale sono distribuiti casualmente gli elettroni di carica negativa. Tuttavia, questo modello si trovò in disaccordo con i dati di esperimenti successivi, e quindi fu accantonato.

Rutherford, successivamente, effettuò un esperimento sugli atomi di oro: inviò un fascio di particelle α→ (particelle con carica positiva formate da due protoni e due neutroni = un atomo di Elio senza elettroni) ad una lamina d’oro. Osservò che la maggior parte di queste particelle passava attraverso la lamina, ed altre venivano fortemente deflesse/ tornavano indietro.

Questo risultato sembrava voler indicare che la maggior parte dello spazio intorno all’atomo fosse vuoto, e di conseguenza si formulò un altro modello atomico:

2. Modello planetario di Rutherford (o modello nucleare) = questo modello prevedeva un piccolo nucleo centrale in cui si concentra tutta la carica positiva (protoni e neutroni), e a distanza da esso gli elettroni che fluttuano intorno.

Le particelle α che transitavano attraverso la lamina nell’esperimento, infatti, passavano nello spazio vuoto; quelle deflesse invece incontravano il nucleo e venivano respinte.

Quindi, la massa di un atomo dipende interamente dalla massa del suo nucleo, poiché la massa ➔ degli elettroni è trascurabile rispetto a quella dei protoni. Nonostante ciò, le dimensioni di un atomo sono decisamente più grandi rispetto a quelle del nucleo perché gli elettroni si trovano a lunghe distanze dal nucleo.

Nonostante il grande successo del modello planetario, alcuni aspetti dovevano ancora essere chiariti, e quindi nel tempo se ne formularono altri.

Numero atomico e numero di massa

Gli atomi si differenziano in base al numero delle particelle subatomiche al loro interno; a questo proposito si definiscono per un atomo il numero atomico e il numero di massa ( ):

• Numero atomico (Z) = numero di protoni nel nucleo (di conseguenza numero di elettroni perché gli atomi non perturbati sono elettricamente neutri). Dà informazioni sul valore della carica positiva e differenzia gli elementi tra di loro per il loro comportamento chimico: gli atomi sono definiti quindi in modo univoco e il nome è una sovrastruttura usata per comodità.
• Numero di massa (A) = somma dei protoni e dei neutroni (nucleoni) nel nucleo (Z + n). Essi sono concentrati nel centro dell’atomo poiché trattenuti da potenti forze nucleari, e ne determinano la massa. Nei primi 20 elementi il nucleo contiene in media lo stesso numero di protoni e neutroni, mentre nei successivi il numero di neutroni aumenta progressivamente rispetto ai protoni.

Conoscendo il numero atomico e il numero di massa di un atomo, si possono conoscere le particelle totali presenti in quell’atomo.

ESEMPIO: l’atomo di cloro ( ) ha A=35 e Z=17, quindi ha 17 protoni, 17 elettroni e la somma di protoni³⁵₁₇ e neutroni è pari a 35. Posso ricavare il numero di neutroni del Cloro come: = − = − =

Gli isotopi

Si definiscono isotopi degli atomi che hanno lo stesso numero atomico ma diverso numero di massa; degli isotopi hanno quindi stesso numero di protoni ed elettroni, ma diverso numero di neutroni.

Gli isotopi hanno le stesse proprietà chimiche e la stessa reattività, perché il diverso numero di neutroni non influisce su di esse, dato che hanno carica nulla e che sono contenuti nel nucleo. Secondo il modello di Rutherford, infatti, le particelle subatomiche che interagiscono di più con l’ambiente esterno e con le altre molecole sono gli elettroni.

Nonostante le stesse proprietà, gli isotopi di uno stesso elemento vengono usati per fini diversi e hanno diverse proprietà fisiche; ESEMPIO:

• Il Carbonio-13 ( ) è contenuto nei carboidrati, che sono presenti nel cibo che noi mangiamo, ma che possono anche essere usati per tracciare le cellule tumorali in medicina.
• Il Carbonio-14 ( ) è usato per tracciare la morte cellulare negli organismi e stabilire così l’età di un reperto.

Si definisce “abbondanza isotopica percentuale” il rapporto tra il numero di atomi di un dato isotopo e il numero totale degli atomi di tutti gli isotopi di quel dato elemento, moltiplicato per 100. In questo modo si scopre qual è l’isotopo più abbondante in natura. . (%). . = ∗ 100. . .

Il problema della massa degli atomi

Massa atomica e massa molecolare

Considerando una reazione è molto difficile quantificare quanti atomi compongono una sostanza o quante molecole reagiscono con altre, perché gli atomi sono piccolissimi, e la loro massa è compresa fra −e −.

Si definisce quindi una scala di massa relativa detta unità di massa atomica (uma), che per convenzione corrisponde ad un dodicesimo della massa di un atomo di carbonio-12, isotopo del Carbonio con numero di massa A=12.

Dall’unità di massa atomica si definisce la massa atomica di tutti gli altri atomi, che viene calcolata come media ponderata delle masse atomiche dei suoi isotopi.

ESEMPIO: la massa atomica del Carbonio non è perfettamente 12 perché si devono tenere in conto tutti gli isotopi; considerando le percentuali di abbondanza isotopica degli isotopi in confronto alla totalità di C, la sua massa atomica è infatti () = 12 ∗ 0,989 + 13 ∗ 0,011 = 11,868 + 0,143 = 12,011.

La massa molecolare è invece la sommatoria delle masse atomiche che compongono tutti gli atomi della molecola.

Per ragionare in termini di molecole nelle reazioni si usano quindi dei multipli delle molecole stesse e si considera la loro proporzionalità. Non si ragiona mai in termini di proporzionalità fra masse in grammi!!

La definizione di mole

Bisogna quindi definire una quantità di sostanza che sia proporzionale al numero di atomi / molecole in un campione, e che sia effettivamente visualizzabile.

Si introduce la definizione di mole = una quantità di sostanza che contiene un numero di Avogadro ➔ di molecole (ovvero 6,022*10²³ molecole).

Scegliendo un numero così grande come multiplo ne consegue che la massa in grammi di una mole di una sostanza corrisponde numericamente alla massa atomica / molecolare della sostanza stessa. Tra massa atomica / molecolare e massa in grammi vale infatti la relazione: = ∗ → =

ESEMPI: una mole di carbonio pesa 12,011g; una mole di idrogeno pesa 1,0079g; una mole di acqua pesa 18,0152g.

Atomo ed energia

L’energia è una grandezza fisica correlata alla capacità di un corpo di compiere lavoro, ovvero la capacità di far subire ad un oggetto uno spostamento operando contro forze esterne (definizione operativa).

L’energia esiste in varie forme:

• L’energia cinetica descrive il movimento dei corpi.
• L’energia potenziale descrive la posizione relativa ai corpi.
• Il calore descrive il movimento non coerente (disorganizzato) dei corpi. Scaldando il cibo, infatti, le molecole si muovono in modo disordinato.
• L’energia radiante, o radiazione elettromagnetica, descrive una perturbazione spaziale associata a uno spostamento di energia attraverso un mezzo.

Radiazione elettromagnetica e spettro elettromagnetico

L’energia elettromagnetica è una delle forme più importanti di energia! È una forma di radiazione che ha il comportamento di un’onda elettromagnetica che si propaga nello spazio, attraverso un mezzo o nel vuoto (la si può immaginare come un pacchetto di energia).

L’energia elettromagnetica dipende da due grandezze principali:

1. Lunghezza d’onda (λ) [m] = valore della distanza tra 2 creste consecutive di un’onda; nello spettro visibile, a lunghezze d’onda diverse corrispondono sfumature di colori diverse.
2. Frequenza (μ) [ = il numero di creste visib