Riassunto esame Chimica, Prof. Paoli Paola, libro consigliato Lezioni di chimica , Paola Paoli Paolo Dapporto Patrizia Rossi

Capitolo 1

Concetti di base

Mole: quantità di sostanza che contiene tante particelle quante sono contenute in 12 g esatti di ¹²C, ovvero 6,022x10²³ (Costante di Avogadro, mol^-1).

Ione: atomo con differente numero di elettroni rispetto a quello dei protoni. Gli atomi con carica elettrica positiva sono detti cationi, quelli con carica negativa anioni. Gli atomi che differiscono per il numero di neutroni sono detti isotopi.

Luce: radiazione elettromagnetica; è una funzione d’onda con parametri: lunghezza d’onda, frequenza di un’onda e di radiazione e ampiezza d’onda (ampiezza massima di frequenza, indica il valore del campo magnetico o elettrico massimo). C = λ*v c = velocità della luce nel vuoto (300,000 m/s).

Composti e molecole

Composti chimici: legami tra più atomi diversi che avranno caratteristiche totalmente diverse dai singoli elementi, tramite legami chimici.

Molecola: un aggregato di atomi che dà luogo ad una specie chimica che ha esistenza propria si chiama molecola.

Solidi

Solidi cristallini e solidi amorfi: i solidi cristallini o solidi ordinati sono solidi con una distribuzione degli atomi ordinata, in quelli amorfi invece le particelle si trovano in uno stato disordinato; questi possono essere considerati, da un punto di vista strutturale, come dei liquidi molto viscosi. Es: i vetri.

Cella elementare: è la parte più piccola del cristallo che dà per traslazione nelle tre direzioni dello spazio l’intero cristallo che è chiamato cella elementare.

Titolazione

Titolazione: è un'operazione chimica che ha come obiettivo quello di determinare la concentrazione incognita di un composto A in una sua soluzione. Il reattivo B è introdotto goccia a goccia nella soluzione da titolare tramite una buretta.

Capitolo 2

Concetti di fisica

Corpo nero: corpo capace di riemettere tutta l’energia assorbita. L’energia di una radiazione è qui in funzione della frequenza.

Effetto fotoelettrico: un fotone deve avere l’energia necessaria per estrarre un elettrone dalla superficie del metallo (attratto dalla forza del nucleo) e l’energia è indipendente dall’intensità della radiazione. L’energia cinetica finale dell’elettrone estratto sarà pari alla differenza tra quella iniziale e quella finale (che si aggiungerà a quella cinetica).

Legge di Bohr, teoria sull’atomo, atomo di Bohr: 1) l’elettrone che si trova su un’orbita non emette e non assorbe energia. 2) Dalla relazione di Planck (E = h*v) quando un elettrone passa da un’orbita ad un’altra emette o assorbe energia, di conseguenza, emette una radiazione ben definita.

Per arrivare alla legge di Bohr siamo passati prima dall’effetto fotoelettrico, poi da un esperimento con la lampada ad idrogeno con l’eccitazione degli elettroni (e la produzione di fotoni che ha come frequenza quella direttamente proporzionale alla differenza delle energie dei due stati dell’elettrone) e poi venne analizzato lo spettro con uno spettrografo. Si notò quindi che la luce non faceva riflettere ad ogni intensità; se fosse possibile, infatti, si avrebbe uno spettro continuo. Su questi esperimenti nasce la teoria di Bohr sull’atomo. Vale quindi il principio del treno di onde corpuscolari (fotoni).

Teoremi e principi

Formula di De Broglie: λ = ℏ / (mv) mette in relazione qualsiasi lunghezza d’onda con una massa qualsiasi (dualismo onda-particella, le onde possono essere considerate come corpuscoli in movimento e vale anche il viceversa).

Principio di indeterminazione di Heisenberg: è possibile conoscere istante per istante la posizione dell’elettrone nella sua orbita grazie alla relazione di Heisenberg (la posizione passata e futura) ma non la quantità di moto.

Non è possibile conoscere entrambe le informazioni perché le misure di queste due grandezze comportano un’indeterminatezza. H = costante di Planck, Δx = variazione di posizione, Δp = quantità di moto. È un principio di inversa proporzionalità che si basa sull’energia cinetica. Si predilige un’incognita tra la quantità di moto e la posizione e a seconda di quella che vogliamo trovare avremo una precisione buona sulla prescelta e scadente dall’altra.

Questo principio vale nel micro e nel macro-mondo ma nel macro non è utile applicarlo per un effetto trascurabile (troppo piccolo).

Equazioni

Equazione d’onda di Schrödinger (modello ondulatorio): la traiettoria dell’elettrone genera un’orbita e non l’elettrone sta sull’orbita. È un’equazione differenziale del secondo ordine la cui soluzione fornisce delle funzioni (dette funzioni d’onda) che permettono di calcolare varie informazioni sull’elettrone; le soluzioni di questa funzione si chiamano autofunzioni, a ciascuna di queste autofunzioni corrisponde un autovalore, cioè un valore dell’energia.

La funzione definisce l’orbitale e quindi l’orbitale è definito da numeri quantici. L’origine del sistema è al nucleo dell’atomo e si rappresenta, per una chiarezza maggiore, in coordinate polari. Ad ogni funzione d’onda è correlata una specifica energia a cui è correlata una terna della funzione d’onda a cui è associata una precisa posizione. Ogni terna di numeri quantici definisce una funzione orbitale. Il quadrato della funzione d’onda indica la densità probabilistica, cioè la probabilità di trovare un elettrone in un determinato punto.

Principio di esclusione di Pauli

In un atomo non possono coesistere più di due elettroni aventi i quattro numeri quantici uguali. Di conseguenza un orbitale può ospitare al massimo due elettroni a spin antiparallelo in un orbitale.

Regola di Hund

La regola di Hund o della massima molteplicità degli spin: quando ci sono a disposizione più orbitali vuoti della stessa energia, gli elettroni vanno ad occupare singolarmente questi orbitali con gli elettroni che ruotano con spin parallelo.

Grandezze periodiche

Grandezze periodiche: dipendono dalla configurazione elettronica dell’atomo e quindi dalla posizione degli atomi nel sistema periodico.

Energia di ionizzazione

Energia di ionizzazione e di prima ionizzazione: energia necessaria per rimuovere un elettrone da un atomo isolato, gassoso e allo stato fondamentale. Quella di prima ionizzazione è l’energia necessaria per allontanare un elettrone da un atomo neutro.

L’energia di seconda ionizzazione è l’energia necessaria ad estrarre un elettrone da uno ione monopositivo (sarà più intensa di quella di prima ionizzazione e così via). Esempi di energia di ionizzazione: Metalli alcalino terrosi.

Affinità elettronica

Affinità elettronica: energia necessaria nel processo di acquisto di un elettrone da parte di un atomo neutro, isolato, gassoso e allo stato fondamentale. Tanto maggiore sarà l’affinità elettronica, maggiore sarà la stabilità dello ione negativo. Es. con alta affinità elettronica: Cl, F, Br, I.

Elettronegatività

Elettronegatività: è la capacità che ha un atomo di attirare verso di sé gli elettroni di legame (l’elemento più elettronegativo è il fluoro 4). Gli elementi più elettronegativi si trovano alla destra della tavola periodica, esclusi i gas nobili che non formano legami.

Raggio atomico

Raggio atomico: aumenta con l’aumentare del numero atomico, infatti aumenta nei gruppi e diminuisce nei periodi, questo perché vi è un aumento della carica nucleare che all’interno del periodo porta alla contrazione delle dimensioni dell’atomo.

Capitolo 3

Legami chimici

Il legame ionico: è uno scambio di elettroni per la creazione di ioni tra un metallo e un non metallo. Gli ioni formati rimangono legati tra loro grazie all’attrazione elettrostatica di tipo coulombiano. È un legame che si esplicita in tutte le direzioni per cui ogni ione positivo si circonda di un negativo e viceversa.

Si forma così un composto ionico con una struttura riconducibile ad un reticolo cristallino. A seconda del gruppo crescente (1, 2, 3, 4 si formano ioni positivi nel metallo che vanno di pari passo al gruppo), la carica dei composti ionici è neutra. Es: NaCl -> Na⁺ Cl^-, CsCl -> Cs⁺ Cl^-, BaCl₂ -> Ba²⁺ Cl₂^-.

Legami covalenti

La teoria del legame di valenza stabilisce che ogni legame covalente tra due atomi avviene tramite la sovrapposizione di:

• Un orbitale atomico di valenza di un atomo
• Un orbitale atomico di valenza dell’altro atomo

Con questa sovrapposizione di orbitali si spiegano le forme geometriche e le proprietà di questi materiali.

Legame covalente: (legame direzionale) tensione di va. Si possono avere ioni poliatomici, cioè formati da aggregati di atomi che hanno un eccesso o un difetto di elettroni; nei legami covalenti i composti che si ottengono sono comunque ionici. Es: KNO₃ -> K⁺, NO₃^-. Questi legami si formano tra due non metalli. Nei composti ionici si ha solitamente un rilascio di energia per la stabilizzazione degli atomi.

Legami e distanze

Legame covalente: L’energia potenziale di due atomi di idrogeno varia con la loro distanza, raggiungendo un valore minimo alla distanza di legame.

Legame covalente dativo: se in un legame covalente uno dei due atomi ha raggiunto l’ottetto e ha ancora alcuni elettroni di non legame può cederli all’altro atomo per fargli raggiungere a sua volta l’ottetto.

Geometria delle molecole

Per spiegare alcune geometrie delle molecole (molecola di metano) è stato introdotto il concetto di ibridazione degli orbitali atomici. Grazie a questa, al momento della formazione dei legami covalenti si ha una trasformazione in forma ed in energia degli orbitali atomici dell’atomo isolato. Nel caso del metano sp³, abbiamo una trasformazione da 1 orbitale e da 3 orbitali a 4 orbitali uguali detti orbitali ibridi. La disposizione tetraedrica è spiegata dalla disposizione di ogni orbitale ibrido che corrisponde ad una funzione d’onda che si ottiene attraverso un processo matematico di combinazione lineare delle funzioni d’onda degli orbitali atomici interessarti all’ibridazione.

Tipi di legame

Ci sono due tipi di legami: sigma e pi greco. Quelli sigma sono più forti dei legami pi greco perché sono legami formati sull’asse rotazionale che unisce i due atomi legati, sono chiamati pi greco invece quei legami che non hanno questa simmetria rotazionale. Si possono formare massimo 3 legami tra due atomi: uno sigma (che è sempre il primo) e al massimo altri due pi greco.

Risonanza

La risonanza: è la necessità di ricorrere a più formule limite per rappresentare una molecola, deriva dalla impossibilità di rappresentarla con una sola formula di struttura. Se vi è la possibilità di disporre il legame pi greco in tutte le direzioni possibili (attraverso un legame sigma) ci sarà la possibilità di conduzione elettrica.

Energia di risonanza: è la differenza tra l’energia calcolata con la formula limite e l’energia chimica che si può misurare nella molecola reale. Per avere un’idea di questa energia è necessario assegnare delle cariche dette cariche formali. Le cariche formali sono cariche apparenti assegnate ad ogni atomo. Per il calcolo della carica formale totale è necessario prendere la sommatoria dei valori assoluti delle cariche. La formula più corretta sarà il valore minore di carica formale, questo perché se fosse un valore alto non ci sarebbe equilibrio di risonanza e verrebbe richiesta troppa energia per la stabilità della molecola.

Legami covalenti polari

I legami covalenti polari sono tutti i legami covalenti che si formano tra atomi di natura differente che hanno diversa elettronegatività: capacità di attirare elettroni di legame. Es: HCl. Maggiore è l’elettronegatività, maggiore è la polarità del legame. Quando la differenza di elettronegatività su scala Pauling supera due, si ha la formazione di un legame ionico invece che covalente.

Legame a ponte di idrogeno

È un particolare tipo di legame che si forma tra la molecola d’acqua.