Teoria + esercizi - Chimica inorganica

Teoria + Esercizi

Chimica inorganica

Bartolo Morgigno

Teoria + Esercizi

Chimica inorganica

Bartolo Morgigno

4 Leggi Fondamentali Della Chimica

• Lavoiser (Conservazione Delle Masse)

  In ogni reazione la massa totale dei reagenti è uguale alla massa totale dei prodotti di reazione = materia non si crea né si distrugge ma si trasforma

• Proust (Proporzioni Definite)

  In ogni composto gli elementi costituenti sono sempre presenti in rapporti ponderali costanti indipendentemente dall’origine del composto.

• Dalton (Proporzioni Multiple)

  Quando 2 elementi entrano a far parte di diversi composti le quantità in peso dell’elemento che si combina con una quantità costante dell’altro stanno tra loro in rapporto semplice numeri piccoli.

• Avogadro

  Volumi uguali di gas diversi misurati nelle stesse condizioni di temperatura e pressione contengono un uguale numero di particelle.

n (Numero di Avogadro) = 6,022 · 10²³ Molecole/mole

• MATERIA: tutto ciò che ha massa e occupa spazio

• N° ATOMICO (N) = numero di protoni (e elettroni)

• N° DI MASSA (Z) = numero di protoni + neutroni

  Ad esempio considero un elemento A:

  _Z/^NA (scrittura)

PROPRIETÀ:

• Intensive: non dipende dalla quantità presa

  E sono densità temperature e viscosità.

• Estensive: dipende (massa, volume, pressione)

Numeri quantici

• Numero quantico principale (n): indica il guscio energetico e l'orbita stazionaria (va da +1 a +7)

• Numero quantico secondario (l) o n. quantico di momento angolare: indica la forma dell'orbitale associata al sottolivello energetico (compreso tra 0 ed n-1)

• Numero quantico magnetico (m): indica il comportamento dell'atomo sottoposto al campo magnetico; da esso dipende la molteplicità di orbitali isenergetici (va da -l a +l)

• Numero quantico di spin (s): indica i 2 possibili versi di rotazione degli elettroni (può essere -¹/₂ o +¹/₂)

• Regola di Hund

  Se più elettroni occupano orbitali degeneri essi si distribuiscono con spin paralleli sul numero massimo possibile di questi

• Principio di esclusione di Pauli:

  Ogni orbitale atomico può contenere massimo 2 elettroni, di spin opposto.

  Quindi nel riempimento degli orbitali bisogna tenere conto sia della regola di Hund che del principio di esclusione di Pauli

Elettromagnetismo e ottica

λ (lunghezza d'onda) / A (ampiezza) / ν (frequenza)

• ν = c / λ

  Dove c = 2,99·10⁸ m/s (velocità della luce)

• E = hν

  Dove h = 6,626·10^-34 J·s (costante di Planck)

• 1 / λ = R_h (1 / n₀² - 1 / n²)

  Dove R_h = 109678 cm^-1 (costante di Rydberg)

Modello atomico di Bohr (1913)

(Atomi idrogenoidi H, He⁺, Li²⁺, ...)

E_n = -₁/ⁿ² ε₀

ΔE = h·v

IL RAGGIO ATOMICO AUMENTA (O DIMINUISCE) IN MANIERA DIRETTAMENTE PROPORZIONALE AL QUADRATO DEL RAPPORTO TRA I 2 LIVELLI ENERGETICI INIZIALE E FINALE:

[ PASSANDO DA n = 1 → n = 5 TROVO CHE: R = (₅/¹)² R₀ = 25R₀DA n = 2 → n = 3 R = (₃/²)² R₀ = ₉/⁴ R₀DA n = 4 → n = 2 R = (₁/²)² R₀ = ₁/⁴ R₀ ]

Ipotesi di De Broglie

natura dualistica della luceRelazione di Planck E = hνRelazione di Einstein E = mc²

natura dualistica delle particelle microscopicheIpotesi di De Brogliea qualsiasi particella di massa m ed iv velocità v può essere associata una lunghezza d'onda pari a: λ = h/pdiffrazione di un fascio di elettroni ad opera di un cristallo di diffrattazione costituito da un cristallo di Ni

Raggio Atomico

Aumenta dall'alto verso il bassoAumenta da destra verso sinistra

Elettronegatività

Capacità di attirare a sé elettroni di legame di un altro atomo per formare un legame

Energia di Prima Ionizzazione

Energia che serve per allontanare l'elettrone più esterno o quello con meno energia tra gli esterni per farlo d