Riassunto stechiometria, prime lezioni

Natura atomica materia

_26/08/19

Numero atomico (Z) = n° protoni = n° elettroni

Atomo: più piccola parte di un elemento che presenta le carett. di esso.

Fatto di un nucleo con protoni + elettroni attorno

^AX_Z

• 1803 -> Dalton
• 1904 -> Thomson (cariche positive e negative)
• 1911 -> Rutherford (nucleo)
• 1913 -> Bohr (livello energetico)
• 1926 -> Schrodinger (modello a nuvola elettronica)

H (idrogeno) -> Gli atomi di H non sono tutti uguali

Sono degli isotopi -> Le proprietà chimiche non variano bensì variano le velocità di reazione

Nuclidi

¹H₁ ²H₁ ³H₁

Prozio Deuterio Trizio

Spesso Z può venire omesso

Spettrometro di massa -> Strumento che sfrutta un campo magnetico per separare le particelle in base al rapporto massa/carica

Subiscono una deflessione

La massa atomica di un elemento è la media ponderata che tiene conto degli isotopi di quell'elemento.

^{n° moli} n = m/M_m → Massa molare (g/mol)

Natura atomica materia

Numero atomico (Z) = n° protoni = n° elettroni

Atomo: più piccola parte di un elemento che presenta le caratt. di esso.

Fatto di un nucleo con protoni + elettroni attorno

• 1803 ➔ Dalton
• 1904 ➔ Thomson (cariche positive e negative)
• 1911 ➔ Rutherford (nucleo)
• 1913 ➔ Bohr (livello energetico)
• 1926 ➔ Schrodinger (modello a nuvola elettronica)

H (idrogeno) ➔ Gli atomi di H non sono tutti uguali

Sono degli isotopi

Le proprietà chimiche non variano bensì variano le velocità di reazione

Nuclidi

• ¹H₁ ➔ Prozio
• ²H₁ ➔ Deuterio
• ³H₁ ➔ Trizio

Spesso Z può venire omesso

Spettrometro di massa ➔ Strumento che sfrutta un campo magnetico per separare le particelle in base al rapporto massa/carica

La massa atomica di un elemento è la media ponderata che tiene conto degli isotopi di quell'elemento.

n_mol = m / M_{m massa molare (g/mol)}

TP e proprietà periodiche

Metalli alcalini → Gruppo 1

Di solito si trova idrogeno perché han alcalino-terrosi → Gruppo 2 la stessa configurazione elettronica di metalli di quel gruppo.

Alogeni → Gruppo 17

H₂, N₂, O₂, O₃, F₂, Cl₂, Br₂, I₂

Si trovano sempre come molecole biatomiche o triatomiche.

Forme allotropiche del carbonio (C)

Atomi di C disposti spazialmente in modo diverso

_{Ibridazione sp²}

Grafite ← Atomi legati con forze di Van der Waals

Diamante

_{Ibridazione sp³}

Il grafene è formato da un unico strato di grafite. _{Ibridazione sp² del C.}

Forme allotropiche dello zolfo (S), fosforo (P), ossigeno (O)

• Bianca
• Rossa
• O₂
• O₃

Configurazione elettronica

Numeri quantici di Schrödinger

Numero di spin

Relazione con energia

Valori interi e positivi

Valori m-l → Geometria orbitale

Valori [-l, e, l]

Periodi della Tpp

p = 0 → Sfera (s)

p = 0,1 → Doppia goccia (p)

p = 0,1,2 → Orbitale (d)

Totale orbitali = n²

→ Notaz. a caselle "spdf"

Tabella:

n = 2 m = 0, m = 0 2p

e = 0 m = 0

e = 0 m = 0, m = 0

Metalli → Tendono a perdere elettroni → Danno origine a cationi

Non metalli → Tendono ad acquistare → → → Anioni

Dimensioni atomiche

Volume e raggio aumentano lungo un gruppo e diminuiscono lungo un periodo (perché aumenta l'attrazione tra e^- e il nucleo) ^{(generalmente diminuisce)}

Energia di ionizzazione: energia per cedere e^-

→ Diminuisce lungo un gruppo e aumenta lungo un periodo

Affinità elettronica

→ Diminuisce lungo un gruppo e aumenta lungo un periodo

Energia di quando un e^- viene aggiunto

Elettronegatività

→ Tendenza ad attirare elettroni

Numero di ossidazione

[Numero di ossidazione] → Carica reale o formale che assumerebbe l'elem. in un composto se gli e^- di legame venissero attribuiti all'elemento più elettronegativo

Cariche reali quando il legame è ionico

(Formali) (covalente)

• N.o di una specie chimica allo stato elementare è 0
• Cationi e anioni hanno n.o = alla loro carica
• In una molecola la somma degli n.o è uguale a 0
• Ione alert alla carica

N.o. H → Sempre +1, tranne negli idruri che è -1

N.o. O₂ → Sempre -2, tranne per i perossidi (-1) e nel OF₂ (+2)

N.o. metalli → Sempre positivi

N.o. alogeni → Sempre -1

Dopo il fluoro i n.o aumentano perché gli atomi diventano più grandi e gli e vengono messi più in gioco

Es. Ca (OH)₂

CaO

Mg SO₄

Fe₂ O₃

H₂ O₂

V₂O₅

Nomenclatura

Il primo fu Lavoisier

Tradizionale: divide elementi in metalli e non metalli, tiene conto del n.

Di Stock: fornisce informazioni più chiare sui numeri di ossidazione e lo indica tra parentesi

UPAC: evidenzia i componenti della molecola

Composti binari

Ossidi basici

Ossidi acidi

Idruri → MeH

NH₃

Idracidi (idrogeno e alogeni o zolfo, es HCN

Sali → Me l'Alo

Composti ternari

Idrossidi → Me (OH)

Ossoacidi → HMeO

Sali → MeNMeO → SALI IDRATI

Es: CaCl₂ 6H₂O

Cromo e Manganese danno origine a ossidi con n.o minori, ad anidridi con n.o maggiori

Composizione percentuale

CH₂O → Aldeide formica

M_molecolare = 30,03 u

1 atomo di C

2 atomi di H

1 atomo di O

1 mole di molecole di CH₂O

1 mole di atomi C → m = 12,01 g

2 moli di H → m = 2,02 g

1 mole di O → m = 15,99 g

%_1/3 C = 12,01 g : 30,03 x 100%

%_g H = 6,73% → 7%

%_g O = 53,25% → 53%

CH₃COOH → Acido acetico

M_molecolare = 60,03 u

M_m = 60,03 g/mol

%C = 40%

%H = 7%

%O = 53%

In 1 mol di CH₃COOH

2 moli di C → 2 : 12,01 g

2 moli di H → 4 : 1,01 g

2 moli di O → 2 : 15,99 g

I rapporti sono gli stessi della molecola precedente

Perc iò essi non sono sufficienti per identificare la molecola in modo univoco

%C = 40%

%H = 7%

%O = 53%

Trovare la molecola x

Su 100 g di x

C = 40 g

H = 7 g

O = 53 g

C_xH_yO_z

n = 40 g / 12 g/mol = 3,33 mol

n = 7 g / 1,008 g/mol = 6,9 mol

n = 53 g / 15,999 g/mol

3,33

6,9

C_3,33H_6,9O_3,31

C₁H₂O₁

7/10/19

Per capire che composto ho, avendo la sua formula chimica devo per forza avere la massa molecolare

Dati di analisi percentuale ci fornisce uno strumento rarr; Analisi elementare

Campione

Campione

Sintesi dell’aspirina rarr; Tramite analisi elementare

Esercizi

• Qual è la massa in grammi di un atomo di oro?
• _n = ^N/_NA
• _m = n ∙ _mn
• _m = ^N/_NA ∙ _mN ≈ ^32,7/_{10^-3 g ≈ 3,27 ∙ 10^-22 g}
• _mFe = 15 g
• n ≈ _m/_Mm ≈ 0,27 mol
• n?
• m?
• _n ≈ 3,6 mol
• n = _m/_Mm ≈ ^198,696/g
• m_d?
• _mNACl = 10 g
• n_NA = _m/_Mm ≈ 0,43 mol = n_NaCl
• _mCdCl2 = n ∙ _Mm = 25,13 g
• N₂H₄ ≈ 1 kg
• _Mm = 280,17 g/mol
• n ≈ ¹/_280,17 ≈ 3,6 mol
• n ≈ 0,0356 mol
• n_Ni = n ∙ Mm ≈ 0,21 g
• n_S = n ∙ Mm ≈ 0,12 g
• n_O = n ∙ Mm ≈ 0,23 g
• n_H2O = n ∙ Mm ≈ 0,45 g

Leggi fondamentali chimica

Il padre della chimica fu Lavoisier perché ha fondato la chimica moderna su basi quantitative introducendo la bilancia

1° legge: conservaz. massa (Lavoisier)

In un sistema chiuso: Reagenti = Prodotti

I bilanciamenti delle reazioni chimiche sono dirette conseguenze di questa:

Reazione chimica bilanciata = Equazione chimica

2° legge: delle proporzioni definite (Proust)

Quando 2 o più reagenti si combinano in un composto lo fanno sempre secondo proporzioni in massa definite e costanti.

La stechiometria è la branca della chimica che studia i rapporti quantitativi delle sostanze chimiche nelle reazioni.

Reagente limitante è quel reagente che limita la reazione perché in assenza.

Resa di una reazione =

Reagente pesato 100 / G esatico

3° legge: proporzioni multiple (Dalton)

Fissata fissa la quantità di un elemento, quella dell'altro sarà un multiplo o sottomultiplo di se stessa, in rapporti con numeri piccoli e interi.