Appunti Chimica

Reazioni in soluzioni acquose

Soluzioni in cui il reagente maggiore è dissolvente.

1. Proprietà generali delle soluzioni acquose

Soluzione: miscela omogenea di 2 o + sostanze.

• Formato da: Solvente: sostanza presente in _solvente.
• Soluto: è le altre sostanze presenti (una sostanza sciolta nel solvente).

Elettroliti e non elettroliti

H₂O è un conduttore di conduttività elettrica e tale capacità dipende dalla sostanza che si scioglie, poiché da soli non è un buon conduttore.

• Elettrolita: sostanze che danno origine a ioni in soluzione.
• Non elettrolita: sostanze che non creano ioni in soluzione.

Dissoluzione dei composti in acqua

es. Na NaCl

Quando NaCl si scioglie in H₂O, il composto si separa dell'articolo solido per disperdersi nella soluzione.

• Il solido ionico che si dissoci nei suoi componenti ionici e si solubilizza.

H₂O è un solvente molto efficace nei confronti dei composti ionici.

• I polari H₂O e l'elettromungere tendono a legare al posto del nucleo, (_o) carica. Segue H₃O⁺.

Gli ioni positivi (cations) sono attratti dalla potenza negativa degli ioni negativi (anions) attratti dalla potenza positiva.

Quando un composto ionico si scioglie, gli ioni vengono circondati dalla molecola e di acqua → ioni solvata.

• Solvatazione con: Na⁺ (aq) e Cl⁻ (aq)

Solvatazione: L'interazione tra soluto e solvente che porta a singole molecole o ioni si scioglie e circondano le molecole include.

Equilibri: Forti e Deboli

• Forti: quei soluti che esistono in soluzione completamente (o quasi) sotto forma di ioni.
  • Es. tutti gli acidi forti, idrati e alcunali alcalosi.
• Deboli: quei soluti che esistono in soluzione per lo più sotto forma molecolare, e solo una piccola percentuale sotto forma ionica.
  • Es. soluzioni acquose dell'acido
  • Es. soluzioni di acido acetico e acido solfidrico, acido carbossilico (fenolico) e solo il 4% circa.

N.B.: Grado di dissociazione ≠ Concetto di elettrolita forte o debole.

Una sostanza può essere estremamente solubile in H₂O pur essendo un elettrolita debole.

Equilibrio chimico

Stadio nel quale il numero relativo di ogni tipo di ioni o molecole nelle due fasi delle due fasi è costante nel tempo.

• Si usa per le reazioni che avvengono in entrambe le direzioni per ottenere un forte equilibrio (H₂O, HCl, NH₃...)(es. ionizzazione di acidi basi acidosi).
• Si usa quando una reazione avviene in una sola direzione(es. l'idrolisi dell'HCl).

Reazioni di precipitazione (Eq.)

• Sono reazioni che portano alla formazione di un prodotto insolubile.
  • Precipitato: il solido insolubile che si forma.

"Si verificano quando l'attrazione tra anioni opposti di due ioni cationi opposte è talmente forte da formare un solido ionico insolubile."

Reazioni di ossido riduzione (o.r.)

"Io Redox"

Ossidazione e riduzione

Ossidazione: perdita di 1 o 2 [e-] da parte di una sostanza

- Quando un atomo o uno ione perde e [e-] e diventa ione si ossida

- Viene eliminato ossigeno per prime reazioni di questo tipo è stata utilizzata finzione generale con l'ossigeno

Per ossidarsi - alcune sostanze impiegano più tempo di altre

L'opposto dell'ossidazione è la riduzione:

Riduzione: acquisizione di 1 o due [e-] [e-]...

- Quando atomi, ioni o molecole acquistano e- vengono ridotti

Nota: Questo mucchio potrebbe - può essere - 2 principali

- L'ossidazione di una sostanza è sempre accompagnata dalla riduzione di un'altra sostanza grazie al trasferimento di e da una ad altra

Numero di ossidazione (n.o.)

Sono assegnati ad ogni molecola

• Per gli ioni monoatomici n.o. sono gli stessi della carica.
• Per le molecole neutre e per gli ioni poliatomici n.o. deve essere uguale a 0.

Tale esercizio è assurdo dividendosi per atomi e dalla molecola o molecole.

Cap. 6 Struttura elettronica degli atomi

Natura ondulatoria della luce

1. Radiazione elettromagnetica (o energia radiante). Trasporta energia nello spazio.

Le onde em (quello che noi vediamo)

• la forma di radiazione em luminosa nel vuoto con v=3.00•10⁸m/s e indica la velocità della luce.
• massima proprietà simile a quella delle onde che si emettono nell’acqua

Lunghezza d’onda (λ): distanza tra 2 creste adiacenze

Frequenza d'onda: numero di onde complete che passano per 1 punto ogni secondo

Per le onde elettromagnetiche viene: (λν=c)

• lunghezza d’onda
• frequenza ("nu")
• sono strettamente connesse tra di loro

Spettro magnetico

• mostra i vari tipi di radiazione elettromagnetica disposti in ordine di lunghezza d'onda crescente

λ (m)

10^-11, 10^-9, 10^-7, 10^-5, 10^-3, 10^-1, 10¹, 10³

Raggi gamma, Raggi X

F -> 10²⁰, 10¹⁸, 10¹⁶, 10¹⁴, 10¹², 10¹⁰, 10⁸, 10⁶, 10⁴

Frequenza (cs)

Unità di misura usate per la radiazione

• Ångström
• Micrometro
• Millimetro
• Metro
• Decametro
• Chilometro

Simbolo, lunghezza (m), tipo di radiazione

λ_m, Å, 10^-10

μm, 10^-6

mm, 10^-3

m, 10⁰

em, 10¹

Km, 1000

Meccanica quantistica e orbitali atomici

Nel 1926 Schrödinger propose un'equazione che teneva conto del fatto che un e- si comporta come un'onda e divenne noto possedere solo certe energie.

Si possono trovare un certo numero di soluzioni dell'equazione di Schrödinger (per gli atomi di H) = orbitali atomici (l'ordine di un elettrone in un atomo).

Un insieme di orbitali atomici con lo stesso ≅ alle e ha riferimento un e- e m = 0.

CdS di Schrödinger descrive una funzione d'onda:

1. N: numero quantico principale (energetico), può assumere valori interi positivi, come 1, 2, 3 ecc. indica l'orbitale.
2. L: numero quantico del momento angolare (formato), può assumere valori tra 0 e (n-1).
3. m_l: numero quantico magnetico, può assumere valori tra -l e +l (orientazione)

Schema delle orbitali: sezioni caratterizzate dall'orientazione nello spazio.

1. Forma degenerata ogni subshell: luce energia, l=0 s. s (e la notte)
2. Numero di modalità orbitale: ciascun livello totale dato singola orbitale
3. Complesso numeri c3, p3 ciascun suborbital esclusiva

Tavola 6.2: Relazione tra i valori di n, l e m_l, fino a n = 4

1. 1s: 1
2. 2s: 1
3. 2p: 3
4. 3s: 1
5. 3p: 3
6. 3d: 5
7. 4s: 1
8. 4p: 3
9. 4d: 5
10. 4f: 7

CONFIGURAZIONI ELETTRONICHE E TAVOLA PERIODICA 6.1

La configurazione elettronica degli elementi è legata alla loro posizione nella tavola periodica.

La tavola periodica è organizzata in modo tale da disporre in colonne gli elementi con lo stesso tipo di configurazione elettronica.

Il numero totale di orbitali in ciascun guscio è uguale a n²: 1, 4, 9, o 16. Dato che negli orbitali si possono disporre al più due elettroni ognuno, perciò ospiterà 2n² elettroni: 2, 8, 18 o 32.