Appunti Chimica generale

Ogni atomo è caratterizzato da alcuni parametri:

• Z: numero atomico = numero di protoni, identifica l'atomo
• A: numero di massa = protoni + neutroni

Ex:

Idrogeno

A = 1

Z = 1

Deuterio

A = 2

Z = 1

Trizio

A = 3

Z = 1

Con X = simbolo dell'elemento

A = numero di massa

Z = numero atomico

Deuterio e Trizio sono isotopi dell'idrogeno, ovvero hanno lo stesso numero atomico Z ma differente numero di massa A

gli atomi si legano per formare molecole:

• In natura la maggior parte degli atomi sono legati a due a due, formando molecole biatomiche
• A fare eccezione sono i gas nobili che si trovano monoatomici, e possono essere trovati singolarmente:

• He Ne Ar Kr Xe Rn

I legami chimici possono essere forti (tra gli atomi che compongono le molecole) e deboli (tra le varie molecole)

Altri elementi che fanno eccezione sono il fosforo e lo zolfo:

• P₄ S₈

Idrogeno molecolare

(H - H) → H₂

Il modello di Dalton:

• La materia è formata da piccolissime particelle elementari chiamate atomi, che non si dividono e sono indistruttibili.
• Gli atomi di uno stesso elemento sono tutti uguali tra loro.
• Gli atomi di elementi diversi si combinano tra loro (attraverso reazioni chimiche) per rapporti di numeri interi e generalmente piccoli, dando con ciò origine a composti
• Gli atomi non possono essere ne' creati ne' distrutti
• Dal punto di vista chimico ed esclusivamente considerato in mole, posseggono caratteristiche di uguale specifico.
• Un atomo è la più piccola parte di un elemento che mantiene le caratteristiche chimiche di quell'elemento

Il modello di Thompson:

• Un atomo è costituito da una carica positiva all'interno della quale sono disperse delle cariche negative (cariche lineare è ripresa in un protetoso)

* questo modello fu poi confutato

il modello di Rutherford:

- L’esperimento di bombardamento della lamina d’oro con particelle α ha confermato l’esistenza di un piccolo nucleo carico positivamente (α simili ad un enorme impatto con nucleo pesante)

- Il modello di Rutherford presenta però grandi lacune, i suoi elettroni girerebbero attorno al nucleo fino ad esaurire la loro energia e caderebbero sul nucleo in maniera spiralica

il modello di Bohr:

• Ogni elettrone orbita attorno al nucleo
• Gli elettroni possono trovarsi solo in certe orbite stazionarie ad energia discreta e discreto di stare dal nucleo
• Effettua un trasloco da uno stato stazionario a un altro. La frequenza di radiazione uscente all'uscita di energia da livello di partenza e di livello di arrivo dalla radiazione

ν = (Ef - Ei) / h

(eccitare e tornare al piano)

E = hv

La meccanica Quantistica:

• Relazione di De Broglie λ = h / p
• Principio di Indeterminazione di Heisenberg

ΔX ΔP ≥ ħ / 2

• Equazione di Schrödinger:

  ∗Ogni elettrone è descritto da una funzione d’onda ψ

ih ∂ / ∂t ψ(r,t) = Ĥψ(r,t)

Dopo diverse considerazioni si stima che gli elettroni, nel modo in cui si muovono attorno al nucleo, parleranno questa energia ultrametica con una probabilità maggiore laddove si torni. Ci sono tuttavia aree più comuni (nubi elettroniche) prese molto più genere delle dimensioni del nucleo.

Esempi:

Idrogeno H numero atomico 1 → 1 e^-

n = 1 l = 0 m = 0

_↓ 1s

config. elett.

H → 1s¹

Elio He numero atomico 2 → 2 e^-

n = 1 l = 0 m = 0

n = 2 l = 0, 1 m_l = 0, 1

_↑↓ 1s

__ __ __ 2p

_↑↓ 2s

_

config. elett.

He → 1s²

Carbonio C numero atomico 6 → 6 e^-

_↑↓ 1s

__ __ __ 2p

_↑↓ 2s

_ ^*

config. elett.

C → 1s² 2s² 2p²

^* Regole dell'aufbau: Riempio prima completamente

quì, quan quei con quei spin,

e poi aggiungendo quel netta.

Principio di esclusione di Pauli:

• _↑↑ No!
• _↑↓ Sì

Potassio K numero atomico 19 → 19 e^-

config. elett.

K → 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹

_↑ 4s

_↑↓ 3p

_↑↓ 3s

_↑↓ 2p

_↑↓ 2s

_↑↓ 1s

Eccezioni alla regola dell’ottetto:

La regola dell'ottetto viene rispettata strettamente fino al secondo periodo.

Dal terzo periodo può capitare che la regola non venga rispettata.

Ex: BH₃ Borano

In questo caso non ci sono abbastanza elettroni per rispettare la regola dell'ottetto.

→ Posso far reagire il borano con lo ione idruro:

BH₃ + H^- → BH₄^-

Regola rispettata!

In questo esempio gli elettroni sono ioni diretto.

Ex: Triossido di zolfo SO₃:

O     O     O

sparo doppietti

O = S = O

Tutti gli ossigeni sono a 8e^- mentre lo zolfo 12e^-

→ Lo zolfo ha espanso l'ottetto

Ex: H₂SO₄ Acido solforico

Avevo due ossigeni da collegare

Se tolgo un idrogeno in modo da ottenere HSO₄^-:

Ho tolto un idrogeno ed ho un elettrone in più da posizionare

Posso posizionare la carica negativa su altri ossigeni.

Otterrò così 3 strutture di risonanza: la carica sarà distribuita sui vari ossigeni

Quando una carica è deslocalizzata o distribuita la molecola è stabile!

Gli Ossidi Acidi

EX: Ossido di Zolfo:

C'è un problema, lo zolfo ha due stati di ossidazione (+4, +6), non posso chiamarlo ossido di zolfo, ma devo usare dei suffissi.

• -oso -> ox basso
• -ico -> ox alto

• anidride solforosa
• anidride solforica

EX: Anidride Fosforosa

• anidride fosforica
• pentossido di difosforo

EX: Anidride Nitrica

• ossigeno
• pentossido

N₂O₃ anidride nitrosa

SO₃ + H₂O -> H₂SO₄ acido solforico

si dissocia in 2H⁺ + SO₄^2- ione solfato

Anidride Acido Ione

• -ica -> -ico -> -ato
• -oso -> -oso -> -ito

EX: Acido Nitrico

Anidride + H₂O -> Azoto + App

Anidride Nitrica: N⁺⁵ + O^-2 -> N₂O₅

Con acqua: N₂O₅ + H₂O -> H₂N₂O₆ = 2HNO₃

N₂O

NO

N₂O₃

NO₂

N₂O₅

EX: Esafluoruro di zolfo SF₆:

Geometria a bipiramide a base quadrata: Geometria ottaedrica

Ibridazione degli orbitali:

Il metano, per esempio, è di tipo tetraedrico, quindi l’angolo tra una legame è di 109.5°, ma non c’è nessun orbitale che si dispone a 109.5° rispetto agli altri!

EX: Idruro di berillio BeH₂:

H—Be—H Config. elett. Be: 1s² 2s²

Gli orbitali p sono a 90° ma non tornano!

Per risolvere la problema degli orbitali si usano degli orbitali ibridi, ovvero una sorta di mescolamento tra orbitali di base: [s + p = sp]

EX: Se mescolo l'orbitale s e un orbitale p ottengo due orbitali sp a 180°

EX: Idruro di berillio BeH₂:

H—Be—H a 180°