Appunti del corso completo di Chimica

MATERIA

Si suddivide in:

• miscugli = costituite da due o più sostanze diverse non combinate chimicamente
• sostanze pure che possono essere costituite da un solo elemento o più:

• elementi

Rientrano in questa categoria particelle omogeneizzabili o molecole con tutti atomi tutti uguali

• composti

Molecole formate da atomi diversi, si dividono in:

• molecolari,
• ionici

STORIA DELLA CHIMICA

La chimica nasce grazie ai filosofi, che intuirono che la materia è composta da piccole unità. La chimica moderna si sviluppò verso il 1800, grazie a Lavoisier, Brueert e Dalton. Boyle per primo sostiene che la materia è composta da atomi e introduce un modo per studiare la chimica (RIGORE SCIENTIFICO), che prevede che tutte le teorie debbano essere dimostrate.

Un altro passo importante venne compiuto da Lavoisier che espone la legge di conservazione della massa. Dalton per primo sviluppa una tavola periodica disponendo gli elementi in base a particolari geometrici e alle loro proprietà.

La teoria atomica di Dalton prevede che tutta la materia sia costituita da piccole particelle le unità elementari non possono essere trasformate in altro nelle reazioni chimiche.

Uno degli esperimenti più importanti che ha portato allo sviluppo della composizione della materia riguarda la radioattività ed è stato condotto da Marie Curie. L'esperimento di alcuni elementi decadono emettendo energia e ciò ne dipende dalla frequenza delle onde emesse.

Il materiale radioattivo crea raggi alfa, beta e gamma dei tali, passando attraverso un campo magnetico si dirigerà sperimentalmente verso il polo sud, verso il polo nord, e a diritto.

COMPOSIZIONE ATOMO

Protoni e elettroni pur avendo lo stesso carico (di segno opposto), hanno masse molto diverse. Dato che il protone ha massa maggiore, gran parte della massa di un atomo sta nel suo nucleo.

I raggi alfa sono formati da 2 neutroni e 2 protoni; i raggi beta da un elettrone e i raggi gamma da radiazioni elettromagnetiche.

Il primo modello atomico venne proposto da Thomson (1904) con modelli a panettone.

Con l'esperimento di Rutherford si scopre la distanza tra nucleo e elettrone e quindi che l'atomo è costruito per lo più dal vuoto.

A_ZE → A = numero di massa (n protoni + n neutroni) Z = numero atomico (n protoni)

Un ISOTOPO di un elemento ha una diverso numero di massa ma stesso Z (quindi stesso numero di neutroni)

Carica del nucleo = A - Z

Chimicamente gli isotopi sono lo stesso elemento (in chimica gli elementi differiscono per gli elettroni esterni)

E. di isotopi: ¹H, ²H e ³H

Un NUCLIDE è una specie atomica caratterizzata da una determinata composizione del nucleo

Il peso che si attribuisce a un elemento è la media dei pesi dei suoi isotopi.

FORMULE CHIMICHE

La forma più semplice di formula chimica è la formula EMPIRICA, o BRUTA. Contiene solo i rapporti stechiometrici minimi.

(Glucosio = CH₂O)

La formula minima può essere uguale per più sostanze (per esempio formaldeide e glucosio)

La formula MOLECOLARE invece prende in considerazione il numero reale di atomi e dà più informazioni

(glucosio = C₆H₁₂O₆)

La formula di STRUTTURA rappresenta la distribuzione degli atomi nelle tre dimensioni.

Per indicare il peso di un certo atomo si usa l'UNITÀ DI MASSA ATOMICA

1 u.m.a. = 1,660·10^-27 kg; è corrispondente al peso di 1/12 dell'atomo di ¹²C

La quantità di sostanza invece si misura in MOLI

1 mole contiene 6,022·10²³ unità; compreso in 12 g di ¹²C.

→ Numero di Avogadro

Gli orbitali si riempiono partendo da quello con energia più bassa. L’unico elettrone dell’atomo di idrogeno era nell’1S, e gli altri orbitali sono vuoti.

In base agli orbitali liberi, posso capire le caratteristiche di un materiale. Quando un elettrone viene eccitato passa ad un contento integratice più alto.

La funzione d’onda Ψ rappresenta solo l’orbitale. L’elettrone fa parte di un quarto numero quantico per essere determinato, che dipende dalla rotazione dell’elettrone intorno a sé stesso.

Può assumere solo due valori: ¹/₂ e −¹/₂

Per distinguere due elettroni con spin opposto si usano due frecce: una verso l’alto e una verso il basso.

CONFIGURAZIONE ELETTRONICA

L’insieme degli n elettroni di un atomo viene descritto da una funzione d’onda complessiva

Ψ = Πψ_i questa funzione prende il nome di CONFIGURAZIONE ELETTRONICA.

Ad ogni configurazione elettronica corrisponde un’energia totale Etot = ΣΕi

La configurazione elettronica fondamentale è relativa allo stato di minima energia.

Il PRINCIPIO DI ESCLUSIONE DI PAULI dice che in una casella ci possono stare al massimo due elettroni con spin opposto.

A parità di n, la penetrazione negli orbitali avviene partendo dal più basso ℓ.

ordine di penetrazione : ns > np > nd > nf

La CARICA NUCLEARE EFFETTIVA è la carica sentita dall’elettrone considerato e dipende dal numero degli elettroni che fanno da schermo tra il nucleo e l’elettrone stesso.

La forza d’attrazione tra nucleo e elettrone dipende dalla reattività dell’orbitale da ciò c’è sopra.

Gli orbitali con n uguale e ℓ diversi hanno energie diverse.

Se è possibile i singoli elettroni acquistano singola casella, riempiendo più caselle possibile = sotto se gli orbitali sono degneri.

sesto regola di Hund

H•— il pallino rappresenta l'elettrone spaiato

H—H il trattino indica una coppia condivisa di elettroni (legame)

PH3 il trattino indica un doppietto solitario di elettroni

Si chiama RADICALE una molecola che ha un elettrone spaiato. Si forma facilmente con le radiazioni UV ed è molto reattivo

La configurazione elettronica ci da informazioni sul numero di legami che possono fare gli elementi

3 legami

2 legami

Se il Carbonio potrebbe fare solo due legami, ma è più conveniente, per lui elevare un elettrone ad un contenuto energetico più alto a modo da avere 4 elettroni spaiati e di potere quindi fare 4 legami.

CH4 infatti è ad un'energia più bassa rispetto a CH2

Un LEGAME si forma con la SOVRAPPOSIZIONE tra gli orbitali di due atomi. Ricordiamo che gli orbitali sono esprimibili tramite funzioni d'onda e che questa si è sia l'attrazione che la repulsione delle forze.

Un legame è tanto più stabile quanto maggiore è la sovrapposizione.

A causa delle diverse forme degli orbitali si hanno diversi tipi di sovrapposizione.

Se unendo un orbitale s e uno p, l'orbitale p è disposta nella direzione del piano nodale, si ha una simmetria cilindrica.

Si parla di legame π, se gli elettroni si trovano sopra e sotto il piano nodale.

Se i lobi degli orbitali p NON sono disposti nella direzione del piano nodale, MON si ha legame π, di non legame.

Nel triplo legame vedo uno è di tipo σ, gli altri π, mentre nel doppio ce ne sono uno σ e uno π.

GEOMETRIA DELLE MOLECOLE

Negli atomi esistono delle coppie di elettroni isolate ed è chiaro che COPPIE DI NON LEGAME, ciò non dipende da la forma geometrica della molecola.

RISONANZA

In alcune molecole si possono trovare doppi legami delocalizzati, che "risonano" tra diverse formule di struttura, con il doppio legame in diverse posizioni. Hanno in generale la stessa prova o retta, non fingono di formare come media o differenza tra lunghezza dei legami o carica formale. Le formule di struttura diverse si chiamano FORMULE LIMITE.

REAZIONI CHIMICHE

Quando un composto interagisce con un altro e si modifica si ha una REAZIONE CHIMICA: ciò che accomuna tutte le reazioni è la sintesi di una molecola e una sua nuova associazione. Inoltre, nelle reazioni chimiche la somma delle masse dei reagenti e prodotti siano uguali, intervenendo eventualmente con BILANCIAMENTI.

• 2NaCl + Ag₂SO₄ → Na₂SO₄ + 2AgCl

Alcune reazioni richiedono anche il bilanciamento delle cariche oltre che delle masse.

• 2NaCl + H₂SO₄ → 2NH₃ → Na₂SO₄ + 2NH₄⁺ + 2Cl⁻

REAZIONI DI OSSIDORIDUZIONE (redox)

Reazione in cui uno o più elementi cambiano il proprio numero di ossidazione. Un elemento si RIDUCE se acquista elettroni e si ossida se li perde. L'elemento che si riduce si chiama AGENTE OSSIDANTE, quello che si ossida si chiama AGENTE RIDUCENTE.

Uno stesso elemento si può ossidare e ridurre allo stesso tempo e in tal caso la reazione viene chiamata DISMUTAZIONE.

• Fe₂O₃ + 3Zn → 2Fe + 3ZnO

Se sono presenti anche cariche (in ambiente acido)

1. Prima bilancio le masse in base ai numeri di ossidazione
2. Poi bilancio le cariche aggiungendo ioni
3. Bilancio di nuovo le masse aggiungendo al numero uguale di molecole d'acqua