Riassunto esame Chimica generale, Prof. Pacifico Concetta, libro consigliato Esercizi svolti e non di stechiometria , Pacifico, Margiotta

CONFIGURAZIONE ELETTRONICA

1) Costruisci la tabella del metodo aufbau

2) Riempi seguendo l’ordine prima con verso parallelo tutti i quadratini per livello energetico e poi per verso

opposto e sempre da sinistra verso destra.

3) Riporta gli orbitali utilizzati con all’esponente i num di elettroni messi.

STRUTTURA DI LEWIS E VSEPR

1) Calcolare il numero di doppietti elettroni dt: somma num di valenza- gruppo, e aggiungi per anioni e

togli per i cationi, diviso per 2.

2) Individuare l’atomo centrale, il meno elettronegativo e disegnare la struttura con prima i doppietti di

legame, poi i solitari. In caso di ossiacidi l’H attaccato all’O.

3) Calcolare le cariche formali : num valenza- n doppietti di legame – n doppietti solitari da considerare x

2.

4) Se necessario trasformare la struttura creando legami doppi o tripli per ridurre la differenza di carica e

ridisegnarla nuovamente con il nuovo calcolo delle cariche.

5) Calcolare il numero sterico NS dell’atomo centrale : num doppietti di legame (doppi e tripli valgono

come 1)+ num di eventuali doppietti solitari.

6) Scrivere l’ ibridazione corrispondente e la geometria teorica e disegnare secondo la VSEPR

7) Se ci sono doppietti solitari, teorica e reale non sono le stesse, infatti il doppietto solitario è invisibile;

indicare dunque la nuova geometria.

8) Calcolare la polarità attribuendo carica positiva al meno elettronegativo e viceversa, poi disegnando i

vettori dal meno verso il più. Calcolare il vettore somma e se nullo è detto apolare, in caso contrario

polare.

ORBITALI LCAO

CONSIDERAZIONI

1) Si possono creare legami solo tra livelli energetici simili, senno riporta orbitali allo stesso livello degli

elettronici e sono detti di non legame, da non considerare per l’o.l.

2) Il legame sigma ha energia minore dei pigreco, il legame pigreco necessita degli orbitali p e con z≤7 c’è

l’inversione tra sigma e pigreco in loro corrispondenza. Gli orbitali di antilegame hanno energia

maggiore di quelli di legame e i pigreco di antilegame hanno meno energia dei sigma di antilegame.

ITER

1) Scrivi configurazione elettronica degli elementi

2) Disegna le due frecce ed esternamente gli orbitali con gli elettroni seguendo l’aufbau degli elementi; al

centro il numero di orbitali totali, dividendo tra sigma e pigreco. Di legame sotto all’orbitale elettronico,

antilegame sopra.

3) Riempi gli orbitali molecolari con gli elettroni totali tenendo conto delle cariche agg o rimosse dagli ioni

in caso e dal basso verso l’alto.

4) Calcola l’ordine di legame come la metà della differenza tra gli elettroni negli orbitali di legame e quelli

di antilegame.

5) Analizza la proprietà magnetica: elettroni spaiati rendono la molecola attraibile da un campo

magnetico per una molecola paramagnetica, in caso contrario diamagnetica.

SOLUZIONI E CONCENTRAZIONI

MISURE DI CONCENTRAZIONI

BILANCIAMENTI

REAZIONI ACIDO- BASE

Ossia in cui non avviene una variazione dei numeri di ossidazione. Sono bilanciate quando sono bilanciate la

massa (con i coefficienti stechiometrici) e in caso di ioni anche le cariche.

METODO PER TENTATIVI

1) Individua l’elemento preso meno volte e inizia a bilanciare da quello;

2) Lascia per ultimo l’H e poi effettua il controllo finale sull’ossigeno.

3) In caso di ioni controlla che le cariche sono bilanciate

REAZIONI REDOX

In cui avvien una variazioni dei num di ossidazioni attraverso lo scambio equo di elettroni.

riducente Ossidato + no -e

ossidante ridotto -no +e

METODO GLOBALE

1) Calcola il num di ossidazione

2) Controlla che le specie che cambia il no sia nella stessa quantità di massa e aggiusta in caso

3) Collega le specie che cambiano con frecce e scrivi il num di elettroni persi/ acquistati

4) Calcola il mcm tra questi numeri e moltiplica entrambi in modo da ottenere come risultato di e- il mcm

5) Bilancia gli altri elementi

6) Se ci sono ioni utilizza OH- e H+ per bilanciare le cariche in ambiente basico o acido

7) Bilancia l’H con l’acqua

8) Controlla l’O.

METODO DELLE SEMIREAZIONI

1) Calcola il num di ossidazione

2) Dividi la reazione nelle due singole di riduzione e ossidazione

3) Controlla che le specie che cambia il no sia nella stessa quantità di massa e aggiusta in caso

4) Aggiungi nella reazione gli elettroni ceduti nell’ox nei prodotti e acquistati nella red tra i reagenti

5) Bilancia gli altri elementi

6) Se ci sono ioni utilizza OH- e H+ per bilanciare le cariche in ambiente basico o acido

7) Bilancia l’H con l’acqua

8) Controlla l’O.

9) Calcola il mcm tra gli elettroni e moltiplica entrambi in modo da ottenere come risultato di e- il mcm

10) Somma le semi reazioni e semplifica le specie uguali o tra loro se i coef sono multipli di un num

uguale.

REAZIONI DI DISMUTAZIONE O DI DISPROPORZIONE

Sono particolari reazioni redox in cui la specie nei prodotti si ossida e riduce allo stesso tempo. Si effettua il

bilanciamento riproponendo la specie nei reagenti ben due volte e seguendo il metodo delle semi reazioni.

RELAZIONI PONDERALI IN REAZ. IRREVERSIBILI

RAPPORTI STECHIOMETRICI

Riportano i rapporti molare che devono essere presenti tra i reagenti e i prodotti. Detto ciò, è possibile produrre

quantità maggiori o minori di prodotto e valutarne le differenze nelle quantità di reagenti tra previsti ed

utilizzate. Le quantità in moli sono presentate attraverso i coeff. Stechiometrici all’interno di una proporzione

tra i reagenti e i prodotti.

- Se il rapporto tra le moli utilizzate è uguale a quello teorico presentato dai coeff. Stechiometrici, i

reagenti sono in rapporti stechiometrici e saranno completamente consumati.

REAGENTE LIMITANTE

Talvolta, se un reagente è presente in quantità minore a quella stechiometrica e viene completamente

consumata, viene detto limitante, mentre gli altri sono definiti in eccesso e le loro moli finali restanti si

calcolano come differenza tra quelle date dai dati (con la conversione da g a mol) e quella ricavata dalla

proporzione col reag. limitante.

RESA DELLA REAZIONE

Le quantità in moli dei prodotti si calcola con una proporzione in cui il reagente Resa %= r. reale / * 100

limitante è obbligatoriamente un termine di paragone, ottenendo la resa teorica. La r. reale

resa reale di un prodotto isolato (ricavata dai dati in g ) e al termine della reazione è

di solito più bassa della teorica ( calcolata con la proporzione). Dal rapporto tra la

resa reale e teorica moltiplicata per 100 si ottiene la resa %.

SISTEMI GASSOSI

LEGGI DEI GAS

BOYLE (TEMPERATURA COSTANTE)

P1 * V1= P2* V2= cost

PRIMA LEGGE DI CHARLES-GAY LUSSAC (PRESSIONE COSTANTE)

V1/ T1= V2/T2= cost

SECONDA LEGGE DI CHARLES- GAY LUSSAC (VOLUME COSTANTE)

P1/T1= P2/T2=cost

EQUAZIONE DI STATO DEI GAS

P*V= n*R* T

CONVERSIONE UDM

- Temperatura sempre in K quindi da ° C + 273,15

→

- Pressione da torr in atm se richiesto 1 atm=760 torr/ atm = 760 mmHg

- La costante universale R ha valori diversi in base alle udm:

0,08206 L atm/mol K 8,314 J/ mol K 1,987 cal/ mol K

- Volume 1 l = 1 dm3

MASSA MOLARE E DENSITÀ

È possibile sostituire all’equazione di stato n con m/MM e e il rapporto m/V con la densità d per calcolare la

massa molare MM. PV= n R T→ PV= m/MM RT→ MM= m RT/ PV MM= d RT/ P

→

Nota la densità del gas possiamo rapportarla alla MM e mettere questa in relazione con quella dell’altro gas a

P eT uguali di cui è nota la MM e d. MM/ d= RT/ P MM/d = RT/ P = MM2/ d2 MM1/d1 = MM2/ d2

→ →

MISCELE GASSOSE

LEGGE DI DALTON DELLE PRESSIONI PARZIALI P tot= P1+ P2= n1* RT/V + n2* RT/V

Un gas che sa da solo o in miscela all’interno di un contenitore

esercita la stessa pressione; dunque, la pressione della miscela sarà P tot = n tot * RT/ V

uguale alla somma delle pressioni delle singole componenti e la P1= X1 * Ptot

pressione parziale delle singole componenti è uguale al prodotto tra la

sua frazione molare (mol componente/ mol totali) e la pressione totale

LEGGE DI AMAGAT XA= VA/ V tot

Inoltre la frazione molare è anche uguale al rapporto tra il volume XA *100 = VA/V tot *100= %(V/V)

parziale di un componete fratto il totale e alla percentuale in volume %

(V/V ) se moltiplichiamo per 100.

COMPOSIZIONE ARIA SECCA

- N2 78,08%

- O2 20,95 %

- Ar 0,93 %

- CO2 0,33 %

MASSA MOLECOLARE MEDIA MM= m gas/ n1+n2

È uguale alla somma delle frazioni molari dei gas per le loro masse molari e alla MM=X1* MM1 + X2* MM2

massa totale dei gas, fratto il numero di moli totali nella miscela. MM= d * RT/P

PROPRIETÀ COLLIGATIVE

QUANTITÀ PARTICELLE OTTENUTE DALLA DISSOCIAZIONE

Ottenibile moltiplicando la concentrazione come molarità o moli per il coefficiente di van’t Hoff i= 1+ α (v-1),

dove v corrisponde al numero di frammenti formati e α al grado di dissociazione (uguale al rapporto tra moli

dissociate e quelle iniziali) con valore uguale a 0 per i non elettroliti, che non si dissociano, 1 per gli elettroliti

forti, che si dissociano completamente e gli elettroliti deboli un valore tra 0 e 1.

LEGGE DI RAOULT

La tensione di vapore di una soluzione liquida è uguale alla somma delle tensioni P= P1+P2

di vapore delle sue componenti, calcolabile moltiplicando la sua frazione molare P= X1* P° 1+ X2* P°2

per la sua tensione di vapore allo stato puro P° , dai valori costanti e tabulati.

- Il valore della tensione di vapore della soluzione sarà compreso tra quelli

dei P° utilizzati.

- P° di sostante non volatili è uguale a 0

EBULIOSCOPIA E CRIOSCOPIA

Aggiungendo una sostanza a una pura, aumenta la sua temperatura di ebollizione Δt eb= keb *m*i

e diminuisce quella di congelamento. La variazione di temperatura di ebollizione Δt cr= k cr*m*i

o congelamento si calcola dalla differenza tra la temperatura della soluzione e

quella del solvente, da cui solo dipendono le costante ebullioscopica e

congelamento. Π

PRESSIONE OSMOTICA

È la pressione necessaria da esercitare per impedire il flusso dell’acqua dalla Π= C * R*T* i

soluzione più diluita alla più concentrata. La tonicità delle soluzioni può essere

riportata come molarità o osmolarità, ossia alla molarità C moltiplicata al

coefficiente di Van’t Hoff i.

- Isotonica uguale concentrazione

→

- Ipotonica→ pressione + bassa

- Ipertonica pressione + alta

→

EQUILIBRIO CHIMICO.

COSTANTE D’EQUILIBRIO KC

Si calcola sulle concentrazioni molari, ossia con la molarità (mol/V). K = (C) (D) / (A) (B)

C D A B

C

- La concentrazione all’equilibrio si