Riassunto esame Chimica generale, Prof. Ramis Gianguido, libro consigliato Esercizi di chimica generale, Marco Panizza

Dispense di Chimica Generale

Dalla Struttura Atomica ai Polimeri e le Fonti Energetiche

Scuola Politecnica - Facoltà di Ingegneria Navale UniGe

AA 2022 - 2023

Insegnante: Prof. Gian Guido Ramis

Autore: Giulio Gambi

STATO DELLA MATERIA

• RADIOATTIVITÀ

La radioattività di un fenomeno legato al rapporto tra il nucleo di un atomo e un suo isotopo.Il nucleo: protoni e neutroni sono NUCLONI corrispondenti a un numero A.Il numero di protoni Z determina l'atomo che fa da sistema unione tra una a cui mancano protoni, bilanciati.Il rapporto tra i nucleoni è squilibrato e deve emettere energia, bilanciando il DIFETTO DI MASSA ovvero una trasformazione con rispetto e l'equazione E = mc².L'emissione di radiazioni è quindi un meccanismo di perdita di energia, poiché l'atomo è instabile al raggiungimento dell'equilibrio.Quando un atomo emette radiazioni, si trasforma in un isotopo detto DECADIMENTO RADIOATTIVO.

I radio isotopi emettono 3 tipi di radiazioni:

• Radiazioni α

Sono nuclei di Elio che emettono 2 nuclei pesanti per restare massa.Ostacolano e pongono limite alla meccanica nucleare. Dato che sono particelle cariche, vengono fortemente ostacolate dalla materia.Non e abbancata per obiezione.

• Radiazioni β

Sono elettroni emessi dal nucleo, quindi hanno carica -1 e massa elettronica.Sono pura onda elettromagnetica conseguente a un decadimento α o β hanno velocità c e attraversano tutti i corpi.Essendo energia, alla stato puro, sono anche le più pericolose.

• Legge del decadimento radioattivo

Una serie radioattiva e i decadimenti seguono la legge del decadimento.

^ln (_N/_N0) = -kt

Dove: K = costante, N₁ sono gli atomi unit, è il tempo.

Il tempo in cui la metà degli atomi di una materia decade, è il tempo di DIFETTO DI MASSA o caratteristico per ogni nucleo. Dipenda dalla sua attività._1/2 = 0,693/K

MO (MOLECULAR ORBITAL)

Il MO è un metodo per costruire a livello teorico degli orbitali molecolari. Quando due atomi si avvicinano per formare una molecola, c’è una regione di spazio a elevata densità elettronica che è l’orbitale molecolare.

L’approccio Schrödinger all’atomo considera il nucleo come una massa fissa intorno alla quale ruotano gli elettroni.

In una molecola, due elettroni si considerano legati da una funzione Ψ di Schrödinger.

Configurazione di molecole biatomiche

Il numero quantico delle funzioni corrisponde a forme e energie degli orbitali.

1. La configurazione degli orbitali molecolari rispetta i principi dell'Aufbau.
2. Ψ₁ ha lo stesso significato fisico della funzione legata agli orbitali atomici.

Il riempimento degli orbitali molecolari rispetta il principio dell'Aufbau. Ψ₁ ha lo stesso significato fisico della funzione legata agli orbitali atomici.

Legami Deboli e Legame Idrogeno

Oltre ai legami maggiori, ne esistono altri di carattere più debole ma non per questo meno importanti. Giocano un ruolo fondamentale nelle interazioni intermolecolari, o nelle molecole organiche come il DNA.

Le interazioni di questo tipo sono:

• Dipolo permanente - Dipolo permanente (Keesom)
• Dipolo permanente - Dipolo indotto (Debye)
• Dipolo indotto - Dipolo indotto (London)

Un'altra interazione importante è il legame idrogeno, che è una forte interazione dipolo-dipolo. È caratterizzata dal fatto che un atomo molto elettrostatico può influenzare anche molecole appartenenti a regioni elettroniche fondamentalmente molto vicine, per cui possono anche formare legami con atomi con elettronica completamente diversa.

È l'idrogeno ad essere il mezzo più semplice in gioco in queste situazioni perché ha un momento quadrupolare principalmente alto, e quindi attira alta densità di carica. È il primo elemento che forma un legame con ossigeno.

Di fatto è un'attrazione elettrostatica tra uno ione H⁺ e un doppietto elettronico di un atomo molto elettrostatico.

È un legame a carattere direzionale, se l'atomo con dipolo è un altro atomo che lega è capace, anch'esso, di disporre a ognuno.

Riportato alle altre interazioni deboli, il legame parziale idrogeno è un legame forte, difficile da rompere e facile da formare, questa caratteristica lo rende un legame frequentissimo nelle molecole biologiche.

I Composti Ionici e Strutture

Un composto ionico è un composto chimico formato da un metallo e un non metallo tenuti insieme da una forza elettrostatica causata dalla elevata differenza di elettronegatività.

Un composto ionico vede dunque due elementi un direttamente con per legame a vicenda l'elemento di riferimento del polo: l'annione, il meno elettropositivo è detto catione mentre con carica generalmente generalmente negativo detto anione. Il metallo diventa dunque.

Essendo un forza strutture basata sulla forza elettrostatica, al diminuire dell intensità della carica elevando l'energia, il cristallo lavora è molto compatto e il formato dalla ripetitività del composto e al rapporto stechiometrico in formula bruta. Due ununeso di condizione e dal rapporto stechiometrico si può dedurre la struttura del cristallo.

A differenza dei metallo, il cristallo ionico esegue diverse specifica regole:

• L'attrazione tra cationi anioni dipende dal rapporto R/s
• Due anioni o cationi non possono avvicinare di una distanza inferiore alla somma di due raggi.
• Gli anioni tendono a attrarre il maggior numero di cationi [0 attira i Q]

La struttura elementare e la rapporti stechiometrico della formula bruta e illustrative e di convenzione che le esigente hanno vole e l'annone come il cenebute, e quindi a cristallo la questa struttura sciatta c'è molto molto compesso.

Le inversioni Nc per sopra emersasi un forma astrattica.

• N.C.
• Simmetria
• 2 Lineare
• 3 Triangolare
• 4 Tetraedrica
• 6 Ottaedrica
• 8 Cubica

Quindi:

C_v = Q / ΔT

e C_p = C_v + R

Notiamo che il 1° principio si può scrivere come:

ΔE = C_v ΔT = u₂ - u₁

Entalpia

La trasformazione isobara, e il calore scambiato dal sistema con il ambiente

viene fatto passare a stato chiamato Entalpia

ΔE = Q - PΔV

Q = ΔE + PΔV

H = E + PV

ΔH = ΔE + PΔV

Rappresenta le potenzialità energetica a

pressione costante.

Essendo ΔQ = ΔH Una reazione in base al segno di ΔH possiamo

indicare come esotermica (rilascia calore in ambiente) o è endotermica (assorbe calore).

• ΔQ > 0 ΔH < 0 Esotermica (ex: combustione)
• ΔQ < 0 ΔH > 0 Endotermica (es: irraggiamento)

Entalpia e Reazione Chimica

Data una reazione:

R: aA + bB = cC + dD

Definiamo:

Entalpia Standard ΔH° la variazione di entalpia a 1 bar e 25 °C.

Entalpia di Formazione ΔH_f è l'energia di formazione di un prodotto. Un elemento puro

ha sempre entalpia di formazione 0.

Entalpia di Reazione ΔH = ΔH_p - ΔH_r = ΣΔH_prodotti - ΣΔH_reagenti

Nella reazione:

Δ_rH° = c ΔH_f° - d ΔH_r° -(aΔH_r° + bΔH_r°)

Il calcolo non standard è:

ΔH(t) = ΔH° + ΔC_p (T - T°)

ΔC_p = c C_p + d C_p - a C_p - b C_p

Grandezze e entalpia si possono trovare. La legge di Heo - Laplace -

uove tecniche

energia liberata in un reazione permette misurare la capacità assorbente e

è questa ultima riassociadasame di una costante per energia che produce ΔH°_f.