Riassunto esame Chimica, Prof. Paoli Paola, libro consigliato Lezioni di chimica , Paola Paoli Paolo Dapporto Patrizia Rossi

CAPITOLO 1

Mole: quantità di sostanza che contiene tante particelle quante sono contenute in 12g

esatti di 12C ovvero 6,022x1023 (Costante di Avogadro, mol-1)

IONE= atomo con differente numero di elettroni rispetto a quello dei protoni. Gli atomi

con carica elettrica positiva sono detti CATIONI, quelli con carica negativa ANIONI. Gli

atomi che differiscono per il numero di neutroni sono detti ISOTOPI.

Luce= radiazione elettromagnetica; è una funzione d’onda con parametri: lunghezza

d’onda, frequenza di un’onda e di radiazione e ampiezza d’onda (ampiezza massima di

frequenza, indica il valore del campo magnetico o elettrico massimo) C= λ*v

c=velocità della luce nel vuoto (300000 m/s).

K

Composti chimici: legami tra più atomi diversi che avranno caratteristiche totalmente

diversi dai singoli elementi, tramite legami chimici.

Molecola: un aggregato di atomi che dà luogo ad una specie chimica che ha esistenza

propria si chiama molecola.

Solidi cristallini e solidi amorfi: i solidi cristallini o solidi ordinati sono solidi con una

distribuzione degli atomi ordinata, in quelli amorfi invece le particelle si trovano in uno

stato disordinato; questi possono essere considerarti, da un punto di vista strutturale,

come dei liquidi molto viscosi, Es: i vetri.

Cella elementare: è la parte più piccola del cristallo che dà per traslazione nelle tre

direzioni dello spazio l’intero cristallo che è chiamato cella elementare.

La titolazione è un'operazione chimica che ha come obiettivo quello di determinare la

concentrazione incognita di un composto A in una sua soluzione. Il reattivo B è introdotto goccia a

goccia nella soluzione da titolare tramite una buretta.

CAPITOLO 2

Corpo nero: corpo capace di riemettere tutta l’energia assorbita. L’energia di una

radiazione è qui in funzione della frequenza. Effetto fotoelettrico: un fotone deve avere

l’energia necessaria per estrarre un elettrone dalla superficie del metallo (attratto

dalla forza del nucleo) e l’energia è indipendente dall’intensità della radiazione.

L’energia cinetica finale dell’elettrone estratto sarà pari alla differenza tra quella

iniziale e quella finale (che si aggiungerà a quella cinetica). IN SINTESI: LA LUCE

CAUSA UN’EMISSIONE DI ELETTRONI SULLA SUPERFICIE DI UN METALLO POSTO NEL

VUOTO.

Legge di Bohr, teoria sull’atomo, atomo di Bohr: 1) l’elettrone che si trova su un’orbita

non emette e non assorbe energia 2) Dalla relazione di Plank (E=h*v) quando un

elettrone passa da un’orbita ad un’altra emette o assorbe energia, di conseguenza,

emette una radiazione ben definita. Per arrivare alla legge di Bohr siamo passati prima

dall’effetto fotoelettrico, poi da un esperimento

con la lampada ad idrogeno con l’eccitazione degli

elettroni (E LA PRODUZIONE DI FOTONI che ha

come frequenza quella direttamente proporzionale

alla differenza delle energie dei due stati

dell’elettrone) e poi venne analizzato lo spettro

con uno spettrografo. Si notò quindi che la luce

non faceva riflettere ad ogni intensità; se fosse

possibile, infatti, si avrebbe uno spettro continuo.

Su questi esperimenti nasce la teoria di Bohr

sull’atomo. Vale quindi il principio del treno di

onde corpuscolari (fotoni)

Formula di De Broglie: � = ℎ /(�v) Mette in

relazione qualsiasi lunghezza d’onda con una massa qualsiasi (dualismo onda-

particella, le onde possono essere considerati come corpuscoli in movimento e vale

anche il viceversa).

Principio di indeterminazione di Heisenberg: è possibile conoscere istante per istante

la posizione dell’elettrone nella sua orbita grazie alla relazione d Heisenberg (la

posizione passata e futura) ma non la quantità di moto. Non è possibile conoscere

entrambe le informazioni perché le misure di queste due grandezze comportano

un’indeterminatezza. H= costante di Plank, Δx=

variazione di posizione, Δp=quantità di moto. È un

principio di inversa proporzionalità che si basa

sull’energia cinetica. Si predilige un’incognita tra la

quantità di moto e la posizione e a seconda di quella che vogliamo trovare avremo una

precisione buona sulla prescelta e scadente dall’altra. Questo principio vale nel micro

e nel macro-mondo ma nella macro non è utile applicarlo per un effetto trascurabile

(troppo piccolo).

Equazione d’onda di Schrödinger (MODELLO ONDULATORIO): (la traiettoria

dell’elettrone genera un’orbita e non l’elettrone sta sull’orbita) è un’equazione

differenziale del secondo ordine la cui soluzione fornisce delle funzioni (dette funzioni

d’onda) che permettono di calcolare varie informazioni sull’elettrone; le soluzioni di

questa funzione si chiamano autofunzioni, a ciascuna di queste autofunzioni

corrisponde un autovalore, cioè un valore dell’energia � = � (�, �, �, �, �, �)->

questa è una semplificazione della formula dovuta al posizionamento dell’origine nel

centro del nucleo. La funzione definisce l’orbitale e quindi l’orbitale è definito dai

numeri quantici. L’origine del sistema è al nucleo dell’atomo e si rappresenta, per una

chiarezza maggiore, in coordinate polari. Ad ogni funzione d’onda è correlata una

specifica energia a cui è correlata una terna della funzione d’onda a cui è associata

una precisa posizione. Ogni terna di numeri quantici definisce una funzione

orbitale. Il quadrato della funzione d’onda indica la densità probabilistica, cioè la

probabilità di trovare un elettrone in un determinato punto.

�� (� , , � ) → �������� � → � n= 1,2, 3, ….,∞ l= 0,1,2…n-1 m= -l,

� � � �

-l+1, ….0,…l-1,+l f

l= 0 → � l= 1 → � l= 2 → � l= 3 →

Livelli energetici delle funzioni d’onda (orbitali)

Principio di esclusione di Pauli: in un atomo non possono coesistere più di due elettroni

aventi i quattro numeri quantici uguali. Di conseguenza un orbitale può ospitare al

massimo due elettroni a spin antiparallelo in un orbitale.

Regola di Hund o della massima molteplicità degli spin: quando ci sono a disposizione

più orbitali vuoti della stessa energia gli elettroni vanno ad occupare singolarmente

questi orbitali con gli elettroni che ruotano con spin parallelo.

Grandezze periodiche: dipendono dalla configurazione elettronica dell’atomo e quindi

dalla posizione degli atomi nel sistema periodico.

Energia di ionizzazione e di prima ionizzazione: energia necessaria per rimuovere un

elettrone da un atomo isolato, gassoso e allo stato fondamentale. Quella di prima

ionizzazione è l’energia necessaria per allontanare un elettrone da un atomo neutro.

L’energia di seconda ionizzazione è l’energia necessaria ad estrarre un elettrone da

uno ione mono positivo (sarà più intensa di quella di prima ionizzazione e così via).

Esempi di energia di ionizzazione: Metalli alcalino terrosi.

Affinità elettronica: energia necessaria nel processo di acquisto di un elettrone da

parte di un atomo neutro, isolato, gassoso e allo stato fondamentale. Tanto maggiore

sarà l’affinità elettronica maggiore sarà la stabilità dello ione negativo. Es. con alta

affinità elettronica: Cl, F, Br, I.

Elettronegatività: è la capacità che ha un atomo di attirare verso di sé gli elettroni di

legame (L’elemento più elettronegativo è il fluoro 4). Gli elementi più elettronegativi si

trovano alla destra della tavola periodica, esclusi i gas nobili che non formano legami.

Raggio atomico: aumenta con l’aumentare del numero atomico, infatti aumenta nei

gruppi e diminuisce nei periodi, questo perché vi è un aumento della carica nucleare

che all’interno del periodo porta alla contrazione delle dimensioni dell’atomo.

CAPITOLO 3

Il legame ionico: è uno scambio di elettroni per la creazione di ioni tra un metallo e

un non metallo. Gli ioni formati rimangono legati tra loro grazie all’attrazione

elettrostatica di tipo coulombiano. È un legame che si esplicita in tutte le direzioni per

cui ogni ione positivo si circonda di un negativo e viceversa(immagine 1); si forma così

un composto ionico con una struttura riconducibile ad un reticolo cristallino. A seconda

del gruppo crescente (1, 2, 3, 4 si formano ioni positivi nel metallo che vanno di pari

+ - +

passo al gruppo), la carica dei composti ionici è neutra Es: NaCl-> Na Cl , ClCs-> Cs

- 2+

Cl , Ba Cl ->BaCl .

2 2 (immagine 1)

La teoria del legame di valenza stabilisce che ogni legame covalente tra due atomi

avviene tramite la sovrapposizione di:

un orbitale atomico di valenza di un atomo

 un orbitale atomico di valenza dell’altro atomo



Con questa sovrapposizione di orbitali si spiegano le forme geometriche e le proprietà

di questi materiali.

Legame covalente: ( legame direzionale) tensione di vaSi possono avere ioni

poliatomici, cioè formati da aggregati di atomi che hanno un eccesso o un difetto di

elettroni; nei legami covalenti i composti che si ottengono sono comunque ionici. Es

+ 3-

KNO -> K , NO . Questi legami si forma tra due non metalli.

3

Nei composti ionici si ha solitamente un rilascio di energia per la stabilizzazione degli

atomi

Legame covalente: L’energia potenziale di due atomi di idrogeno varia con la loro

distanza, raggiungendo un valore minimo alla distanza di legame.

Legame covalente dativo: se in un legame covalente uno dei due atomi ha raggiunto

l’ottetto e ha ancora alcuni elettroni di non legame può cederli all’altro atomo per

fargli raggiungere a sua volta l’ottetto.

Distanza intermolecolare

Distanza di legame (H-H)

Geometria delle molecole: Per spiegare alcune geometrie delle molecole (molecola di

metano) è stato introdotto il concetto di ibridazione degli orbitali atomici. Grazie a

questa, al momento della formazione dei legami covalenti si ha una trasformazione in

forma ed in energia degli orbitali atomici dell’atomo isolato. Nel caso del metano

s p

abbiamo una trasformazione da 1 orbitale e da 3 orbitali a 4 orbitali uguali detti

orbitali ibridi. La disposizione tetraedrica è spiegata dalla disposizione di ogni

orbitale ibrido che corrisponde ad una funzione d’onda che si ottiene atteaverso un

processo matematico di cobinazione lineare delle funzioni d’onda degli orbitali atomici

interessarti all’ibridazione.

Ci sono due tipi di legami: sigma e pigreco: quelli sigma sono più forti dei legami

pigreco perché sono legami formati sull’asse rotazionale che unisce i due atomi legati,

sono chiamati pigreco invece quei legami che non hanno questa simmetria

rotazionale. Si possono formare massimo 3 legami tra due atomi: uno sigma (che è

sempre il primo) e al massimo altri due pigreco.

La risonanza: è la necessità di ricorrere a più formule limite per rappresentare una

molecola, deriva dalla impossibilità di rappresentarla con una sola formula di struttura.

Se vi è la possibilità di disporre il legame pigreco in tutte le direzioni possibili

(attraverso un legame sigma) ci sarà la possibilità di conduzione elettrica

Energia di risonanza: è la differenza tra l’energia calcolata con la formula limite e

l’energia chimica che si può misurare nella molecola reale. Per avere un’idea di questa

energia è necessario assegnare delle cariche dette Cariche formali. Le cariche

formali sono cariche apparenti assegnate ad ogni atomo. Per il calcolo della carica

formale totale è necessario prendere la sommatoria dei valori assoluti delle cariche. La

formula più corretta sarà il valore minore di carica formale questo perché se fosse un

valore alto non ci sarebbe equilibrio di risonanza e verrebbe richiesta troppa energia

per la stabilità della molecola.

Legami covalenti polari:

Sono tutti i legami covalenti che si formano tra atomi di natura differente che hanno

diversa elettronegatività: capacità di attirare elettroni di legame. Es: HCl. Maggiore è

l’elettronegatività maggiore è la polarità del legame. Quando la differenza di

elettronegatività su scala Pauling supera due si ha la formazione di un legame ionico

invece che covalente.

Legame a ponte di idrogeno:

È un particolare tipo di legame che si forma tra la molecola d’acqua