Teoria di Chimica

Riassunto chimica generale

Esperimento di Rutherford

Formula chimica

- Formula empirica o bruta: simboli elementi e proporzione numerica tra atomi.
- Formula molecolare: numero reale di atomi di ciascun elemento.
- Formula di struttura: numero di atomi e legami tra essi.

Z = Numero atomico → numero di protoni che quel determinato elemento ha (e+=e-).
A = Numero di massa → numero di nucleoni (protoni + neutroni).
12UMA = Unità di massa atomica → 1/12 della massa dell’isotopo C.
Mole = quantità di sostanza che contiene tante unità elementari quanti sono gli atomi contenuti in 12g dell’isotopo di carbonio C.
Peso atomico = peso in uma della miscela isotopica con cui l’elemento è presente in natura.
Peso molecolare = dato dalla somma complessiva degli atomi di ogni elemento presenti nella formula molecolare.

Struttura dell'atomo

Nucleo

Costituito da neutroni e protoni, immerso in una “nuvola” di elettroni in movimento.

2 aspetti contraddittori con la Legge di Coulomb:
1) Nel nucleo vi sono particelle con la stessa carica a distanze molto piccole.
2) Particelle di segno opposto si trovano a una grande distanza → dobbiamo ipotizzare la presenza di un’energia che contrasti la Legge di Coulomb.

Radioattività

• Raggi alfa = nuclei di He (2+).
• Raggi beta = elettroni e positroni (+/-).
• Raggi gamma = radiazioni elettromagnetiche.

• Emissione ALFA: cambia sia il numero atomico sia il numero di massa.
• Emissione BETA - : cresce il numero atomico, ma non cambia il numero di massa.
• Emissione BETA + : diminuisce il numero atomico, ma non cambia il numero di massa.

Elettroni

Per vedere un oggetto dobbiamo illuminarlo con una “luce” che abbia una lunghezza d’onda di dimensioni simili a quella della particella/corpo da osservare. Per vedere un elettrone, spariamo su questo un’energia enorme, che provoca una perturbazione molto grande. Quindi non è possibile vedere l’elettrone.

Principio di indeterminazione di Heisenberg

Secondo il principio di indeterminazione, l’osservatore non può essere considerato uno spettatore, perché nel misurare/osservare le cose, produce degli effetti calcolabili e dunque si ha un’indeterminazione che non si può eliminare. → accertata l’impossibilità di determinare sperimentalmente la posizione dell’elettrone e di particelle di dimensioni atomiche, si può utilizzare la probabilità (= trovare più o meno la zona dello spazio in cui si ha la possibilità di trovare un certo elettrone).

Equazione di Schrödinger

Strumento che ci permette di fare questo calcolo probabilistico. È un’equazione che lega il moto ondulatorio delle particelle che non sono libere ma sono vincolate. La funzione d’onda Ѱ dipende dalle coordinate spaziali (x, y, z) e dai numeri quantici (n, l, m). Ѱ = orbitale: definisce una zona in cui si può trovare un certo elettrone.

Numeri quantici

• N.q. principale (n): Da 1 a +∞ Dimensione (energia) orbitale.
• N.q. secondario (l): Da 0 a n-1 Forma dell’orbitale.
• N.q. magnetico (m): Da -l a 0 a +l Orientamento orbitale.
• N.q. di spin (m_s): +1/2 o -1/2 Direzione orientata dello spin dell’elettrone.

Orbitale

Permette di calcolare la probabilità di trovare un certo elettrone e di calcolare l’energia.

• l 0 1 2 3 simbolo s p d f.
• Orbitale S: forma sferica.
• Orbitale P: forma bilobata.
• Orbitale D: forma tetralobata.

Gli elettroni cercano di occupare le zone più stabili (ad energia minore). Orbitali degeneri = stessa energia (stesso l, diverso n).

Principio di esclusione di Pauli

Uno stesso orbitale può ospitare al max 2 elettroni e questi devono avere valori diversi del n.q. di spin (in un atomo non possono coesistere 2 e- caratterizzati dagli stessi valori dei n.q. s, l, m, m_s).

Principio dell'Aufbau

Gli elettroni tendono ad occupare gli orbitali ad energia più bassa, quindi la C.E. di un elemento può essere "costruita" utilizzando prima l’orbitale a energia più bassa e continuando con quelli ad energia via via superiore.

Regola di Hund

Gli elettroni tendono ad occupare orbitali degeneri singolarmente, con i loro spin paralleli (//).

Carica nucleare effettiva

Z_eff = Z - S (S = effetto schermo → un e- più lontano può avere altri elettroni che schermano il nucleo, che stanno quindi tra lui e il nucleo).

Molecole e legame

Legame

Interazione tra atomi.

1. Maggiore distanza → non vi è interazione.
2. Atomi si avvicinano → forze attrattive, diminuisce l’En. Potenziale.
3. Ad un certo punto forze repulsive, aumenta l’En. Potenziale. Prevalgono le forze attrattive.

Interazioni di due tipi:
a) Forze attrattive tra un nucleo di un atomo e gli elettroni dell’altro atomo.
b) Forze repulsive tra i due nuclei e gli elettroni dei due atomi.

Legame covalente

Sovrapposizione tra gli orbitali dei due atomi che porta alla condivisione di elettroni, permette un guadagno energetico. 2 tipi di legami covalenti:

• Legame σ: si avvicinano 2 orbitali s (o 1 s e 1 p), più forte e stabile, permette la rotazione.
  • σ di legame (favorevole al legame).
  • σ di anti-legame (non favorevole).
• Legame π: si avvicinano 2 orbitali p, meno stabile del legame σ.

Un atomo utilizza 1 o più elettroni per formare il legame σ (e poi π), gli elettroni che non vengono utilizzati formano le coppie di non-legame (stanno dentro un orbitale, ma non partecipano al legame). Se un atomo acquista o perde elettroni, si sposta lungo la tavola periodica. Solitamente tendono a raggiungere la configurazione ottettale (propria del gas nobile, si raggiunge il max di elettroni).

Formule di struttura

• Struttura tetraedrica (gli orbitali di non-legame occupano più spazio).
• Struttura lineare (2 "oggetti").
• Struttura triangolare.
• Struttura piramidale.

Teoria VSEPR: le coppie di elettroni, essendo cariche dello stesso segno, tendono a disporsi nello spazio in modo tale da minimizzare le repulsioni e quindi a rimanere alla maggiore distanza possibile tenendo conto del fatto che rimangono vincolati all’atomo centrale.

Proprietà periodiche

Proprietà periodiche:

• Carica nucleare efficace (Z_eff o Z).
• Dimensioni atomiche.
• Energia di ionizzazione.
• Affinità elettronica.
• Elettronegatività.
• Carattere metallico → aumenta.

Carica nucleare efficace

Z_eff = Z – S all’aumentare del gruppo. Z = numero atomico, S = effetto schermo. Z_eff risulta tanto minore quanto minore è la penetrazione dell’orbitale. Densità elettronica = diminuisce all’aumentare della distanza dal nucleo.

Dimensioni atomiche

Il raggio atomico ha un andamento opposto alla Z_eff.
- Z_eff + bassa → raggio atomico + grande.
- Z_eff + alta → raggio atomico + piccolo.

Effetto della ionizzazione: quando un atomo diventa uno ione cambia dimensioni.
- Atomo diventa catione = + piccolo.
- Atomo diventa anione = + grande.

Energia di ionizzazione

Energia che deve fornire un atomo isolato allo stato gassoso per strappargli un elettrone, ottenere un catione corrispondente allo stato gassoso e portare l’e- all’infinito. En. Ionizz. + basse = 1° gruppo (perdendo un e- raggiungono la C.E. del gas nobile precedente). E’ < E’’ < E’’’ …ion ion ion.

Affinità elettronica

Energia che si libera quando portiamo un elettrone all’infinito su un atomo isolato allo stato gassoso, per farlo diventare un anione isolato allo stato gassoso.

Elettronegatività

Tendenza di un atomo ad attrarre a sé gli elettroni quando forma legami con altri atomi. La differenza di elettronegatività dice quale legame si forma:

• ΔE = 0 → cov. apolare (2 atomi dello stesso elemento → cov. puro).
• ΔE < 0.4 → covalente.
• 0.4 < ΔE < 1.7 → cov. polare.
• ΔE > 1.7 → ionico.

Carattere metallico

• Metalli = buoni conduttori elettrici e termici.
• Non metalli = scarsi conduttori elettrici e termici.
• Metalloidi = proprietà intermedie tra metalli e non metalli.

Materia, gas e forze deboli

3 stati fisici, si può passare da uno all’altro con una variazione di temperatura e pressione. I 3 stati derivano dall’interazione tra energia cinetica delle particelle e energia di interazione tra le particelle.

• Stato solido = prevale l’energia di interazione (le particelle non hanno molta libertà di muoversi). Forma e volume proprio.
• Stato liquido = en. Cinetica e di interazione comparabili. Volume definito, ma non forma propria.
• Stato gassoso = prevale l’energia cinetica. Né volume né forma propria.

Leggi dei gas

• Legge di Boyle: P·V = cost.
• Legge di Gay Lussac: P = P·(1 + α)0.
• Legge di Charles: V = V·(1 + α)0.
• Principio di Avogadro: volumi uguali di gas diversi alle stesse condizioni di pressione e temperatura sono uguali, contengono lo stesso numero di moli.
• Equazione di stato del gas ideale: P·V = n·R·T.
• Pressione P → forza urti/superficie contenitore.
• Densità d → T.
• Equazione di stato dei gas reali: (P + n² · ) · (V - nb) = nRT².

Fattore di comprimibilità

P·V = n·R·T = Z (in un gas perfetto Z = 1). Quando le particelle sono lontane non si ha interazione, quando si avvicinano si hanno forze attrattive (si aiuta la comprimibilità Z < 1) e successivamente si hanno forze repulsive (Z > 1).

Forze deboli

• Interazioni di Van der Waals: si dividono in:
  • Forze di London (+ deboli) = dipoli istantanei reciprocamente indotti. L’intensità delle forze di London dipende dalla facilità con cui la nuvola elettronica viene polarizzata.
  • Interazioni dipolo-dipolo (un po’ + forti) = interazione tra dipoli permanenti.
  • Interazione ione-molecola (abbastanza forti) = attrazione fra la carica dello ione e il dipolo (indotto o permanente).
• Legami a idrogeno = interazione tra dipoli permanenti nella molecola d’acqua. È un’interazione elettrostatica che si verifica nelle molecole che possiedono un atomo di H legato ad un altro atomo molto elettronegativo (F, Cl, N, O).

Gas, liquidi, dipoli

Gas

• Legge di Dalton: per una miscela di gas, la pressione totale è data dalla somma delle pressioni parziali di ogni gas. La pressione parziale di un gas è quella che eserciterebbe se occupasse tutto il volume a disposizione: P = P·i_tot.
• Legge di Henry: la solubilità di un gas liquido è proporzionale alla sua pressione parziale. All’aumentare della temperatura, la solubilità diminuisce.

Teoria cinetica dei gas

Ec = ½ mV , Ec = 3/2 KT (K = costante di Boltzmann).

Legge di Graham

Due gas in una miscela hanno la stessa T, quindi hanno la stessa Ec.