Appunti chimica I

Atomi

Numeri quantici:

• ⁿ numero quantico principale n=1,...,+∞
• ^l numero quantico secondario l=0,...,(n-1)
• ^m numero quantico magnetico m=-l,...,0,...,+l

Il primo numero quantico determina l'energia dell'orbitale.

Per esempio "l'orbitale 1s avrà"

• n=1 l=0 m=0

Processo Auf bau (costruzione di orbitali)

• 1s
• 2s 2p
• 3s 3p 3d
• 4s 4p 4d 4f

Livelli energetici:

• 1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p → 5s → ... →

Questo ordine è dovuto ad un fenomeno detto di schermatura dovuta alla carica negativa degli elettroni.

Negli atomi polielettronici (con più di un elettrone) anche l determina l'energia del livello energetico.

m invece non influenza mai sull'energia di un atomo.

Principio di esclusione di Pauli

In un atomo non possono esistere due elettroni che abbiano uguale tutti e quattro i numeri atomici

4. Numero quantico ^{m_s = ±1/2} numero di spin

La regola di Hund (Principio della massima molteplicità)

Meno stabili, degeneri (quindi aventi stessi valori di n e l), gli elettroni si distribuiranno in modo da occupare il numero massimo di orbitali.

Per esempio nell'orbitale 3d

Avendo 4 elettroni verranno posizionati:

Rappresentazioni

• Litio 2s¹ ↑ - - - - .Li.
• Berillo 2s² ↑↓ - - - - .:Be
• Boro 2s²2p¹ ↑↓ ↑ - - - .:B.
• Carbonio 2s²2p² ↑↓ ↑ ↑ - - .:C.
• Azoto 2s²2p³ ↑↓ ↑ ↑ ↑ - .N.
• Ossigeno 2s²2p⁴ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ .:O:
• Fluoro 2s²2p⁵ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ .:F.
• Neon 2s²2p⁶ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ .:Ne:

Regola della tavola periodica (eccenzioni per i metalli di transizione)

Andamento delle caratteristiche elettriche (conducibilità elettrica)va da destra verso sinistra, dall'alto verso il basso.Perciò germani condurrà elettricità più efficentemente dello stagno.Sn > Ge conducibilità.

Andamento del raggio atomico (determina distanze e altro grandezza di un atomo)

diminuizce da sinistra verso destra e dal basso verso l'alto.Cs > Rb grandezza

Geometria Lineare

Con SN=2 le molecole si respingono formando 180°

SN=2 O=C=O

H-C≡N

Geometria Trigonale Planare

SO₂

:Ö=Ŝ=Ö:

SN=2+1=3 120° quindi

Geometria Tetraedrica

CH₄

H

H·C·H

H

SN=4+0=4 angoli 109,5° quindi tridimensionale

Doppietto solitario più forte del doppietto di legame

Nel caso del CH₄ SN=4 quindi struttura tetraedrica

L'ibridazione che si verifica sarà quindi sp³ 109,5°

Questa fenomeno dell'ibridazione ci aiuta a spiegare la formazione di molecole che non rispettano la regola dell'otteto.

10⁸₀1

IO_KS S

Presente un formula di risonanza

IO = S

Perciò si rappresenta

dove i legami singoli non vanno mentre ti si

Teoria degli orbitali molecolari

Considera la molecola come un insieme di nuclei e di elettroni e determina la loro funzione d'onda, in un modo simile di quello usato a trovare la funzione di onda di un solo atomo isolato.

Il metodo di approssimazione più semplice è LCAM (combinazione lineare degli orbitali atomici). In questo modo le funzioni d'onda di due orbitali si combinano per somma (interferenza costruttiva) o sottrazione (interferenza distruttiva).

L'orbitale molecolare che si forma dalla somma, prende il nome di orbitale di legame molecolare Ψ_b, quello che forma dalla sottrazione orbitale molecolare di anti-legame Ψ*_a

S O S O O

Teoria Cinetica dei Gas

Quando un gas si senta statico, per esempio all'interno di un contenitore, le particelle di questo gas sono in movimento. Per questo quando parliamo di gas intendiamo sempre un volume ed una pressione.

La pressione è data agli urti delle particelle sulla superficie del contenitore, perciò

P = _F/_S → che esprime il concetto dell’unità di superficie

L'unità di misura è

P_d = _N/^m2

Le leggi fondamentali di gas ideali:

1. Legge di Boyle

P · V = costante

2. Legge di Gay-Lussac

P / T = costante

3. Legge di Charles

V / T = costante

La pressione si misura in atm che corrisponde a 101325 Pa

In condizioni normali una mole di gas ideali occupa un volume di 22,414 litri

R = 8,314 V 0,082 _{atm L} ^K

Esempio NaCl

z: 2

d: 1

Perché un solo

Perciò nelle proprietà colligative uso N_t = N₀ i

le proprietà diventano

Po = P

Po N_tot

TV = i m R T

moli

Δtc = K_c i m

molalità

Δte = K_e i m

molalità

Reazioni degli Alcheni

c=c + HCl → -C-C- Ideralogenzione

H Cl

c=c + H₂O → -C-C- idratazione

H OH

c=c + Br₂ → -C-C- alogenazione

(x) (x) Br Br

Alchini

CₙH₂ₙ₋₂

Sono idrocarburi insaturi, reazioni caratteristica (addizione), che tendono a portare la molecola in condizione satura (sp³)

H-C≡C-H etino o acetilene

Gli alcheni e alchini non sono acidi, mentre gli alchini lo sono un po' di più, e perciò possono dare origine a reazioni con i metalli del gruppo IA e IIA per dare composti di natura ionica

Nomenclatura

CH₃-CH-CH₃ 3-metil-1-butino

CH₃

1

Esempio

Fe(OH)₂(s) ⇌ Fe²⁺(aq) + 2OH^-(aq)

Kps = 4,1 x 10^-15

i → − −

Eq → s 2s

Kps = [Fe²⁺][OH^-]² = s x [2s]² = 4s³

s = ³√₄ Kps = ³√₄ 1,025 x 10¹⁵ ≈ 1 x 10^-5 mol/L

Acidi e basi

Teoria di Arrhenius:

• acido produce ioni H⁺
• base empisce di produrre ioni OH^-

Teoria di Bronsted-Lowry

• acido sostanza capace di cedere ioni H⁺
• base sostanza capace di accettare ioni H⁺

Teoria di Lewis

• acido sostanza capace di accettare un doppietto elettronico
• base sostanza capace di donare un doppietto elettronico

Affinità elettronica

Il processo contrario della ionizzazione,

X_(g) + e^- → X^-_(g) + AE

Elettronegatività

È la forza con cui un atomo attira a sé gli elettroni di condivisione. Questa proprietà influenza sulla forza di legame di due atomi e sulla polarità di una molecola.

L'elettronegatività varia secondo un ordine nella tavola periodica F, O, N

• F 3.98
• O 3.44
• N 3.04
• H 2.20

I gas nobili sono inerti quindi la loro elettronegatività è nulla