Appunti Chimica Inorganica

Appunti chimica inorganica, prof. Raffaini, 2017/2018

Di Gabriele Santicchi

• Introduzione.............................................................................................................................................................. 2
• Lo stato gassoso ....................................................................................................................................................... 3
• Termodinamica chimica .......................................................................................................................................... 4
• Struttura dell’atomo .............................................................................................................................................. 5
• Occupazione orbitali ............................................................................................................................................... 6
• Legami chimici ............................................................................................................................................................ 7
• Legame ionico ........................................................................................................................................................ 7
• Legame metallico ................................................................................................................................................. 7
• Legame covalente................................................................................................................................................. 8
• Forze intermolecolari .......................................................................................................................................... 10
• Stato solido .............................................................................................................................................................. 11
• Stato liquido ............................................................................................................................................................ 12
• Proprietà colligative ........................................................................................................................................ 13
• Entropia ..................................................................................................................................................................... 14
• Energia libera di Gibbs ....................................................................................................................................... 15
• Equilibrio omogeneo ......................................................................................................................................... 16
• Equilibrio eterogeneo ...................................................................................................................................... 16
• Acidi e basi ................................................................................................................................................................. 17
• Soluzioni tampone ............................................................................................................................................. 18
• Elettrochimica ........................................................................................................................................................ 19
• Cinetica ...................................................................................................................................................................... 20
• Teoria delle collisioni....................................................................................................................................... 21
• Polimeri ..................................................................................................................................................................... 22
• Reazioni di sintesi (polimerizzazione) ........................................................................................................... 22

1 - Appunti di Chimica (1 su 2) Gabriele Santicchi 2017/2018

Introduzione

Studia la materia (tutto ciò che ci circonda, riconducibile a atomi).

Caratteristiche:

• Proprietà
• Stato fisico (Gas, Liquido, Solido)
• Trasformazioni fisiche (Cambia lo stato di aggregaz, ma no cambio leg chim)
• Reazioni chimici (Implica rottura/formaz legami chimici)
• Composizione: Sistema Omogeneo (s, liq, gas) con composizione definita/costante, che rimane

Sostanza pura

5.1 Sostanza pura: tale anche se sottoposta a sollecitazioni ext/non separabile con mezzi fisici (filtraz, distillaz..). 2 Categorie:

Elementi (Fe, O): mat costituita da atomi uguali (neutri o +-). Non scendibile/ottenibile per via chimica (Interessa solo gli e-; reaz nucleari interessa nucleo atomo).

Allotropia (Caratteristica elem)

• 1° Specie: = elem, ma =! leg chim atomi (Diam-Grafite o O₂ -O₃)
• 2° Specie: = elem, = leg chim ma != strutt mol.re (Grafite, Fullereni, Nanotubi)

Composto (NaCl) non composto da = atomi, ma proprietà chimi costanti.

Polimorfismo (Diffuso nei s): != forme cristalline di = composto -> != prop fis/chim (ex. TiO₂, Biossido di Titanio per protesi d'anca: 3 forme polimorfe (Rutilo, Anatasio, Brookite).

Miscele

(Insieme sost pure (elementi/composti), separabili con mezzi fisici:

5.2 Miscele

Omogenea se possibile definire 1 sola fase (porzione con = prop fis/chim); formata da 2/+ sost, ex. Aria o Ottone (Zn e Cu).

Eterogenea se 2/+ fasi: Sostanze immiscibili (se = stato di aggregaz) o mix eterogeneo (se !=).

Costituzione a livello microscopico

• 6.1 Atomi di elem della TavPer
• 6.2 Ioni Atomi con carica elettrica (Cationi/Anioni)
• 6.3 Molecola composta da num finito di atomi legati con leg chim covalenti.

Formule:

• F. chimica molecolare: Indica quali/quanti elem presenti (C₆H₆, CH₄..)
• Formula minim: quali elem/rapporto minimo tra essi (C:H =1:1 -> ricavo F.CHIM.MOL trmt peso molec)
• F. chim. bruta (x composti ionici): quali elem/loro rapporto, che rispetta principio dell'elettronegatività

Tavola periodica (C-Gruppi, Periodi-R); ideata da Mendeieleff 1871, ordine in base a numero atomico Z(n°protoni -> definisce elemento).

• Isotopi: =Z, ma != A (Num di massa). Abbondanza isotopica: Concentraz in % di != isotopi in un sistema

(Nuclide: Singola specie di atomo con determinato A e Z, ricavabile con Spettrometro di Massa)

UMA: Unità di misura per peso di atomi (1/12 di massa isotopo C₁₂ -> 1,66 x 10^-24 g, scelto C perchè ha peso costante in qlnque sistema).

Difetto di massa = Differenza tra uma teorico - uma sperimentale (su TavPer, calcolato con Spettrom), tra nucleoni dell'atomo -> ΔE = Δmc² necessaria x decomporre nucleo in nucleoni proporzionale a E_legame; x Relatività cedono E all'ext -> E < E_teorica > E_pot, > stabilità nucleo (E_legame / A rivela che Fe è elem +stabile -> >> Abbond nella Terra).

56 - d¹: Max stabilità sistema (E MIN) -> >prof, >stabilità; fornendo E -> rottura leg chim.

• Nuclidi stabili (260): inalterati nel tempo
• Nuclidi instabili -> Decadim spontaneo radioattivo (Z cambia -> trasformaz in != nuclide)
• Emissioni a (Ex. Polonio; se ingerito -> necrosi cellule); emettono
• Emissione B: emettono elettrone/positrone -> Z +- 1
• Emissione y: atomo instabile (Causa dec a/B) -> Emette >>E

PA = Massa Atomica; PM = Peso Molecolare (Ottenuto x ∑PA molecola)*; PF = Peso formula (x composti ionici,*).

Mole: Unità di misura dll quantità di materia; 1mol corrisponde a N_avogadro di atomi/molec (Non è costante universale; è inverso di uma -> Dipende da valore/scelta di uma).

Massa molare: (M) = massa in (g) di 1 mol di sostanza.

Reagente limitante = reag che limita reaz, impedendo che la resa sia del 100% (g ottenuti/g ottenibili); in proporzione, moli sono < di quelle necessarie per far si che i reagenti si consumino completamente.

2 - Appunti di Chimica (1 su 2) Gabriele Santicchi 2017/2018

Lo stato gassoso

U (E sistema) = K + E_{int pot} (E di forze repulsive/attrattive)

Gas: costituiti da atomi (gas nobili) o molec (O₂) liberi di muoversi nello spazio.

< Densità (m/V); >> Comprimibilità (Compressione -> <<V); << Viscosità (<<Resistenza a scorrimento)

Variabili di stato (da specificarne i cambiamenti): V,N (dipend da massa (EST.); PT (prop INTENSIVE)

• Urti parete-particelle determinano P gas
• Variabili direttamente/inversamente proporzionali
• Proprietà macrosc: dipend solo da Moto Particelle

Gas ideale costituito da partic puntiformi (-> V molec. Trascurabile -> U = solo K); Moto caotico; Urti parete-particelle elastici (No Dissipazioni).

Teoria cinetica gas (ideali): U è solo K -> Epot = 0; importante perchè lega E <-> T (Variaz K lineare) -> E indipendente da P, V e natura gas); (k è costante di Boltzmann (k = R /N_A).

Distribuzione K Particelle di gas (No =)

• No Distribuz Gaussiana (No simmetria); a <<T, >% molec con = K;
• A >T, Area sottesa è sempre ugulae, ma valor medio si abbassa e sposta (--->)
• Per far avvenire reaz chim, molec devono superare certo valore di E

Equazione di stato gas ideali PV = nRT: Trasformazioni (n costante)

• Isoterma (L.Boyle) PV = costante -> Inversamente proporzionali;
• Isobara (L. Charles) V/T = costante -> direttamente proporzionali
• Isocora (L. Gay-Lussac) P/T = costante -> direttamente proporzionali
• Principio di Avogadro V/n = costante (P-T cost); direttamente prop.

In condizioni standard (T=0°C; P= 1atm) 1 mol di qualunque gas occupa 22,414 L (Volume molare V_m)

Densità = m / V

PV = nRT -> PV = mRT/M -> PM = dRT; dato che M e R sono costanti -> P/T = d

Legge di Graham -> V di diffusione attraverso tubi capillari (a T,P cost) è inversam. prop a m o d -> isotopi leggeri diffondono a >v.

Legge di Dalton: p = ∑ p_i = ∑ x_iP_tot (perchè gas ideali non interagiscono tra loro); x_i = n_i/n_tot; V_i = x_iV_tot

Gas reali

V e interazioni intermolec. Non trascurabili, ma seguono approssimativam legge di stato g.ideale in condizioni di (<<) P e (>>)T a cui V molecole (COVOLUME) e interaz molec. sono trascurabili (se Non puntiformi -> esercitano F_{repulsive/attrattive}, soprattutto a >>d).

Gas reale: in seguito a raffreddamento (al di sotto di T_critica) /compressione (sotto P_critica) -> Liquefazione (g) -> l.

Diagramma di Andrews: a T > T_critica, Non si liquefa gas per grande che sia P applicata.

• T specifica per gas (specifiche interaz molec)
• Superfluido: a T > T_critica e P > P_critica, il fluido ha caratteristiche intermedie a liquido (ex.d) e gas (viscosità bassa), CO₂ supercritica a T>36°C e P>73 atm; utilizzata in ambito industriale

3 - Appunti di Chimica (1 su 2) Gabriele Santicchi 2017/2018

Termodinamica chimica

Studia se una reazione può compiersi spontaneamente per raggiungere un equilibrio (<→) attraverso studio entalpia + entropia = E_libera; Non fornisce info sul t richiesto (← Cinetica chimica).

Cambiamenti di stato di aggregaz/reaz chimiche avvengono se sono termodinamicam /cinematicam possibili.

Termochimica: studia prop. Macroscopiche (V,T,P,n), ma Non microscopiche (struttura materia);

1° Princ. Termodinamica: l’energia (scambiata tra sistema-intorno) si conserva (Conservazione E)

• Reazioni esot. (ex. H₂O (l) → (s); cede E all’ext)
• Reazioni endot (ex. H₂O (s) → (l); assorbe E da ext) → (se n₁ = n₂ → E₁ = -E₂)

Forme di energia: E_k = ½ mv²; Epot = E_repulsiva + E_attrattiva; U = E_int + E_k + E_pot; E_termica = dovuta a E particelle.

Energia = capacità di compiere lavoro (w) /trasferire calore (q) = flusso di E legato a T.

Lavoro = F x = PΔV

Calore: 1 cal = 4,184 J = E per aumentare di 1°C 1g di H₂O da 14,5 → 15.5°C.

U = E_k + E_pot; E’ funzione di stato Δ U = U_f – U_i = (q_f – q_i)+ (w_f - w_i)

Δ U < 0 se q<0 (ceduto dal sistema) o w<0 (compiuto dal sistema)

Δ U = q + w

• Se w = 0 → Δ U = q calore scambiato
• Δ U = q+w = q – PΔV (lavoro di espansione) → q = ΔU + PΔ V

Δ H (entalpia) = Δ U + PΔ V + VΔ P (Δ H <0 processo esot; ΔH > 0 processo endot.)

Se P costante → Δ H = Δ U + PΔV → Δ H = q scambiato.

Entalpie di reazione = Calori di reazione di una reazione a P costante; dipende da quantità reagenti, stato fisico, T e P → da specificare in ex.

Stato standard (s, liq, g): forma + stabile di una sostanza a 1atm e T considerata;

Stato liquido: se Solvente liquido puro a 1atm; se Soluto è a Molarità pari a 1M = 1 mol/litro.

Entalpia standard di formazione (ΔH°_f) è il calore in gioco nella formazione di 1mol di composto partendo da singoli elementi (C + 2H₂ → CH₄); allo stato STD tutti gli elementi hanno ΔH°_f =0.

Legge di Hess: ΔH_tot = ∑ singoli stadi ΔH allora →

Seconda parte (3B)

Passaggi di stato Avvengono solo a T_{passaggio di stato}; T rimane costante, q fornito speso per vincere legami intermolecolari (Non intra)

Δ H Nelle trasformazioni fisiche: Δ H (a T_{passaggio di stato})= q necessario per portare 1mol (s