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

PROPRIETA’ COLLIGATIVE ........................................................................................................................................ 13

ENTROPIA ..................................................................................................................................................................... 14

ENERGIA LIBERA DI GIBBS ....................................................................................................................................... 15

EQULIBRIO 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:

1. PROPRIETA' 2. STATO FISICO (Gas, Liquido, Solido)

3. TRASFORMAZIONI FISICHE (Cambia lo stato di aggregaz, ma NO cambio leg chim)

4. REAZIONI CHIMICI (Implica rottura/formaz legami chimici)

5. COMPOSIZIONE: Sistema Omogeneo (s, liq, gas) con composizione definita/costante, che rimane

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 O -O )

2 3

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)

(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 !=)



6. 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)

12 -24

UMA: Unità di misura per peso di atomi (1/12 di massa isotopo C -> 1,66 x 10 g, scelto C perchè ha peso

costante in qlnque sistema)

- DIFETTO DI MASSA = Differenza tra uma teorico - uma sperimentale (su TavPer, calcolato con Spettrom),

2

tra nucleoni dell'atomo -> ΔE = Δmc necessaria x decomporre nucleo in nucleoni

proporzionale a E

legame ; x Relatività cedono E all'ext -> E < E )

(Protoni+Neutroni trovano stabilità a d1 nucleo teorica

>E , >stabilità nucleo (E / A rivela che Fe è elem +stabile -> >>Abbond nella Terra)

legame pot 56

- d : MAX stabilità sistema (E MIN) -> >prof, >stabilità; fornendo E -> rottura leg chim

1 pot 1

- NUCLIDI STABILI (260): inalterati nel tempo

- NUCLIDI INSTABILI -> Decadim spontaneo radioattivo (Z cambia -> trasformaz in != nuclide)

1. Emissioni a (Ex. Polonio; se ingerito -> necrosi cellule); emettono

2. Emissione B: emettono elettrone/positrone -> Z +- 1

3. 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 di atomi/molec (NON E' COSTANTE

avogadro

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 (E di forze repulsive/attrattive)

int pot

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

< DENSITA' (m/V); >>COMPRIMIBILITA' (Compressione -> <<V); <<VISCOSITA' (<<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

- PROPRIETA' 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 )

K ) 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 = Ʃ p = Ʃ x P (perchè gas ideali non interagiscono tra loro); x = n /n ; V = x V

tot i i tot i i tot i i

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 , soprattutto a >>d)

repulsive/attrattive

GAS REALE: in seguito a raffreddamento (al di sotto di T ) /compressione (sotto P )

critica critica

-> LIQUEFAZIONE (g) -> l

DIAGRAMMA DI ANDREWS: a T > T , NON si liquefa gas per grande che sia P applicata

critica

- T specifica per gas (specifiche interaz molec)

critica

- SUPERFLUIDO: a T > Tcritica e P > Pcritica, il fluido ha caratteristiche intermedie a liquido (ex.

d) e gas (viscosità bassa), CO supercritica a T>36°C e P>73 atm; utilizzata in ambito industriale

2

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 ; NON fornisce info sul t richiesto (← CINETICA CHIMICA)

libera

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 n = n → E = -E )

1 2 1 2

2

FORME DI ENERGIA: E = ½ mv ; Epot = E + E ; U = E + E ; E = dovuta a E particelle

k repulsiva attrattiva int k pot termica k

Energia = capacità di compiere lavoro (w) /trasferire calore (q) = lusso 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 + E ; E’ funzione di stato Δ U = U – U = (q – q )+ (w - w )

int k pot f i f i f i

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

Δ U = q + w

1)se w = 0 → Δ U = q calore scambiato

2) 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° ) è il calore in gioco nella formazione di 1mol di composto

f

partendo da singoli elementi ( C + 2H2 → CH4); allo stato STD tutti gli elementi hanno ΔH° =0

f

LEGGE DI HESS: ΔHtot = singoli stadi

ƩΔH allora→

Seconda parte (3B)

PASSAGGI DI STATO Avvengono solo a T ; T rimane costante, q fornito speso per vincere legami

passaggio di stato

intermolecolari (NON intra)

Δ H Nelle trasformazioni fisiche: Δ H (a T )= q necessario per portare 1mol (s