Appunti di Chimica

Formazione di sostanze insolubili, reazioni di neutralizzazione e formazione di gas

Possono essere di 3 tipi:

a) Formazione di una sostanza insolubile (precipitato):

Na2S + CuCl2 → CuS (precipitato) + 2NaCl

b) Formazione di H2O (reazione di neutralizzazione):

2NaOH + HCl → NaCl + H2O

c) Formazione di gas:

CaSO3 + KOH → KCl + NH3 (gas) + H2O

Reagente limitante: È definito come il reagente il cui esaurimento impedisce alla reazione di proseguire fino al completamento (esaurimento di tutti i reagenti).

Unità di misura

Conversione delle unità di misura:

La più conveniente unità di misura della temperatura è il Kelvin (K). °C equivalgono a 273.15K. Per convertire le due unità di misura basta sommare ai °C 273.15 e si ha la misura in K.

1 caloria = 4.186J

Pressione: 1 atm = 760 mmHg = 760 Torr = 1.013x10^5 Pa

Cifre significative nelle misure:

In 1.2 cm abbiamo 2 cifre significative. In questo esempio abbiamo un'incertezza di ±0.5; infatti questo volume è compreso tra 1.15 e 1.25 cm.

Significatività dello zero:

22.0L lo zero

è significativo (3 cifre sign.)22.05mL lo zero è significativo (4 cifre sign.)-30.0025Kg= 2.5x10 Kg lo zero non è significativo (2 cifre sign.)

Tavola periodica

Nel XIX sec. Erano conosciuti all’incirca sessanta elementi, tra questi, i chimici avevano visto che alcuni mostravano caratteristiche simili e formavano delle famiglie, come quella degli alogeni o dei metalli alcalini.

I ricercatori allora proposero di ordinare gli elementi in modo da prevedere le caratteristiche chimico-fisiche. Uno step impostante fu quello di mettere in relazione il peso atomico con le proprietà chimiche e fisiche che questi hanno.

L’intuizione finale venne a D.Mendeleev In questa tavola, gli elementi erano ordinati in base al peso atomico crescente e, si rese conto che per rispettare la legge della periodicità, si dovevano ancora scoprire alcuni elementi.

Questa fu chiamata la Tavola Periodica proprio per indicare la periodicità delle caratteristiche degli elementi.

I reattivi e non si trovano come elementi in natura. Gli elementi non metallici hanno una grande varietà di proprietà e possono essere solidi, liquidi o gassosi a temperatura ambiente. Tutti i non metalli, ad eccezione della grafite (forma allotropica di C), non conducono elettricità.

Gli elementi metalloidi sono a cavallo della linea di demarcazione tra metalli e non metalli. Hanno caratteristiche intermedie tra le due classificazioni e alcuni sono semiconduttori.

Gli elementi del settimo gruppo reagiscono con i metalli alcalini formando i sali. Si combinano inoltre con la maggior parte dei non metalli e sono tra gli elementi più reattivi.

Gli elementi dell'ottavo gruppo sono i gas nobili e sono gli elementi meno reattivi. Si trovano tutti allo stato gassoso.

La configurazione elettronica è definita come l'ordine di riempimento dei sottolivelli (orbitali) da parte degli elettroni. Per descrivere la configurazione elettronica, ogni orbitale viene rappresentato come un quadratino dove,

All'interno vengono rappresentati gli elettroni con una freccia, il verso della freccia indica lo spin dell'elettrone. Ogni orbitale è definito da una sigla composta da una lettera e da un numero. Il numero indica il numero quantico principale (livello di energia) e le lettere (s, p, d, f) indicano il numero quantico secondario e quindi il tipo di orbitale. Per esempio: 1s indica un orbitale sferico nel primo livello di energia; il 2p indica 3 orbitali a doppio lobo p nel secondo livello.

Ci sono 3 regole principali per scrivere la configurazione elettronica:

1. Principio Aufbau: si occupano prima gli orbitali a più bassa energia e poi gli altri. La regola di riempimento è quella della diagonale.
2. Principio di esclusione di Pauli: ogni orbitale contiene al massimo 2 elettroni a spin opposto.
3. Regola di Hund: quando si riempiono orbitali degeneri (stessa energia) si colloca un elettrone su ciascun orbitale e poi si completano gli orbitali semipieni.

Per esempio:

Configurazione elettronica dell'ossigeno (Z=8):

La configurazione può anche essere rappresentata tramite la scrittura degli elettroni come esponente della sigla dell'orbitale:

Configurazione elettronica esterna: contiene gli elettroni di valenza che determinano le proprietà chimiche dell'atomo.

(1s)2 (2s)2 (2p)4

Gli elettroni tra parentesi rappresentano gli elettroni interni e corrispondono alla configurazione elettronica del gas nobile più vicino nella tabella.

Gli elementi dello stesso gruppo hanno stessa configurazione elettronica esterna (cambia solo il numero di elettroni e il numero quantico principale).

Gas nobili:

I gas nobili (ottavo gruppo) sono tutti allo stato aeriforme, sono molto stabili, hanno scarsa reattività e si trovano allo stato monoatomico. Sono così stabili perché si trovano allo stato di minore energia della configurazione elettronica esterna: s2 p6 (ottetto).

Regola dell'ottetto: visto che i gas nobili

Raggiungono l'ottetto, questo può essere valido anche per gli altri elementi perché tutti gli elementi tendono ad arrivare allo stato di minore energia possibile. Questa regola vale però solo per gli elementi che usano nella parte esterna solo gli orbitali s e p; se si utilizza anche il d, questo atomo necessiterà di più di 8 elettroni per raggiungere lo stato di minore energia. In generale, però, rimane una regola molto valida. Per esempio, il cloro che ha 7 elettroni di valenza, mette in comune con un altro atomo, un elettrone per formare la molecola Cl ed arrivare quindi all'ottetto.

Proprietà periodiche della tavola periodica

Alcune proprietà degli elementi mostrano andamenti graduali procedendo attraverso un periodo o un gruppo.

1. Volume e raggio atomico: aumentano scendendo nel gruppo e diminuiscono andando da sinistra verso destra nel periodo. Questo si ha perché, scendendo nel gruppo, dall'alto verso il basso, gli

elettroni sono sempre più lontani dal nucleo, infatti all'aumentare di n, aumentano anche le dimensioni degli orbitali. Nel periodo, n rimane lo stesso e quindi anche il raggio degli orbitali dove si collocano gli elettroni; ma, aumenta il numero atomico e insieme ad un aumento degli elettroni, aumentano anche i protoni, come conseguenza abbiamo una maggiore forza di attrazione sugli elettroni da parte del nucleo, questi si avvicinano al nucleo e la dimensione dell'orbitale diminuisce.

Raggio atomico e ioni

Per raggiungere l'ottetto, gli atomi acquistano o perdono elettroni. Tutti partono da un atomo elettricamente neutro che dopo la perdita o l'acquisto di elettroni, si caricano elettricamente. Così l'atomo si trasforma in IONE con una o più cariche elettriche positive o negative.

Cationi (carica positiva, cedono elettroni)

Anioni (carica negativa, acquistano elettroni) I cationi, cedendo 1 o più elettroni, fanno in modo che l'influenza del

nucleo siamaggiore suglielettronirimanenti, perquesto si ha unadiminuzione deiraggi ionici.Per gli Anioni,acquistando 1 opiù elettroni,aumentano la nube elettronica diminuendo in questo modo l’influenza del nucleo facendo così aumentarele dimensioni del raggio ionico.Negli elementi di transizione si ha un piccolissimo cambiamento dei raggi atomici perché all’aumentaredegli elettroni negli orbitali (n-1)d, questi respingono gli elettroni degli orbitali ns compensandol’incremento della carica nucleare dovuta all’aumento di Z. si ha solo un piccolo decremento delledimensioni.

2 Energia di ionizzazioneÈ l’energia necessaria a strappare l’elettrone più debolmente legato all’atomo isolato, allo stato gassoso, eportarlo a distanza infinita dal nucleo.

+ -A+ Energia A +eSe l’atomo, all’inizio, è allo stato neutro, si chiama energia di prima ionizzazione. Questa energia è sempremaggiore di 0

perché deve sempre essere fornita all'atomo. Se lo ione ha carica +1, questa si chiama energia di seconda ionizzazione e così via. Queste sono via via sempre l'una più grande dell'altra perché l'atomo, perdendo sempre più elettroni, aumenta la sua carica positiva e quindi aumenta anche l'energia necessaria per strapparlo dal nucleo. Andamento della tavola periodica. Può essere messa in relazione con la dimensione del raggio atomico; infatti maggiore è il raggio, minore è l'energia che serve per strappare l'elettrone più esterno e quindi minore sarà l'energia di prima ionizzazione.

3 Affinità elettronica

È la variazione di energia (KJ/mol) che si ha quando una mole di atomi neutri in fase gassosa acquista un elettrone.

A(g)+e → A^-(g) ∆E= affinità elettronica

Si può dire che è la misura della tendenza di un atomo di acquistare elettroni per