Appunti di Chimica

Chimica

Teoria atomica di Dalton

• ogni elemento è costituito da minuscole particelle dette atomi
• tutti gli atomi di uno dato elemento sono uguali
• atomi di elementi diversi hanno proprietà diverse
• la reazione chimica comporta il numero di atomi di un elemento in quello di un altro
• nel corso della reazione chimica gli atomi non si creano né si distruggono
• i composti omogenei origine dalle combinazioni di atomi di almeno 2 elementi
• in un dato composto il numero relativo e le specie degli atomi sono costanti

Leggi ponderali nella chimica

• Conservazione della massa (Lavoisier): la massa delle materie delle sostanze che si formano in una reazione chimica è uguale alla somma delle masse dei reagenti.
• Proporzioni definite (Proust): il rapporto tra le masse degli elementi nello stesso composto è costante e indipendente dal modo in cui si ottiene il composto.
• Proporzioni multiple (Dalton): quando due elementi si combinano tra loro per formare più di un composto, le masse di un elemento che si combinano con una data massa dell'altro elemento stanno fra di loro in un rapporto esprimibile da numeri interi piccoli.

N₂O → 3 g N, 0.57 g di O

NO → 6 g N, 0.57 g di O

N₂O₃ → 4 g N, 1.142 g di O → (1 : 2)

N₂O₄ → 6 g N, 2.285 g di O → (3 : 4.57)

N₂O₅ → 4 g N, 2.285 g di O → (1 : 3.5)

Cenni di chimica nucleare

α (nuclei e radium): X la massa maggiore e quindi raggi di curvatura maggiore.

β (elettroni): B la massa uguale a quella degli elettroni e quindi raggi di curvatura minore.

Struttura atomica moderna

e = 1.602 x 10^-19 C

u.m.a. = 1.6605 x 10^-27 kg

Introducendo De Broglie

Si ricava la quantizzazione del momento angolare di Bohr.

ORBITALI ATOMICI

Si può rappresentare il quadrato della funzione d'onda di un elettrone per ricavare la forma dell'orbitale:

• ORBITALI S
• n = 1, 2, 3, 4
• l = 0
• m = 0
• ORBITALI P
• n = 2, 3, 4, 5
• l = 1
• m = -1, 0, +1
• ORBITALI D
• n = 3, 4, 5
• l = 2
• m = -2, -1, 0, +1, +2
• ORBITALI F
• n = 4, 5
• l = 3
• m = -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3

Gli elettroni occupano gli orbitali a minor contenuto di energia assumendo l'opportuna funzione d'onda. In ogni orbitale ci sono max 2 elettroni ed essi hanno spin opposto.

PRINCIPIO DI ESCLUSIONE DI PAULI

In un atomo non possono esserci due elettroni con la stessa funzione d'onda.

PRINCIPIO DELLA MASSIMA MOLTEPLICITÀ (DI HUND)

Se più elettroni occupano orbitali degeneri (aventi stessa energia) essi si distribuiscono con spin paralleli.

ENERGIA DEGLI ORBITALI

1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f < 5d < 6p

Seguendo le frecce verdi l'energia cresce.

Stechiometria

Formula minima

È il rapporto di combinazione minimo con cui gli atomi formano una molecola.

Formula molecolare

Detta anche formula chimica. Indica anche l’abbondanza degli atomi tramite l’indice stechiometrico.

Massa molare

La massa molare di un composto rappresenta la massa in grammi di una mole di quest’ultimo. Coincide con la massa molecolare e si misura in g/mol.

Rendimento (resa) di una reazione

% Resa = ^{Pesa reale}/_{Pesa teorica} × 100

Ossidazioni

Sono reazioni in cui il numero di ossidazione di alcuni elementi varia.

Il numero di ossidazione è la carica formale che un elemento assume in un composto considerando tutti i legami in cui è coinvolto a completa separazione di carica.

L’elemento che perde elettroni aumenta il suo numero di ossidazione e si ossida. L’elemento che acquista elettroni diminuisce il suo numero di ossidazione e si riduce.

ENTALPIA MOLARE IN FORMAZIONE STAND.

come reazione mo relativa alla formazione di 1 mol di sostanza

` Δ<sub>f</sub>H<sup>o</sup> ` misura quanto il composto analizzato risente del comportamento di quello dai suoi costituenti elementari, infatti ` Δf H<sup>o</sup> ` degli elementi è posto convenzionalmente a 0.

` ΔH<sup>o</sup><sub>reaz.</sub> = ΔH<sup>o</sup><sub>prodotti</sub> - ΔH<sup>o</sup><sub>reagenti</sub> `

COMBUSTIONE

• COMBUSTIBILE: composto contenente atomi di carbonio e idrogeno
• COMBURENTE: comburente dell’azoto elettropositivo
• PRODOTTI: generalmente molto stabili

SI LIBERA MOLTA ENERGIA

LEGGE DI HESS

L’entalpia è una funzione di stato perciò la variazione di quest’ultima è indipendente dal cammino della reazione.

` ΔH<sup>o</sup><sub>reaz.</sub> = ∑ ΔH<sup>o</sup><sub>f</sub>(prodotti) - ∑ ΔH<sup>o</sup><sub>f</sub>(reagenti) `

CALORE LATENTE E SENSIBILE

• CALORE LATENTE ` λ ` → ` Q = m λ `
• Q è il calore necessario a cambiare stato
• CALORE SENSIBILE: ` Q ` → ` Q = m c ΔT `
• Q è il calore necessario a cambiare ` T ` di ` ΔT `

PREVISIONI SU ` ΔH `

• rottura legami → assorbimento energia
• formazione legami → cessione energia
• legame ` G > ` più forte di ` X `
• legame tra atomi diversi più forte che tra atomi uguali
• numero di legami da reagenti a prodotti → cessione energia
• legami forti ` C-O, C-H, S-O, H-O, N-H `

2° PRINCIPIO

In natura il calore non passa mai da una sorgente fredda a una calda spontaneamente, non succede quasi mai che in una trasformazione il numero di microstati diminuisca. In un processo spontaneo irreversibile, la variazione di entropia aumenta sempre e quindi aumenta il disordine.

Una trasformazione diventa irreversibile se l’entropia dell’universo aumenta. ` ΔS = ΔS<sub>sist.</sub> + ΔS<sub>ambiente</sub> > 0 `

Le reazioni avvenute fino a quando ΔS_tot. non raggiunge il massimo valore.

Anfoteri

Si dicono elettroliti anfoteri quelle specie chimiche in grado di comportarsi da:

• Acido in presenza di una base più forte del suo comportamento da base
• Base in presenza di un acido più forte del suo comportamento da acido

Elettroliti

• Si dicono elettroliti forti quei sali che reagiscono in acqua in direzione completa (k_c grande)
• Si dicono elettroliti deboli quelli che reagiscono in acqua in direzione reversibile (k_c piccola)

pH

Il pH di una soluzione ne indica l'acidità:

p = log → pH = -log[H⁺] → pOH = -log[OH^-]

Ad esempio una soluzione [H⁺] = 10^-2 ovvero pH = -log 10^-2 = log 10² = 2

[H⁺][OH^-] = k_w = 10^-14 → [H⁺] = [OH^-] → pH + pOH = log 10^-14 = 14

La scala di acidità di una soluzione va quindi da pH = 0 (stato acido) a pH = 14 (stato basico).

Una soluzione è neutra quando pH = 7.

Calcolo del pH di acidi e basi forti

La concentrazione di acido sarà data da [H⁺]_tot = [H⁺]_acqua + [H⁺]_acido, ma dal momento che k_w rimane costante l'effetto [H⁺] acido fa sì che [H⁺]_acqua ≈ (≈10^-7 M), diminuendo a causa della presenza degli ioni H⁺ dell'acido, perciò in approssimazione può scriversi che [H⁺] dipende da acido forte dalla stechiometria della reazione HA → H⁺ + A^-.

Si vede che [H⁺]_tot = [HA^-]_tot (nell'acido) e quindi [H⁺]_tot = [HA]_t, perciò pH = -log [HA]

Lo stesso ragionamento vale per le basi forti, per cui in una reazione BOH → B⁺ + OH^- vale [OH^-] tot = [BOH] e quindi pH = 14 - pOH = 14 - (-log [BOH])

Diluite

Considera una soluzione elettrolitica diluita [H⁺]^t - [A^-] - [OH]^- è

[A^-] - [HA]^-

k_m = [OH]^-[1]_tot → [OH]^- = k_w[1]_t^-1

Sostituendo si ottiene:

[H⁺]₂^-[HA]^-[1]^-t⁺ [H⁺]^t - k_w = 0

La formula ricavata è quella usata per il calcolo del pH, ma per soluzioni poco diluite [H⁺] ≈ 10^-1 M

Dei che la mia [H⁺]^{-- [1]_t- = [S-]2 - [A-]}