Appunti di Chimica

MATERIA

• Si può presentare principalmente in 3 stati di aggregazione: solido - liquido - gassoso
• Si può presentare come:
  1. Sostanze elementari
  2. Composti
  3. Miscugli omogenei
  4. Miscugli eterogenei
• Gli elementi naturali sono quelli presenti nella tavola periodica, attualmente sono 112.

FORMULE CHIMICHE

• Formula minima: formula molecolare ridotta ai minimi termini
• Formula molecolare: rappresenta la costituzione atomica di una molecola

ATOMI

Costituente fondamentale della materia, è composto da un nucleo e da elettroni

• Nucleo: composto da neutroni e protoni
  • Neutroni: 10^-27 kg
  • Protoni: 10^-27 kg, +10^-19 C
• Elettroni: 10^-31 kg, -10^-19 C

NUMERO ATOMICO

Z: numero di protoni, differenzia un elemento da un altro

NUMERO DI MASSA

A: protoni + neutroni, definisce un nuclide

ISOTOPI: Nuclei diversi di uno stesso elemento con stesso Z ma diverso A, hanno tutte stesse proprietà chimiche.

IONE: Atomo che ha perso o acquistato un elettrone rispetto all'atomo neutro.

PESO ATOMICO: È la massa relativa rispetto al nucleo e alla sua composizione isotopica naturale. È calcolato in uma.

MOLE: Quantità di sostanza che contiene tanti particelle elementari quanti gli atomi contenuti in 12 g di ₆C¹², = N_a = 6.022.10²³ mol^-1

MASSA MOLARE M: M = m(g)/n(mole) , ossia è il rapporto tra la massa di un composto e la sua quantità di sostanza. Coincide numericamente con il peso atomico.

u.m.a = ¹/_NA . 1.66 . 10²⁴ g m^-1

DIMENSIONI ATOMICHE

Le dimensioni degli atomi dipendono in massima dal numero n. In generale definisco anicio il raggio atomico, ossia la metà della distanza tra due atomi legati covalentemente.

• aumento lungo un gruppo
• diminuisce lungo un periodo

GAS NOBILI

Gas del 18° gruppo. Hanno configurazione elettronica completa. Sono molto inerti.

METALLI DI TRANSIZIONE

Elementi nei quali la configurazione elettronica prevede il completamento degli orbitali d e f.

METALLI E NON-METALLI

Metalli: elementi con minor numero di elettroni esterni e bassa energia di ionizzazione.

Non-metalli: ricchi di elettroni esterni e alta energia di ionizzazione.

REGOLA DELL'OTTETTO

• Ogni atomo che coinvolge orbitali "s" e "p" nel legami
• in una molecola può formare al massimo 2/0
• essere circondato da massima di 4 coppie elettroniche

Ibridazione

In molti molecole risulta impossibile dare una spiegazione agli angoli di legame sperimentali e possiamo in prima approssimazione sul metodo VSEPR, ossia il VSEPR non spiega il perché gli angoli tra legami varino oppure quantomeno non da una spiegazione esustiva in teoria dell'ibridazione ne da una esaustiva e quantu-meccanica.

Orbitali Ibridi

Lineare

Trigonale

Tetraedrico

Trig. bipiramidales ottaedrico

Per determinare l'ibridazione di un atomo solitamente basta considerare la sua struttura prevista dal VSEPR e riconducir il ribono librico.

Elettronegatività

• Misura della tendenza di un atomo ad attrare le coppie di legame è periodico, cresce lungo un periodo e diminuisce lungo un gruppo.
• Valori riportati in tabella sono per stato gassoso anchepossono subito brusche modificheè isolato o se l'atomo faccia parte di composti più o meno complessi.

GEOMETRIA COMPOSTI IONICI

• Ogni ione tende ad essere circondato da un massimo numero di ioni opposti, in modo da massimizzare l'attrazione e minimizzare l'energia.
• Uno ione A tende a coordinare intorno a sé un numero di ioni opposti B che dipende approssimativamente dalle loro dimensioni relative, dal rapporto tra i loro raggi e dal rapporto stechiometrico nel composto ionico A_nB_m.

FORZE DI VAN DER WAALS

MOMENTO DI DIPOLO

• Dato 2 cariche q di segno opposto e d la loro distanza si definisce momento dipolare: μ = q d
• Questo momento è presente anche nelle molecole "polari" in cui si vengono a creare 2 cariche parziali δ⁺ e δ^- e il momento μ = δ d è orientato dalla carica negativa verso la positiva.
• Si chiamano forze di Van Der Waals le forze attrattive e repulsive tra molecole dovute a forze intermolecolari dovute alla presenza di dipoli.

FORZA DI LONDON

• Sono forze dovute alla presenza di dipoli istantanei, ossia dipoli dovuti al moto casuale degli elettroni che possono far variare il baricentro delle cariche negative determinando per un istante un dipolo che si trasmette per induzione ad un atomo adiacente.
• La forza di London è proporzionale alla polarizzabilità della molecola, ossia alla sua capacità di creare un dipolo in presenza di un campo elettrico.

Gas Reali

• Per adattare l'equazione dei gas reali, si devono considerare 2 fattori:
1. Il volume effettivamente occupato dalle particelle
2. Interazioni e forze tra particelle, che portano a:

(P + ^an2/_V²)(V-nb) = nRT

con b = volume proprio e a = fattore di attrazione molecolare

Discostamento dal Modello Ideale

• Si definisce Z = PV/nRT, il fattore di comprimibilità di un gas.
• Per un gas ideale è sempre Z = 1
• Per un gas reale il comportamento di Z si discosta a seconda del gas, ma tende a 1 per P che tende a zero e T grande.
• Esiste per ogni gas un T₀ tale che Z > 1 per ogni stato del gas, T₀ è la temperatura di Boyle.

Diagramma di Fase

Un diagramma di fase è un diagramma che descrive lo stato di aggregazione di una sostanza per ogni coppia di valori (P,T).

Diagramma dell'acqua:

Equilibrio Chimico

• Si dice che una trasformazione è all'equilibrio quando il numero di particelle che si trasformano in prodotti è uguale al numero di particelle di reagenti che si riformano nell'unità di tempo.
• Per un dato sistema all'equilibrio, è costante a temperatura costante la costante di equilibrio:

• La costante di equilibrio può anche essere espressa in funzione delle pressioni parziali dei gas coinvolti:

• Uso di reazioni:
• Quando la reazione coinvolge solo fasi gassose, le concentrazioni o le pressioni di queste ultime compaiono.
• La costante di equilibrio di una reazione è legata all'energia libera associata nel seguente modo:

Da qui: