Appunti di Chimica (esame primo anno)

Chimica

(1) Atomo

Alla fine del 1700 ci furono 3 importanti osservazioni chimiche:

• Legge della conservazione della massa (Lavoisier) - "nulla si crea e nulla si distrugge, tutto si trasforma". Questo indica che tutti i reagenti si devono necessariamente trasformare nei prodotti.
• Legge della composizione definita e costante (Proust) - "Indipendentemente dalla sua fonte, ogni composto chimico è costituito dagli stessi elementi con le stesse frazioni in massa".
• Legge delle proporzioni multiple (Dalton) - "Se 2 elementi A e B reagiscono per formare 2 composti AB e AB₂, le diverse masse di B, che si combinano con la massa fissa di A, possono essere espresse come rapporto di numeri interi piccoli".

Teorie atomiche

Dalton - La primissima teoria che cerca di spiegare un modello atomico è quella di Dalton, tramite 4 postulati:

1. Tutta la materia è costituita da atomi.
2. Gli atomi di un elemento non si possono trasformare in atomi di un altro elemento.
3. Tutti gli stessi elementi hanno proprietà identiche, diverse dagli altri.
4. I composti sono formati dallo stesso rapporto.

Thompson

Thompson sfrutta il tubo di Crookes (tubo di vetro alle cui estremità sono saldate due piastre collegate ad un generatore) → quando la pressione diminuisce il catodo emette una leggera luminescenza: raggio (catodico)

lo scienziato collega due piastre (una positiva e una negativa) generando un campo elettrico. Si accorge che il raggio deflette verso quella positiva per cui nel raggio dovevano essere presenti particelle negative.

NB. sostituendo il c. elettrico con c. magnetico riesce a calcolare la carica specifica.

Millikan

con il suo esperimento consolida la teoria di Thompson.

Nella parte A le gocce d’olio venivano nebulizzate e in seguito, tramite un foro passavano nella parte B. I raggi x in questo scomparto facevano sì che si attaccassero gli elettroni alle gocce d’acqua. Grazie alle piastre elettriche Millikan per equazioni Fe e Fp, riuscendo a calcolare la masse delle gocce d’olio e notando che erano tutte proporzionali ad una costante −16.10⁻¹⁹C, carica dell’elettrone.

Rutherford

Modifica l’idea di Thompson. Utilizza i raggi α e ne studia la loro traiettoria durante il passaggio attraverso la materia (lamina d’oro). La maggior parte di esse attraversava la materia mantenendo la traiettoria rettilinea.

2) Legami Chimici e Teoria

• INTRAMOLECOLARI tra atomi
  • IONICO

    Legame di natura elettrostatica, gli elettroni sono trasferiti da atomi con bassa energia di ionizzazione ad atomi con elevata affinità elettronica (formano reticolo cristallino).

    • Δe > 1,7

    L'energia che si viene a liberare si calcola tramite il ciclo di Born-Haber = calore di formazione.

  • COVALENTE

    Quando 2 atomi sono lontani prevalgono le forze di attrazione, in questo modo gli atomi tendono ad avvicinarsi e a creare un legame. Visto però che le forze repulsive aumentano più rapidamente, ad un certo punto repulsione e attrazione saranno uguali. In questo punto l'energia è minima e si forma il legame (es. Molla).

    Il legame covalente mette in comune gli elettroni e può essere:

    • omopolare Δe = 0
    • eteropolare 0 < Δe < 1,7

    È importante conoscere l'ordine di legame.

NB: carica formale = el. stato di valenza - (el. solitari + ½ elettroni condivisi) NB: dativo

• METALLICO: legame che tiene uniti gli atomi metallici all'interno del solido.
  • I metalli perdono facilmente gli elettroni spaiati.

Stati di Aggregazione

GAS

Occupano tutto lo spazio disponibile perché non hanno forma e le particelle sono libere di muoversi. La loro temperatura è misura della velocità media delle particelle. Le leggi dei gas descrivono il comportamento fisico di 4 variabili (p, t, v e n).

• Le leggi descrivono gas ideali ma non esiste nessun gas realmente ideale.

modello GAS IDEALI

Le leggi si basano su un modello semplificativo dei gas che devono rispettare le seguenti regole:

1. Le particelle sono in continuo movimento secondo traiettorie irregolari
2. Le sue particelle sono puntiformi
3. Tra le particelle non esistono interazioni, nel senso che non reagiscono
4. Gli urti sono elastici

Questo modello definisce 3 leggi:

1. Isoterma → se la temperatura resta costante allora lo sarà anche il prodotto pV → se k allora anche Ec = k Per cui se V aumenta le particelle si diradano e quindi p diminuisce (p1V1 = p2V2)
2. Isobara → se p resta costante allora lo sarà anche V/t (Charles) k → maggiore t maggiore Ec di conseguenza se p resta costante deve aumentare V V=V0 + V0 · 1 t

Caratteristiche dei cristalli:

• Polimorfismo: quando una sostanza cristallizza in modo diverso a seconda delle condizioni → dà origine ad una diversa struttura reticolare
  • es) SiO₂ quarzo tridimite cristobalite

  Allotropia → tipo di polimorfismo che interessa gli elementi puri allo stato solido

  • es) C₄ diamante grafite
• Isomorfismo: due o più sostanze danno origine a cristalli con proprietà geometriche molto simili

• Composti ionici
  • Il legame ionico non è direzionale e quindi si può ragionare in termini di impacchettamento di ioni
  • Rese massime le interazioni elettrostatiche

legge di azione di massa

Quando non è in equilibrio, attraverso la stessa formula (calcolo il quoziente di reazione Q

Posso in questo modo valutare che cosa sta succedendo alla reazione

• se Q > k procle verso sinistra
• Q < k procle verso destra
• Q = k equilibrio

Quando una reazione è eterogenea (ha più fasi) non si considera lo stato solido.

Quando le reazioni sono in fase gassosa

kp = pC^c pD^q / pA^a pB^b

kc = kp(Rt)^-Δn

principio di lechatelier

«se una sollecitazione esterna pertruba l’equilibrio il sistema reagirà ripristinandolo ».

• concentrazione → l'equilibrio si sposta verso quello in difetto
• temperatura
  • endotermica → se aumento T va verso dx
  • esotermica → se aumento T va verso sn
• pressione → sposta l'aumentando, la reazione verso stessa cosa dove ci sono meno molecole del volume