Appunti di Chimica Generale e inorganica

Concetti fondamentali

-Ogni composto puro è costituito da una composizione costante. Il rapporto in peso degli elementi che lo compongono non varia da campione a campione (Proust)

-Miscele omogenee a livello molecolare sono composte da diversi composti ma è una miscela omogenea.

In tutte reazioni chimiche la massa si conserva.

-Teoria atomica Dalton: ciascun elemento formato particelle dette atomi. Atomi di un elemento sono uguali tra loro, quelli di elementi diversi hanno proprietà differenti. Atomi non scompaiono e sono indistruttibili.

-Composti si formano per combinazione di più atomi di un elemento. Un composto ha un numero relativo di atomi di ciascun elemento costituente.

Struttura atomica Thomson (1897) dimostra che raggi catodici sono composti di particelle cariche negativamente, gli elettroni, la struttura di T è carica positivamente (atomo, che contiene carica positiva) con dentro

elettroni.

Rutherford (1909) fa esperimento in cui diffonde particelle alfa da parte di una sottile lamina d'oro: maggior parte passa indisturbata, altre deviate di angoli anche grandi. Si scopre così

che atomo è prevalentemente vuoto. La massa è concentrata in un nucleo estremamente denso attorno al quale si muovono gli elettroni. Particelle

positive-protoni, particelle negative-elettroni.

AZ

- X: A n° di massa (nucleoni=protoni+neutroni), Z n° atomico (n° protoni).

Isotopi atomi con ugual numero atomico ma diverso numero di massa (numero protoni è caratteristico di un dato elemento, il numero di neutroni no.

Si costruisce una fascia di stabilità, gli isotopi al di fuori di questa sono radioattivi.

Massa atomica relativa (MA) o peso atomico (PA) è il rapporto della massa atomica media di un elemento con 1/12 della massa di un atomo di 12C.

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Unità di massa atomica è 1u = 1,661x10 Kg

Mole quantità di sostanza che contiene un numero di particelle elementari pari al numero di atomi contenuti in 12g dell'isotopo 12C. Numero di

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particelle contenute in 1 mol di composto = 6,022x10 particelle/mol, numero di Avogadro.

Massa molare (M) numericamente è uguale al peso atomico dello stesso elemento (peso atomico per Na), è in g/mol.

n° mol = g/PA la M (massa molare), per un composto puro è la somma di tutti pesi atomici che lo compongono: Abbiamo: PM(AaBbCc)=a(PAa)+b(PAb)+c(PAc)

Molecole: atomi si combinano reciprocamente a formare molecole. -> Il PM non ha unità di misura, si mette poi: PM=M=g/mol

composti ionici (ione è un atomo che perde o acquista elettroni, diventando elettricamente carico. Un metallo tende a perdere elettroni formando un catione (positivo, con ugual numero di elettroni del gas nobile più

vicino), un non metallo a acquistare elettroni, formando un anione (negativo). I composti ionici sono elettricamente neutri (hanno cariche bilanciate). Ioni tenuti insieme da forze elettrostatiche, sonoduri e hanno alto

punto di fusione.

1 mole di NH3 -> 1 mole di N e 3 mole di H.

Peso molecolare (PM) o massa molecolare (MM) (somma dei pesi atomici di tutti gli elementi che costituiscono la formula chimica del composto).

Composizione percentuale (%N) composizione % di NH3 -> %N = g /g x100

N NH3

-Formula minima indica elementi che costituiscono il composto, formula molecolare indica elementi e il numero effettivo di atomi di ciascun elemento. Formula molecolare = massa molecolare/massa formula minima

(SxOy con x e y n° di moli di S e O), il fattore che viene va moltiplicato per pedici della minima.

Composizione percentuale in massa (massa%) massa% = massa dell'elemento in una mole di composto/massa di una mole di composto x 100

Stechiometria bilancio i metalli, non metalli, H e gli O.

-Reagente limitante: limita quantità prodotto che può essere formata. Reagente limitante è reagente in difetto in una reazionechimica, si consuma completamente.

-Reagente in eccesso: presente in quantità di moli maggiore rispetto a quella necessaria per reagire completamente con il limitante.

-La resa teorica: quantità massima di prodotto ottenibile dalla reazione, dipende dal reagente limitante. in g o mol

-La resa reale: è quantità reale di prodotto ottenuto nella reazione. n(ottenute)/n(teoriche) x100 (%).

-La resa %: resa reale/resa teorica x100

Reazioni in soluzione una miscela omogenea di due o più sostanze in un'unica fase è una soluzione. Il componente presente in maggiore quantità, è detto solvente l'altro è il soluto.

-soluzioni acquose: il solvente è acqua, soluto è un gas, liquido, gas.

-dissoluzione: un composto introdotto in solvente liquido forma una miscela omogenea con esso. Composti ionici formano soluzioni di elettroliti dissociandosi negli ioni che li compongono. Elettroliti deboli: si

dissociano solo parzialmente in ioni quando dissolti in acqua. Elettroliti forti. Si dissociano completamente. Ci sono i non elettroliti che quando sciolti in acqua non si dissociano ma si dissolvono come molecole intere.

-numero di ossidazione: lo stato di ossidazione indica il numero formale di elettroni persi o acquisiti nella formazione di unlegame. Il numero di ossidazione è positivo se ha formalmente perso elettroni, negativo se li

ha accettati. La somma algebrica dei n.o. dei singoli atomi è uguale alla carica dello ione o molecola. (n.o. elemento puro è zero, in ione somma dei n.o. degli atomi che lo costituiscono è uguale alla carica netta, F

sempre -1, H ha +1, O ha -2, gruppo 16 hanno tutti -2, gruppo 17 tutti -1.

Redox reazioni in cui si verifica un trasferimento di elettroni con conseguente variazione del n.o. di almeno un elemento.

C'è un agente riducente che perde elettroni (si ossida), il n.o. aumenta, e un ossidante che li acquista (si riduce), n.o. dim.

Meccanica quantistica luce è radiazione elettromagnetica (onda composta da campo elettrico e magnetico perpendicolari

tra loro, oscillanti. Spettro elettromagnetico: luce sole composta radiazioni elettromagnetiche a diverse lunghezze d'onda

e frequenze, che possono essere separate per passaggio attraverso un prisma. Lo spettro è convenzionalmente diviso in

regioni spettrali ma è un insieme continuo in cui lunghezza d'onda e frequenza possono assumere qualsiasi valore.

La fisica classica non spiega: il corpo nero (assorbe tutte le radiazioni che lo colpiscono senza rifletter nulla e emette

sotto forma di radiazione termica. E per la classica l'intensità cresce all'infinito al diminuire della lunghezza d'onda

(catastrofe ultravioletta), sperimentalmente intensità diminuisce a basse e alte lunghezze d'onda.

Max Plank introdusse concetto di energia quantizzata: l'energia può essere assorbita o emessa dagli atomi solo in quantità

discrete dette quanti. La radiazione emessa dagli atomi ha valori discreti che dipendono dalla frequenza della radiazione

stessa. Energia minima scambiata da un singolo oscillatore è E = hf la radiazione emessa può avere solo energia multiple di hf. H è costante di Plank -> 6,3 x 1034 js.

-Effetto fotoelettrico quando si irradia con una radiazione elettromagnetica una certa superficie metallica, essa emette elettroni. Da meccanica classica ci si aspettava che si sarebbe vista un'emissione di elettroni,

elettroni emessi con energia cinetica maggiore man mano che si aumentava l'intensità della radiazione (luce blu). Quello che viene fuori invece non è aumento di K ma gli elettroni venivano emessi in numero maggiore.

Si nota che se si irradia un certo tipo di metallo con certa radiazione con una certa lunghezza d'onda, non si ha emissione di elettroni. Diminuendo la lunghezza d'onda si ha emissione. Si conclude che se la lunghezza

d'onda è maggiore di un tot non si ha emissione di elettroni, è necessaria una certa lunghezza d'onda e frequenza, tipiche del metallo, per emetterli. Le energie cinetiche variano con la frequenza.

-Einstein mette insieme teorie di Plank al suo studio dell'effetto fotoelettrico: la luce ha proprietà corpuscolari, può essere descritta come un fascio di particelle (fotoni), ognuna con energia discreta (E = hf). Non è più

un'onda ma è anche corpuscolare. Dualismo onda-particella (entrambi modi di descriverla sono due "modelli" che spiegano solo alcune delle caratteristiche della luce.

La luce emessa dagli atomi di un elemento è composta da radiazioni con specifiche lunghezze d'onda, non è continuo (per fisica classica avrebbe dovuto esserlo). Implica che energia emessa dagli atomi non è continua,

ogni atomo emette solo in determinate regioni. Il modello di Rutherford non è corretto, particella caria muove di moto accelerato, emette energia, per fisica classica elettrone seguirebbe spirale, sbagliato.

-Bohr nel 1913 studiando l'atomo di H propone nuovo modello. Postulati: elettroni percorrono orbite stazionarie con determinato raggio e energia. Elettrone non emette energia quando si trova in un'orbita premessa.

Elettrone assorbe energia o la emette solo quando passa da un livello ad un altro, energia emessa come fotone con E = hf. La differenza di energia tra due livelli è correlata alla frequenza delle righe dello spettro dell'H.

Prendiamo atomo di H nel livello energetico più basso, stato fondamentale, e a ogni livello associo un numero, il numero quantico. Nel caso dello stato fondamentale è uguale a 1. Quando viene eccitato, l'elettrone

passa all'orbita successiva assorbendo energia, tornando allo stato fondamentale riemette la stessa quantità assorbita per fare il salto.

-De Broglie scoprì che anche elettrone ha dualismo onda-particella, possiamo quindi descrivere ogni particella come onda (tranne particelle troppo piccole). Nasce la meccanica quantistica: per vedere posizione di

elettrone bisogna individuarlo con una luce, perturbandolo.

-C'è poi pero il principio di indeterminazione di Heisenberg, dice che non è possibile determinare contemporaneamente le proprietà (energia e posizione) di una particella elementare.

-Successivamente Schrodinger che dice: l'elettrone nell'atomo si comporta come un'onda stazionaria, onda confinata all'interno di uno spazio, non si propaga, ma oscilla tra due punti. Per ogni sistema c'è un'equazione

d'onda le cui soluzioni sono funzioni d'onda. Soluzioni dipendono da numeri detti quantici. Ad ogni soluzione dell'equazione sono associati dei numeri quantici. Il quadrato della funzione d'onda è densità di probabilità

(area in cui c'è probabilità di trovare elettroni).

Configurazione elettronica abbiamo: n = numero quantico principale (dice E orbitale), l = numero quantico secondario (dice forma orbitale),

m = numero quantico magnetico (dice orientazione dell'orbitale). A ogni set di numeri quantici corrisponde un orbitale.

l

Quelli con numero quantico secondario uguale a zero sono orbitali s (sferici con al centro probabilità di trovare elettroni),

1s, 2s, 3s, probabilità sempre maggiore di trovare elettroni.

Quelli con numero quantico secondario uguale a uno, abbiamo tre numeri quantici magnetici, sono gli orbitali p. Fatti a

infinito, tutti hanno un nodo (zona dove probabilità di trovare elettroni è zero). Hanno tre orientazioni.

Quelli con numero quantico secondario uguale a due, abbiamo gli orbitali d. Hanno quattro lobi, cinque orientazioni

diverse (yz, xz, xy, x^2, y^2, z^2).

Quelli con numero quantico secondario uguale a tre sono gli orbitali f.

-Si ipotizzò poi che gli elettroni hanno uno spin, girano su se stessi e questa rotazione generasse un B che dipendesse dal senso della rotazione. Rotazione descritta

anch'essa da un numero quantico, numero quantico di spin che ha due valori possibili, -1/2 e +1/2.

-Gli elettroni occupano il livello 1s nello stato fondamentale.

-Il 2s ha energia minore del 2p, per via dell'effetto schermo. Gli elettroni presenti negli orbitali più vicino al nucleo, schermano il nucleo per gli elettroni più lontani.

La distribuzione di probabilità radiale è la probabilità di trovare l'elettrone su superficie sferica di raggio r. Orbitali con distribuzione di probabilità radiale più alta vicino al nucleo (e quindi densità di probabilità bassa)

hanno minore energia ma schermano meglio gli elettroni più esterni.

-Due orbitali con uguale energia sono detti degeneri.

-Capacità penetrante: 3s>3p>3d --> E3s<E3p<E3d.

-Come riempiamo gli orbitali? Principio di esclusione di Pauli. In un atomo due elettroni non possono avere la stessa serie di quattro numeri quantici.

Ogni orbitale è occupabile solo da due elettroni con spin opposto.

-Nel caso si orbitali degeneri, la configurazione elettronica favorita è quella a energia minore. Elettroni vengono messi in orbitali differenti con spin paralleli.

In generale un sottolivello pieno o semipieno è energeticamente più favorevole (Cr, Mo, Cu, Pd, Ag, Au).

Dimensioni atomiche determino dimensioni atomo considerando solido o la sostanza elementare. Calcolo raggio atomico di legame, metà della distanza tra centri di due atomi uguali.

Più elettroni abbiamo nei livelli esterni, più atomo sarà piccolo: elettroni più esterni sono meno attratti dal nucleo perché schermati dagli elettroni più vicini. Più elettroni abbiamo

all'esterno (essendo la schermatura la stessa), la forza attrattiva che questo elettroni esterni esercitano è maggiore, tantopiù è maggiore è il loro numero. Esempio: Be dimensioni > Li,

nonostante il Li abbia più elettroni.

-Abbiamo il raggio ionico: abbiamo a che fare con cationi e anioni ottenuti togliendo o aggiungendo elettroni ad atomi neutri. Si avrà squilibrio di cariche positive e negative: in un

Anione avremo nel nucleo meno cariche positive, non abbastanza per attrarre gli elettroni, ciò lascia l'atomo anione più espanso rispetto al suo corrispettivo neutro. E viceversa per il catione. Raggio atomico ha

andamento periodico. Abbiamo l'energia di ionizzazione: necessaria a rimuovere un elettrone da un atomo allo stato gassoso. È sempre positiva (sempre fornire energia per togliere). Se parliamo di atomo neutro è

energia di prima ionizzazione, se ione positivo, energia di seconda ionizzazione. È periodica e aumenta da sx a dx (periodo) e diminuisce lungo il gruppo. Metalli la hanno bassa, tendono a perdere, vanno a formare la

configurazione elettronica precedente.

-L'affinità elettronica: altra proprietà periodica, contrario dell'altra, questa ci dà indicazione su quanto un atomo neutro gassoso ha tendenza ad accettare elettroni. Aumenta da sx a dx sulla tavola, è favorito processo di

prendere elettroni, ossigeno tende a perdere elettroni.

Tavola periodica Metalli alcalini: teneri, bassa E ionizzazione che determina alta reattività, reagiscono con H a dare idruri, con alogeni a dare Sali, con O ossidi. Alcalino terrosi: configurazione più stabile degli

Chimica generale Pagina 1

Tavola periodica Metalli alcalini: teneri, bassa E ionizzazione che determina alta reattività, reagiscono con H a dare idruri, con alogeni a dare Sali, con O ossidi. Alcalino terrosi: configurazione più stabile degli

alcalini, duri, E ionizzazione bassa ma meno degli alcalini, reattività aumenta scendendo nel gruppo. Con O danno ossidi. Calcogeni: gruppo 16, configurazione esterna s2 p4, tendono ad acquisire elettroni e

raggiungere configurazione elettronica del gas nobile che segue, reagiscono facilmente con non metalli. Hanno forme allotropiche, allo stato elementare esistono tutti in forme diverse (zolfo cristallino, zolfo plastico).

Alogeni: dx tavola, tendono a perdere elettroni, reattivitàì marcata. Cl alogeno più importante, reagisce in soluzioni basiche a dare candeggina (ione ipoclorito), reagiscono con metalli a dare Sali. Gas nobili:

configurazione è stabile (livello completo), strappargli elettroni è molto difficile, NON hanno reattività (molto bassa), noti solo pochi composti di gas nobili.

Legami chimici tra due atomi avviene una reazione, i loro elettroni si riorganizzano formando un legame.

-L'elettronegatività è tendenza di un atomo ad attrarre elettroni all'interno di una molecola (legata all'energia di ionizzazione). Vari modi per calcolarla, più utilizzata è la scala di Pauling.

Gli atomi formano legami perdendo, acquistando o mettendo in condivisione elettroni. A seconda della loro elettronegatività diventeranno parzialmente carichi negativi (alta, quindi attraggono elettroni) o positivi

(bassa elettronegatività). Elettronegatività è maggiore da sx a dx della tavola.

-Il numero di ossidazione indica il numero formale di elettroni persi o acquisiti durante formazione del legame. Atomo positivo ha formalmente perso elettroni, negativo se ha accettato elettroni.

Legame ionico: tipico composti con alti punti di fusione, solubili in solventi polari, conducono elettricità, uno o più elettroni di valenza si trasferi