Appunti di Chimica, prof. Argurio, libro consigliato Fondamenti di chimica, Schiavello

Appunti di Chimica

A cura di uno studente

Docente: Pietro Argurio

CHIMICA - PIETRO ARGURIO

LEZIONE 27-09-17

LIBRI: M. SCHIAVELLO L. PALMISANO - FONDAMENTI DI CHIMICA EDISES

I. BERTINI F. MANI - STECHIOMETRIA AMBROSIANA

INTRODUZIONE

LA CHIMICA È UNO STRUMENTO CHE È IN MANO ALL'UMANITÀ

E L'UMANITÀ NE PUÒ FARE O UN BUON USO O UN CATTIVO USO.

IMPORTANTE È IL CONNUBIO CHIMICA-AMBIENTE, ESSO VA

PRESERVATO ATTRAVERSO UNO SVILUPPO SOSTENIBILE. QUEST'ULTIMO

CIEA BENESSERE PER LE GENERAZIONI PRESENTI GARANTENDO

QUELLO DELLE GENERAZIONI FUTURE.

DAL 1980 LA CHIMICA È STATA LA PRIMA SCIENZA CHE HA

ABBRACCIATO IL CONCETTO DI SOSTENIBILITÀ AMBIENTALE.

STORIA DELLA CHIMICA

ANTOINE LAURENT DE LAVOISIER (1743-1794) PUÒ ESSERE CONSIDERATO

IL PADRE DELLA CHIMICA MODERNA, DOVE LA CHIMICA

È INTESA COME UNA DISCIPLINA SCIENTIFICA IN CUI L'AVANZAMENTO

DELLA CONOSCENZA È BASATO ESCLUSIVAMENTE SU FATTI

SPERIMENTALI INTERPRETABILI E RIPRODUCIBILI.

LA DOMANDA CHE SI POSE LAVOISIER È: "SE IO PARTO DA DUE

REAGENTI A B ED OTTENGO DUE PRODOTTI, C'È UNA RELAZIONE

TRA LA MASSA DEI PRODOTTI E LA MASSA DEI REAGENTI?"

LAVOISIER FECE UNA SERIE DI ESPERIMENTI, E SI RESE CONTO

CHE DURANTE UNA TRASFORMAZIONE CHIMICA LA MASSA SI CONSERVA.

QUESTO È UN PRINCIPIO FONDAMENTALE DELLA CHIMICA DETTO APPUNTO

PRINCIPIO DI CONSERVAZIONE DELLA MASSA.

Una mole numericamente pesa quanto la massa del singolo atomo

Quando abbiamo a che fare con una molecola per capire come essa è fatta abbiamo bisogno della formula molecolare. Essa è una rappresentazione grafica che ci aiuta a capire come è fatta quella singola sostanza. Per poter identificare in modo univoco una molecola non è necessario avere la formula molecolare, ma basta già la formula minima.

La formula minima ci dà due informazioni importanti rispetto ad una molecola:

• Quali sono gli atomi che costituiscono la molecola
• In che rapporto si trovano gli atomi all'interno della molecola

La formula molecolare ci dà le stesse informazioni che ci dà la formula minima ed in più ci dice effettivamente quanti atomi di ogni elemento sono contenuti in una molecola.

Questo esperimento dimostrò definitivamente che l'atomo non era una distribuzione continua di elettroni e protoni.

In seguito a queste scoperte, Rutherford fece un modello atomico molto simile a quello che usiamo oggi: un nucleo composto da protoni e gli elettroni si muovono attorno al nucleo. Se stessero fermi le due cariche positiva e negativa tenderebbero ad attrarsi ed entrerebbero in collisione.

Quindi l'elettrone va ad una velocità tale da bilanciare la forza coulombiana di attrazione attraverso la forza centrifuga.

L'approssimata

Coulomb

Il problema di questo modello era che l'elettrone, essendo una particella carica muovendosi genera intorno a se un campo elettromagnetico, questo fenomeno provoca una perdita di energia cinetica ed una conseguente perdita di velocità. Vi è inoltre una diminuzione della forza centrifuga con conseguente collisione elettrone nucleo (traiettoria rossa).

Il modello atomico di Rutherford non è stabile per la meccanica classica, ma è spiegabile dalla meccanica quantistica.

Max Planck (1858-1947) introdusse la meccanica quantistica. La meccanica classica non riusciva a spiegare l'emissione di luce nello spettro del visibile da parte di un corpo nero e per questo che

Lezione 04-10-17

Werner Karl Heisenberg - Erwin Schrödinger studiarono in modo indipendente la forma degli orbitali atomici, il primo tramite l'algebra delle matrici ed il secondo tramite delle equazioni differenziali. Entrambi arrivarono alla stessa equazione:

Hψ = Eγψ

• H = Hamiltoniano (matrice)
• E = livelli energetici concessi per il moto dell'elettrone
• ψ(x,y,z) = funzione d'onda
• ψ² = forma orbitale atomico

All'interno di questa equazione, sono presenti i numeri quantici, che ci permettono di trovare i coefficienti della funzione d'onda.

• m = numero quantico principale, esso assume valori interi positivi (1, 2, 3, ..., m) e rappresenta il livello energetico (E = 0) in cui sta l'elettrone.
• l = numero quantico secondario, detto del momento angolare, l assume valori 0 ≤ l ≤ (m-1) interi.
• m_l = numero quantico del momento magnetico, dovuto al movimento di una particella carica che genera un campo magnetico, esso assume valori -l ≤ m_l ≤ l intem.
• m_s = numero quantico di spin dovuto alla rotazione che compie l'elettrone attorno al proprio asse, esso assume 2 valori m_s = ±¹⁄₂.

m_l ed m_s ci dicono come è fatto l'orbitale atomico, m_s ci dice come ruota l'elettrone attorno al proprio asse.

Questo problema del cobalto e del nichel risiede proprio negli isotopi, così la quale varia il peso atomico di uno stesso elemento al variare del numero di neutroni contenuti nel nucleo, quindi il peso atomico di un elemento è la media pesata dei pesi atomici dei singoli isotopi.

Proprietà periodiche degli elementi

Sono quelle proprietà che riguardano il singolo elemento e che seguono un andamento nella tavola periodica. Esse sono quattro:

• Dimensione atomica: essa diminuisce da sinistra verso destra nello stesso periodo perché aumentando il numero di protoni nel nucleo, aumenta la carica nucleare e quindi il nucleo attira più fortemente a sé gli elettroni esterni. La dimensione atomica dall'alto verso il basso in uno stesso gruppo aumenta perché aumenta il numero quantico principale, aumenta il guscio elettronico e quindi aumenta la distanza degli elettroni esterni dal nucleo. Inoltre aumentando i gusci vi è un maggiore fenomeno di schermatura che compiono gli elettroni più interni nei confronti di quelli esterni. Essi non sono sottoposti al 100% di carica nucleare, ma ad una parte di essa.
• Energia di 1^o ionizzazione: la ionizzazione è il processo chimico mediante il quale ad un atomo gassoso allo stato isolato gli strappo un elettrone, ottenendo in questo modo un catione.

A_(g) → A⁺ + e⁻ (KJ/mol)

L'energia di ionizzazione è l'energia che devo fornire ad una mole di atomi gassosi isolati per strappargli un mole di elettroni ottenendo in questo modo un catione.

Lezione 11/10/17

Legame Covalente

Esso avviene quando per distribuire gli elettroni in modo tale da minimizzare il contenuto energetico si ha una condivisione di una o più coppie di elettroni.

Una prima distinzione si fa tra legame covalente omopolare e legame covalente eteropolare. Il legame covalente omopolare è quel legame in cui si legano due atomi uguali, come ad esempio:

H-H

H₂

Il legame covalente eteropolare è un legame formato da atomi diversi, come ad esempio:

H-Cl

H₂O

Per l'HCl vengono a formarsi tre coppie solitarie ed una coppia di legame.

Si può distinguere anche il legame covalente singolo, doppio e triplo. Esempi:

• O=O
• N≡N

Nel caso di H₂ e HCl c’è un diverso comportamento per quanto concerne la disposizione degli elettroni di legame. Nel caso dell’H₂ non vi è una polarità, quindi gli elettroni di legame stanno equidistanti.