Appunti chimica

APPUNTI DI

CHIMICA

Metodo scientifico

• Osservazione oggettiva
• Raccolta di informazioni
• Formulazione di ipotesi e teorie

Accuratezza: quanto il nostro risultato è vicino al valore reale

Precisione: grado di concordanza tra ripetute misure di una stessa quantità e la sensibilità dello strumento di misura utilizzato (è indicata con il numero di cifre significative)

=> Un'alta precisione non è garanzia di elevata accuratezza

...... ........ ........

dati accurati dati accurati dati precisi e precisi

Analisi dimensionale: trattare le unità di misura come grandezze che seguono le regole algebriche

Dati qualitativi: osservazioni di tipo descrittivo

Dati quantitativi: numeri ottenuti da misure

_____________________________

| miscela ___________________|

| | omogenea | eterogenea |

| Materia

|________________________|

| sostanza pura ____________________|

| | elementi | composti |

Tavole periodiche

Colonne → Gruppi (proprietà chimiche simili) Righe → Periodi

%D = (m atomi A × PA) / fm

ESERCIZI

1. Moli di Cu in 10,00 g # moli = 10,00 g / 63,55 g/mol = 0,1574 mol

2. Peso molecolare di H₂SO₄ PM = ∑ PA = (PA_H × 2) + PA_S + (PA_O × 4) = (1,008 × 2) + 32,05 + (16,00 × 4) = 98,066 g/mol

3. Peso molecolare di HNO₃ PM = PA_H + PA_N + (PA_O × 3) = 1,008 + 14,00 + (16,00 × 3) = 63,008 g/mol

4. Moli di H₂O in 10,00 g # moli = 10,00 g / 18,01 g/mol = 0,56 mol

L'atomo

L’atomo è una struttura vuota formata da protoni, dotati di carica positiva, neutroni con carica neutra, ed elettroni dotati di carica negativa che in valore assoluto è uguale a quella positiva. Le particelle di massa maggiore si trovano al centro e formano il nucleo circondato da una nube di elettroni.

Negli elementi, il numero di protoni ed elettroni sono uguali, conferendo così all’atomo una carica neutra.

Z = NUMERO ATOMICO = # protoni A = NUMERO DI MASSA = # protoni + # neutroni

Isotopi

In natura, eccetto pochi casi, non tutti gli atomi di un elemento hanno la stessa massa. Si parla di isotopi ovvero atomi con lo stesso numero atomico ma diverso numero di massa. La variazione dipende dal numero di neutroni presenti.

Sono importanti quelli dell’idrogeno.

1. PROTIO (Idrogeno) -> 1 protone
2. DEUTERIO (Idrogeno pesante) -> 1 neutrone
3. TRITIO (Isotopo radioattivo) -> 2 neutroni

L’abbondanza isotopica è l’abbondanza in % di un isotopo di un dato elemento.

A.I. = N° atomi isotopo / N° tot atomi di tutti gli isotopi * 100

Con lo spettrometro di massa è possibile determinare tale percentuale e le masse atomiche

Acidi e basi

Gli acidi e le basi hanno proprietà opposte. Una base può neutralizzare l'effetto di un acido e un acido può neutralizzare l'effetto di una base.

Definizione di Arrhenius

Una base è una sostanza che dissociandosi in acqua produce ioni OH-. Un acido invece è una sostanza che in acqua produce ioni H+.

Arrhenius inoltre propose l'idea secondo la quale la forza di un acido è in relazione al suo grado di ionizzazione.

• Gli acidi forti sono acidi che in acqua si ionizzano completamente e sono deboli gli acidi che invece si ionizzano parzialmente (idem per basi).

Definizione di Brønsted-Lowry

Una base è una sostanza capace di acquisire ioni H+ da un'altra specie chimica, detta acido.

Gli acidi forti favoriscono i prodotti, mentre acidi/basi deboli favoriscono i reagenti.

Reazioni di acidi e basi (neutralizzazione)

Acidi e basi in soluzione acquosa reagiscono per formare sale ed acqua.

• H₃O⁺ (aq) + Cl^- (aq) + Na⁺ (aq) + OH^- (aq) → 2 H₂O (ℓ) + Na⁺ (aq) + Cl^- (aq)
• H₃O⁺ + OH^- → 2 H₂O ⇒ eq. ionica netta
• CH₃CO₂H (aq) + NaOH (aq) → H₂O (ℓ) + NaCH₃CO₂ (aq)
• CH₃CO₂H + Na⁺ + OH^- → H₂O (ℓ) + Na⁺ + CH₃CO₂ ^- ⇒ eq. ionica completa
• CH₃CO₂H + OH^- → H₂O (ℓ) + CH₃CO₂^- ⇒ eq. ionica netta

12,7 mol CO * 2/1 = 25,4 mol H₂

32,2 - 25,4 = 6,8 mol di H₂ in eccesso = 14 g

CO(g) + 2H₂(g) → CH₃OH(l)

• INIZIO: 12,7 mol, 32,2 mol, Ø
• VAR: -12,7 mol, -25,4 mol, +12,7 mol
• FINE: Ø, 6,8 mol, 12,7 mol

La quantizzazione dell'energia significa che sono permesse solo alcune vibrazioni con specifiche frequenze.

Se un atomo passa da un'energia alta ad una più bassa si ha emissione di una radiazione elettromagnetica e la differenza di energia tra i 2 stati energetici è

ΔE = E_maggiore - E_minore = Δnhν

In questo modo Planck trovò una soluzione alla catastrofe ultravioletta: pochi colori ad alta o bassa frequenza sono responsabili di una piccola parte della luce, mentre la maggior parte è dovuta a quelli che hanno frequenza di vibrazione intermedia. È per questo che abbiamo un massimo di intensità ad una certa λ.

Effetto Fotoelettrico

In questo caso abbiamo emissione di elettroni da una superficie solitamente metallica, quando questa viene colpita da una radiazione elettromagnetica ad alta frequenza.

Se la frequenza è troppo bassa non si ha emissione di elettroni. Se è uguale o superiore ad un minimo (frequenza critica) gli elettroni emessi aumentano all'aumentare dell'intensità luminosa.

Più alto è il numero di fotoni, maggiore sarà il numero di elettroni emessi.

Come calcolare l'energia di un fotone?

ν = c / λ

E_fotone = hν

E_{per mole} = E_fotone × N_A numero di Avogadro N_A = 6.022 × 10²³

Fotoni da luce blu → rompere legami chimici proteinefotoni ultravioletti → rompere legami chimicifotoni infrarossi → rompere legami chimici

dell’orbitale. Due o più elettroni possono avere

lo stesso valore di m, ciò significa che tali

elettroni sono sullo stesso orbitale

1. NUMERO QUANTICO DEL MOMENTO ANGOLARE l

   Identifica il tipo di orbitale.

   (l=0,1,...m-1)

   l=0 orbitale s

   l=1 orbitale p

   l=2 orbitale d

   l=3 orbitale f

   l=4 orbitale g

   ecc

2. NUMERO QUANTICO MAGNETICO m

   (m=0; ±1, ±2, ..., ±l)

   È correlato con l’orientazione nello spazio dell’orbitale

   nell’ambito di un certo sottolivello

3. NUMERO QUANTICO DI SPIN s

   (s=±½)

FORMA E PROPRIETÀ ORBITALI

L’immagine di un orbitale s assomiglia ad una

nuvola elettronica con densità maggiore nelle

vicinanze del nucleo.

Forma di alcuni orbitali atomici.

Legami chimici

Quando tra due atomi avviene una reazione chimica, i loro elettroni di valenza si riorganizzano in maniera che una forza attrattiva netta si esercita tra gli atomi.

Un legame ionico si forma quando uno o più elettroni di valenza si trasferiscono da un atomo all'altro creando ioni positivi e negativi.

Un legame covalente si instaura con la messa in comune degli elettroni di valenza.

Lewis

• Legame => e₂ condivisi
• Regola ottetto
• Carica formale

Sono favorite le strutture che minimizzano le cariche formali

Esempi

1. H₂O
2. NH₃
3. H₂SO₄

=> La formula molecolare viene convertita in una struttura bidimensionale che mostra come gli atomi sono legati