Chimica generale e analitica esame orale

Chimica orale

Ossidi e idruri

Ossidi basici: M + O → Ossido .... oso/ico
Ossidi acidi: Nm + O → Anidride .... ipo-osa/-osa / -ica /per-ica
Idruri metallici: Nm/M + O → Idruro di .........uro di idrogeno

Sali e idrossidi

Sali binari: Nm + M → Nm...uro + M....oso/ico
Idrossidi/perossidi: M (OH) → Idrossido .... oso/ico

Ossiacidi e idracidi

Ossiacidi: H Nm O → Acido .... oso/ico
Idracidi: H+ At/F/Cl/Br/I/S (7°/6°) → Acido .....idrico

Materia e leggi chimiche

La materia occupa spazio, ha una massa e un volume. Può essere visibile o invisibile (aria). È discontinua perché è formata da particelle in continuo movimento, legate tra loro da forze di attrazione che determinano lo stato della materia.

• Lavosier: legge della conservazione di massa (massa reagenti = massa prodotti).
• Proust: legge delle proporzioni definite (quando due sostanze si combinano per formare un composto, le loro masse si compongono secondo proporzioni definite e costanti).
• Dalton: legge delle proporzioni multiple (le quantità di un elemento che si combinano tra loro per formare composti diversi, stanno tra loro in rapporti esprimibili con numeri interi piccoli).

Atomo e isotopi

Atomo: è la più piccola parte di un elemento chimico, il loro diametro si misura in amstrong. È costituito da elettroni che si muovono attorno a un nucleo composto da protoni e neutroni, dove è concentrata quasi tutta la massa dell'atomo. Il nucleo è centomila volte più piccolo rispetto alla grandezza complessiva dell'atomo.

Il numero di protoni dell'atomo (carica positiva) corrisponde al numero atomico(Z), mentre la somma tra protoni e neutroni (carica neutra) corrisponde al numero di massa (A).
A = Z + N (A = numero di massa, Z = protoni, N = neutroni).
Isotopi: atomi con lo stesso numero di protoni, ma cambia il numero di neutroni.

Massa campione e mole

Massa campione: dodicesima parte della massa del carbonio 12 (1,660 x 10 ^-24).
Peso atomico: rapporto tra la massa dell'atomo e la massa campione.
Mole: quantità di sostanza che contiene tante particelle, tante quante sono contenute in 12 g di carbonio 12 (numero di Avogadro = 6.022 x 10²³).

Proprietà della materia

• Proprietà intensive: non dipendono dalla massa del campione (temperatura, colore, densità).
• Proprietà estensive: dipendono dalla quantità di campione (massa, volume, lunghezza).

Stati della materia

• Solido: particelle in posizione fissa, forma solida, costante e rigida.
• Liquido: forma variabile, le particelle si muovono.
• Gas: volume variabile, ogni particella si muove indipendentemente dalle altre.

Struttura atomica

Thomson: l'atomo è costituito da una sfera con dentro una carica positiva uniformemente distribuita, nella quale galleggiano le cariche negative.
Rutherford: atomo con un nucleo positivo dove sono presenti tutti i protoni, gli elettroni ruotano attorno.
Bhor: gli elettroni si muovono attorno al nucleo seguendo orbite precise (orbitali), l'elettrone può passare da un livello energetico minore a uno maggiore se viene eccitato. Ogni orbita possiede una certa quantità di energia (quantizzata). Più l'elettrone è distante dal nucleo, più è alta la sua energia.

Principio di indeterminazione di Heisenberg

Non posso determinare con precisione la posizione e la velocità dell'elettrone, posso trovare una zona dell'atomo dove ho una grande probabilità di trovarlo.
Orbitale: regione dello spazio attorno al nucleo dove ho almeno il 90% di probabilità di trovare l'elettrone. Ad ogni orbitale corrisponde uno stato quantico.

• Numero quantico principale n: dimensioni ed energia dell'orbitale (1-7)
• Numero quantico secondario l: forma dell'orbitale (n-1)
• Numero quantico magnetico m: orientazione dell'orbitale nello spazio (-l, +l)
• Numero di spin: orientazione del campo magnetico (-0,5 o +0,5)

Principio di Pauli

Non possono esistere due elettroni di un atomo con tutti e 4 i numeri quantici uguali.
Orbitali: s, p, d, f (1, 3, 5, 7).
Il nucleo conferisce massa all'atomo, gli elettroni occupano zone attorno al nucleo dette orbitali, che possono essere più o meno vicine al nucleo. La posizione degli elettroni definisce la dimensione dell'atomo. Gli orbitali hanno forme ed energie definite, all'aumentare di "n" l'orbitale diventa più grande e si allontana dal nucleo. Orbitali con lo stesso livello energetico sono detti degeneri.

Effetto schermante S

Un elettrone viene attratto dalla carica del nucleo, ma la presenza di altri elettroni può influenzare questa carica andando a neutralizzare le cariche positive del nucleo. Gli elettroni inoltre tendono a respingersi tra loro, e quindi risentiranno di attrazioni diverse.

Principio di AUFBAU

Processo tramite il quale si assegna un orbitale all'elettrone, in modo da ottenere la configurazione elettronica più stabile. Un orbitale può contenere al massimo due elettroni.

• Gli elettroni vengono inseriti in ordine di energia crescente degli orbitali.
• Tutti gli orbitali devono essere riempiti prima di passare al riempimento degli orbitali successivi.
• Un elettrone tende ad occupare orbitali degeneri (con uguale energia), si segue il principio della massima molteciplità assegnando un elettrone per volta per ogni orbitale.
• In un atomo con orbitali degeneri (con la stessa energia), gli elettroni occupano questi orbitali uno alla volta con spin paralleli. Quando gli orbitali saranno singolarmente occupati, i restanti elettroni occuperanno gli orbitali a 2 a 2 con spin opposti.

Tavola periodica

Schema ideato da Mendelev in cui sono ordinati gli elementi chimici in base al loro numero atomico e numero di elettroni presenti negli orbitali s, p, d, f. È suddivisa in gruppi (colonne con elementi con la stessa configurazione elettronica esterna) e periodi (elementi con lo stesso numero di orbitali atomici, hanno lo stesso "n").

Guscio di core e guscio di valenza

Guscio di core: elettroni più interni all'elemento, numero quantico n piccolo.
Guscio di valenza: livello energetico più alto in corso di riempimento.

Proprietà degli elementi

Scendo lungo il gruppo, scorre lungo il periodo.

• Aumentano le dimensioni atomiche: ottengo la dimensione di molecole biatomiche calcolando la distanza tra i due nuclei.
• Energia di ionizzazione: energia necessaria per strappare un elettrone dall'atomo. Diminuisce, perché gli elettroni sono poco attratti dal nucleo e quindi è facile rimuoverli. Aumenta, perché gli elettroni sono più attratti dal nucleo, l'atomo è più stabile e difficilmente cede gli elettroni.
• Affinità elettronica: energia da fornire per dare un elettrone all'atomo.
• Dimensioni degli ioni: se tolgo elettroni dal nucleo, diminuisce la dimensione dell'atomo. Questo perché se ci sono meno elettroni allora gli altri hanno più attrazione verso il nucleo, c'è meno repulsione e effetto schermante.
• Elettronegatività: data dalla media tra energia di ionizzazione e affinità elettronica. Indica la capacità dell'elemento di accettare elettroni.

Metalli e non metalli

Legame chimico

È una interazione attrattiva tra due elementi; si forma se l'unione che ne deriva ha un'energia minore dei due atomi separati. Questa interazione coinvolge gli elettroni più esterni degli atomi, che tendono ad assumere/cedere elettroni per raggiungere una configurazione più stabile, l'ottetto (avere 8 elettroni di valenza). Quando si forma un legame, si libera energia e diminuisce.

Energia e lunghezza di legame

Energia di legame: si libera quando si forma un legame, viene misurata in kJ/mol. Indica anche l'energia necessaria per separare due elementi, ovvero per rompere un legame.
Lunghezza di legame: si misura tra due atomi/ioni, è un valore medio perché questi due elementi vibrano attorno a una posizione centrale di equilibrio.

Classificazione dei legami

Forti: ionico, covalente, metallico
Deboli: idrogeno, interazioni di Van der Waals