Appunti teorici di Chimica

Chimica

Teoria atomica di John Dalton

La materia è discontinua: formata da particelle elementari indivisibili dette atomi.

Gli atomi sono indivisibili e inalterabili. Gli atomi di una stessa sostanza semplice sono tutti uguali tra loro.

Le trasformazioni chimiche si identificano con l’unione e la separazione dei vari atomi tra loro.

Legge delle proporzioni multiple: se due elementi A e B si combinano tra loro per dare più di un composto, le diverse masse di B che si combinano con una massa fissa di A possono essere espresse come rapporti di numeri interi, in genere piccoli.

Rutherford (modello planetario)

Gli atomi sono formati da particelle subatomiche (elettroni, protoni, neutroni).

Protoni e neutroni formano un compatto corpo centrale (nucleo).

Gli elettroni sono distribuiti nello spazio intorno al nucleo (nuvola elettronica).

Questo modello non è stabile:

• Gli elettroni ruotando dovrebbero emettere radiazione elettromagnetica, perdendo energia e cadendo sul nucleo.
• A causa di ciò lo spettro della radiazione emessa dovrebbe essere continuo, invece gli atomi emettono un insieme discreto di righe spettrali.

Niels Bohr (modello semi-quantistico)

Per gli atomi monoelettrici, l’atomo può percorrere solo determinate orbite circolari, detti stati stazionari. Ciascuno di questi stati è associato a un’orbita fissa dell’elettrone.

L’atomo non irraggia energia mentre è in uno stato stazionario. Gli elettroni ruotando attorno al nucleo non emettono radiazione elettromagnetica e non perdono energia.

L’atomo compie una transizione da uno stato stazionario all’altro quando l’elettrone si trasferisce su un’altra orbita. Per fare ciò l’elettrone emette o assorbe un fotone la cui energia è uguale alla differenza di energia dei due stati.

mvr=n(h/2∏)

m=massa elettrone
n=numero quantico principale
v=frequenza
h=costante di Planck
6,6x10^-34 J·s

E(fotone)=E(statoA)-E(statoB)=hv

Non spiega le proprietà di atomi con più elettroni, si fonda sulla fisica classica ma fa uso di concetti che la violano———-> meccanica quantistica.

Principio di indeterminazione di Heisenberg

Il prodotto degli errori nella determinazione contemporanea della posizione e della velocità di una particella è almeno uguale a h/4∏·Δ(m·v) Δx ≥ h/4∏.

De Broglie

Se la luce può mostrare sia proprietà ondulatorie che particellari, allora anche le particelle possono mostrare proprietà ondulatorie: gli elettroni in certe circostanze possono comportarsi come onde.

Born (modello quanto-meccanico)

1 Chimica

Nucleo centrale carico positivamente attorno al quale ruotano elettroni in n° uguale alle cariche positive nucleari. Il sistema atomo è perciò neutro.

Nucleo ed elettroni sono attratti da forze elettrostatiche e gli e- sono delocalizzati in orbitali ai quali compete una determinata energia. Gli atomi emettono/assorbono radiazioni quando gli e- passano da un orbitale all’altro.

Il moto degli elettroni viene descritto dalla funzione d’onda ad essi associata Ψ^2 che determina la probabilità di trovare la particella in un punto dello spazio e determina zone quantizzate attorno al nucleo, dette orbitali, dove la probabilità di trovare un elettrone è del 90%.

Equazione di Schrodinger

E’ un’equazione associata ad un’onda elettromagnetica che la caratterizza nelle sue tre dimensioni. Si chiama funzione d’onda nel caso di un’onda elettromagnetica e, specificamente, prende il nome di orbitale se nella funzione d’onda vengono assegnati specifici numeri quantici. Sono accettabili funzioni d’onda con valore finito, il loro limite tende a 0 e il triplo integrale della funzione d’onda al quadrato è uguale a 1.

Principio di Avogadro

Volumi uguali dello stesso gas a temperatura e pressione costante, contengono lo un egual numero di particelle. Na= 6,022x10^23

Soluzioni e concentrazione

Molarità (M): n° Moli Soluto / Vsoluzione (L)

Molalità (m): n° Moli Soluto / Massa Solvente (kg)

Massa %: Massa Soluto (g) / Massa Soluzione (g) x100

Frazione Molare (): n°moli1 / (n°moli1+n°moli2)

Reazioni chimiche

Acido-Base: non vi è alcuna variazione degli stati di ossidazione degli elementi dei reagenti a quelli dei prodotti.

Precipitazione: formazione di gas, di solidi poco solubili o di altri composti molecolari come l’acqua. Unendo due liquidi si osserva la formazione di un solido che rende torbida la soluzione.

Pn(NO3)2+ 2KI —> PbI2↓ + 2KNO3

Ossido-Riduzione: cambia il n° di ossidazione degli atomi, ovvero si ha scambio di e- da una specie all’altra. Ossidazione=aumento del n° di ossidazione, cessione di elettroni, mentre riduzione sta per diminuzione del n° di ossidazione, ovvero acquisto di elettroni.

Il numero di ossidazione è la differenza tra il n° di elettroni di valenza dell’atomo considerato e il n° di elettroni che ad esso rimangono dopo aver assegnato tutti gli e- di legame all’atomo più elettronegativo.

Ossidi basici—> formati dal legame di ossigeno+metalli. Reagiscono con l’h2o formando idrossidi.

Ossidi acidi—> formati dal legame di ossigeno+nonMetallo. Reagiscono con l’h2o formando ossiacidi.

Ossidi anfoteri—> possono manifestare sia comportamento basico che comportamento acido. Di solito poco solubili in h2o, ma si sciolgono sia nelle basi che negli acidi.

La specie che ossida si riduce, quella che riduce si ossida.

Numeri quantici

N: numero quantico principale, identifica l’energia. All’aumentare di n aumenta la distanza dell’elettrone dal nucleo e ciò provoca un conseguente aumento di energia.

L: numero quantico azimutale, identifica la forma. Definisce il sottolivello energetico a cui appartiene quel certo orbitale. L= 0……n-1

M: numero quantico magnetico, identifica l’orientamento. Determina le proprietà dell’atomo quando è sottoposto a un campo magnetico esterno, definisce il n° di orbitali di ciascun sottolivello energetico. M= -L….0….+L

S: numero quantico di spin dell’elettrone, identifica la sua rotazione e può assumere solo due valori, +1/2 e -1/2. Due elettroni con spin opposto si dicono appaiati, 1 elettrone da solo si dice spaiato e genera un campo magnetico, 2 elettroni con lo stesso spin tendono a respingersi.

Orbitali

φ (r, ơ, Ø)

r=distanza dall’atomo
ơ=angolo formato con z
Ø=angolo intorno a x

Pauli, principio di esclusione

Due e- non possono essere caratterizzati dagli stessi 4 numeri quantici; sullo stesso orbitale possono stare al massimo 2e- e devono avere spin opposto; sullo strato n possono stare al massimo 2n^2 elettroni.

Regola di Hund

Nello stato fondamentale l’atomo adotta la configurazione con il massimo numero di elettroni spaiati con spin parallelo. Il sistema nello stato fondamentale tende ad assumere la configurazione ad energia minore.

Chimica

Proprietà periodiche

Energia di ionizzazione Eion: energia minima che occorre fornire ad un atomo isolato (in stato gassoso) per estrargli un elettrone. Cresce verso dx per i gruppi, e verso l’alto per i periodi.

Raggio atomico: può essere ionico, covalente, metallico. Cresce verso sx per i gruppi e verso il basso per i periodi.

Due atomi di un legame covalente polare costituiscono un dipolo elettrico, dotato di un momento dipolare. Se gli atomi che si legano sono di natura diversa, essi esercitano sugli elettroni di legame una forza diversa di attrazione: si formano un polo parzialmente negativo e uno parzialmente positivo.

Teorie di legame

Teoria del legame di valenza (VB): gli atomi che formano una molecola conservano intatta la struttura elettronica interna e si legano mediante elettroni estremi dando luogo a legami fra coppie che costituiscono la struttura portante della molecola.

Teoria degli orbitali molecolari (MO): assume che nella formazione della molecola gli atomi non conservino la loro identità elettronica, ma che tutti gli elettroni si distribuiscano su nuovi orbitali, detti molecolari, estesi a tutta la molecola. In questa molecola esiste un insieme di nuclei attorno ai quali sono distribuiti, su orbitali molecolari, gli elettroni che appartenevano ai singoli atomi che la costituiscono.

Teoria del legame VSEPR: gli atomi sono legati da coppie di elettroni che tendono a respingersi. Tra le coppie elettroniche vi è una massima distanza. Le coppie di elettroni di non legame appartengono interamente allo strato di valenza di un particolare atomo e occupano più spazio rispetto alle coppie di elettroni di legame.

Geometria: lineare(n=2), trigonale planare (n=3), tetraedrica (n=4), bipiramide trigonale (n=5), ottandrica (n=6), bipiramide pentagonale (n=7). AXnEm

Effetti elettrostatici

Carica nucleare: fa diminuire l’energia degli orbitali aumentando le attrazioni nucleo-elettrone. H ha un e- più facile da rimuovere rispetto a He+.

Schermatura: 1) effetto di un e- addizionale: ciascuno dei 2 e- scherma parzialmente l’altro nei confronti della carica nucleare ed aumenta l’energia dell’orbitale (He/He+). 2) effetto degli e- interni: schermano molto efficacemente gli e- esterni e aumentano notevolmente l’energia dell’orbitale.

Penetrazione: un elettrone 2s trascorre la maggior parte del suo tempo più lontano dal nucleo rispetto a un 2p, ma penetra in prossimità del nucleo per una piccola frazione di tempo. Questa penetrazione da parte dell’e- 2s aumenta la sua attrazione al nucleo e, quindi, abbassa l’energia dell’orbitale.

Elettronegatività

Esprime la tendenza di un atomo ad attrarre a sé gli elettroni di legame.

I gas nobili non sono elettronegativi perché non compiono legami.

Aumenta lungo i periodi, diminuisce lungo i gruppi.

0<ΔEN<0.4 covalente puro
0.4<ΔEN<1,7 covalente polare
ΔEN>1,7 legame ionico
ΔEN=0 covalente apolare

Carica parziale e carica formale

Carica parziale: è una carica fittizia attribuita ad ogni atomo presente in una determinata molecola considerando gli e- di legame delocalizzati in prossimità degli atomi più elettronegativi che compongono la molecola.

δa= e-valenza di A-(e-non legame A+e-legameA·ENa/(ENa+ENb)

δa è determinata dalla differenza di elettronegatività tra gli atomi che formano il legame A-B e fornisce una misura della carica delocalizzata sull’atomo A.

Carica formale: CFa=e-valenza di A-(e- di non legame A + e- legame A·1/2)

Nella carica formale i legami sono considerati covalenti puri (ΔEN=0)——-> e- di legame sono considerati equamente ripartiti tra A e B.

Legami tra orbitali

(sigma): sono i legami con orbitali orientati lungo l’asse internucleare, ovvero quello che passa tra i due nuclei. Esprime un legame singolo. Un legame doppio è dato da 1+1∏, triplo da 1+2∏.

∏: è un legame covalente formato per sovrapposizione laterale di due orbitali, gli e- si distribuiscono in due lobi uno per ciascun lato dell’asse internucleare.

Promozione: eccitazione di un elettrone ad un orbitale di energia superiore.

Ibridizzazione: mescolamento dell’orbitale 2s e di un orbitale 2p.

Orbitali ibridizzati: Lineare (AX₂) sp
Trigonale planare (AX₃) sp²
Tetraedrica (AX₄) sp³
Trigonale bipiramidale (AX₅) sp³d
Ottaedrica (AX₆) sp³d²

Forze intermolecolari

Forze intermolecolari hanno natura essenzialmente elettrostatica che si esercitano tra molecole neutre o tra ioni e molecole neutre.

Forze ione-dipolo: si hanno qualdo solubiliziamo un composto ionico (es: sale) in un solvente polare (es:h2o). I dipoli sono in grado di rompere i legami tra gli ioni da un lato e - dall’altro dissolvendoli.

Forze dipolo-dipolo: sono forze di attrazione tra dipoli elettrici; sono interazioni deboli tra molecole polari (asimmetriche, a causa del legame covalente polare, presentano carica + da un lato e - dall’altro).

Momento di dipolo: esprime la forza di un dipolo elettrico. Essa aumenta all’aumentare della carica (+ o -) dei due poli e all’aumentare della distanza che li separa. Una molecola è polare se la somma dei momenti dipolari di tutti i suoi legami è diversa da 0.

Chimica

Forze di London

A causa del moto caotico degli e- la carica elettrica della molecola può risultare sbilanciata; per questo istante si crea un dipolo elettrico (temporaneo) che genera un campo elettrico capace di rendere polari le molecole vicine, ovvero di imprimere un momento dipolare indotto. Tra un dipolo temporaneo e l’altro si stabiliscono forze attrattive dette appunto Forze di London (dovute all’attrazione dei dipoli temporanei di molecole vicine).

Tra molecole apolari: aumentano all’aumentare della massa molecolare delle molecole e dannosi che molecole polari, come O2 o N2, possano esistere allo stato condensato.

Legame a

Si forma quando H si trova tra due atomi molto elettro