Chimica 1

SOLIDO LIQUIDO

Solidificazione

Il diagramma di fase o di stato definisce i

campi di stabilità delle diverse fasi di una

sostanza in funzione della temperatura e della

pressione in un sistema chiuso all'equilibrio.

Solido

Qualsiasi corpo dotato di forma e volume propri,

resistenza alla deformazione e rigidità, nei solidi

le particelle sono così vicine da rendere minima

la possibilità di compressione. Il movimento è

minimo ed è una leggera vibrazione rispetto ad

un punto definito, l'ampiezza delle vibrazione aumenta con la temperatura. La

diffusione di calore è lenta. La temperatura alla quale solido e liquido coesistono in

un equilibrio dinamico è detto punto di fusione. Ci sono due tipi di solidi:

Cristallini, le particelle sono sistemate in sequenze che si ripetono in tutte le

• direzioni, la sequenza totale è detta reticolo cristallino, la struttura di un

cristallo può essere descritta da un enorme numero di basi semplici dette celle

elementari, possono inoltre essere divisi in:

Metallici, punto di fusione variabile, buoni conduttori, la durezza variabile,

◦ sono molto malleabili;

Ionici, punto di fusione alto, non sono buoni conduttori, sono molto fragili,

◦ (NaCl);

Covalenti, punto di fusione molto alto, di solito non sono buoni conduttori,

◦ sono molto duri, le forze di coesione sono dovute ai legami covalenti,

(diamante);

Molecolari, punto di fusione basso, non conducono, sono teneri e fragili.

◦

Amorfi, non possiedono strutture interne ripetitive di grande ampiezza, sono

• più simili ai liquidi, non hanno un punto di fusione e solidificazione definiti,

(vetro).

Liquido

I liquidi non si possono comprimere, mantengono sempre il loro volume, non hanno

una forma caratteristica. Ci sono dei buchi molecolari all'interno della struttura,

questi possono fluire in modo da assumere la forma del recipiente che contiene il

liquido. La viscosità è la resistenza del liquido a fluire, misura la capacità delle

molecole di scivolare una sull'altra, questa dipende dalle forze intermolecolari e dalla

forma delle molecole. La tensione di vapore è la pressione esercitata da un vapore in

equilibrio dinamico con il suo liquido, in questo momento la velocità con cui le

molecole lasciano la fase liquida è uguale a quella con cui vi ritornano, la pressione

aumenta con la temperatura in modo esponenziale anche se cambia da un liquido

all'altro infatti dipende dalle forze intermolecolari, all'aumentare di queste diminuisce

la tensione di vapore. La tensione superficiale è la resistenza del liquido ad

aumentare la sua area superficiale, anche questa dipende dalle forze intermolecolari,

questo effetto è responsabile dell'effetto del menisco, se le forze di coesione sono

minori di quelle di adesione l'effetto è un abbassamento (acqua nel vetro), se invece

le forze di coesione sono maggiori l'effetto è una cunetta (mercurio nel vetro).

Gas ideali

Insieme di molecole in continuo e rapido movimento, sono piccole e si trovano a

grande distanza fra loro quando le particelle entrano in collisione fra loro o con la

parete del contenitore non viene rilasciata energia, tutte le collisioni sono

perfettamente elastiche. L'energia cinetica media di un gas dipende dalla temperatura

ed aumenta con essa, le forze attrattive delle particelle di un gas sono praticamente

nulle. Legge di Boyle, volume e pressione in condizioni isoterme sono inversamente

• proporzionali, si ha quindi un iperbole:

V = K/P T costante

Legge di Gay Lussac, volume e temperatura in condizioni isobare sono

• direttamente proporzionali, si ha quindi una retta:

V = K*T P costante

Legge di Charles, pressione e temperatura in condizioni isocore sono

• direttamente proporzionali, si ha quindi una retta:

P = K*T V costante

Legge di Avogadro, volume e numero di moli in condizioni isoterme e isobare

• sono proporzionali:

V = K*n T e P costante

Equazione dei gas perfetti, è una combinazione di queste leggi:

• 3

R⋅n⋅T l⋅atm l⋅mmHg

m ⋅Pa

V , R = 0,0821 = 8,314472 = 62,3637

= P mol⋅K mol⋅K

mol⋅K

Secondo questa equazione si ha che alla pressione di 1 atm e alla temperatura di

273,15 K una mole di gas ha un volume di 22,414 l. Si ha inoltre che la densità di un

gas aumenta all'aumentare della pressione e al diminuire della temperatura:

P⋅PM

d = R⋅T

Gas reali

Equazione di Van der Waals:

• 2

P+ a⋅n

( )⋅(V −n⋅b)=n⋅R⋅T

2

V

2

a⋅n

Dove viene aggiunto alla pressione misurata perché è minore di quella

2

V

prevista. Il termine b invece indica il volume escluso per mole che va sottratto

al volume misurato per non tener conto del volume libero fra le molecole.

Struttura elettronica degli atomi

Un onda elettromagnetica è costituita da una oscillazione ondulatoria di un campo

elettrico e un campo magnetico perpendicolari tra loro:

8

La velocità delle radiazioni nel vuoto è pari a 3*10 m/s:

c = λ * ν

Le caratteristiche di un'onda sono:

La lunghezza d'onda, λ , distanza tra due creste di un'onda;

• L'ampiezza, A , altezza di un picco;

• La frequenza, ν , numero di creste nell'unità di tempo.

•

Si sono susseguiti diversi modelli atomi nel tempo:

Modello atomico planetario di Rutherford, 1900, la massa e la carica

• positiva sono concentrate in una parte piccola dell'atomo chiamata nucleo, gli

elettroni sono invece in una zona periferica a grande distanza dal nucleo, essi

ruotano attorno al nucleo su orbite circolari secondo le leggi della meccanica

classica. In base a ciò gli elettroni avrebbero dovuto continuare a perdere

energia, possono trovarsi a qualunque distanza dal nucleo assumendo tutti i

valori di energia;

Modello atomico di Bohr, 1913, l'elettrone di un atomo di idrogeno può

• muoversi attorno al nucleo solo in determinate orbite corrispondenti a

determinati valori di energia, il momento angolare dell'elettrone è quantizzato;

Postulato di De Broglie, 1924, e Principio di indeterminazione di

• Heisenberg, 1927, aumentando il numero di elettroni il modello di Bohr si

complicava a causa delle forze repulsive tra gli elettroni e di quelle attrattive

tra nucleo ed elettroni, si istituisce una nuova meccanica in grado di eliminare

il contrasto onda-particella. Secondo De Broglie gli elettroni oltre ad essere

particelle presentano proprietà ondulatorie ed è quindi possibile attribuirgli una

lunghezza d'onda e un momento angolare. Heisenberg mostrò l'impossibilità di

determinare allo stesso tempo la posizione e il movimento di un corpo piccolo

come l'elettrone. L'equazione di Schrodinger si basa sul lavoro di De Broglie,

risolvendola si ottengono diverse funzioni d'onda per un elettrone, ciascuna di

queste rappresenta una situazione energetica ed individua una regione in cui è

probabile che si possa trovare, si definisce quindi un contorno di probabilità.

Il termine orbitali indica le funzioni che si ottengono dalla risoluzione

dell'equazione, essi sono il contorno di probabilità. Hanno varie forme e si

protendono lontano dal nucleo in modo diverso, ad ogni terzetto di numeri quantici

(n, l, m) corrisponde un orbitale preciso:

n

Numero quantico principale, , può assumere valori interi positivi, tutti gli

• orbitali con stesso n si dicono che stanno allo stesso livello, serve a

determinare la grandezza dell'onda dell'elettrone, cioè fino a che punto l'onda si

allontana dal nucleo. Questo numero è correlato alle dimensioni e all'energia

dell'orbitale, all'aumentare di n aumentano dimensioni ed energia degli orbitali;

l

Numero quantico secondario, , può assumere valori da 0 a n-1, divide i

• livelli in sottolivelli che determinano la forma dell'orbitale, questi sottolivelli

sono individuati con delle lettere:

s

l = 0 → → sfera

◦ p

l = 1 → → infinito

◦ d

l = 2 → → doppio infinito

◦ f

l = 3 →

◦ m

Numero quantico magnetico, , può assumere voleri interi tra l e -l, separa i

• sottolivelli in orbitali individuali e descrive come un orbitale è orientato

rispetto agli altri; m

Numero quantico di spin, , può assumere solo ½ o -½, gli elettroni si

• s

comportano come piccoli magneti, la carica elettrica rotante dell'elettrone crea

un suo campo magnetico:

S N N S

1/2 -1/2

Principio di esclusione di Pauli, nello stesso atomo non possono esistere due

elettroni con identici valori di numeri quantici. Si dicono orbitali degeneri quelli con

la stessa energia, secondo la regola di Hund questi vengono occupati singolarmente

da elettroni con spin parallelo e solo successivamente da altri con spin opposto.

La struttura di un atomo può essere costruita partendo dall'atomo precedente nel

sistema periodico e aggiungendo un protone, il giusto numero di neutroni e un

elettrone, quest'ultimo è detto elettrone differenziante e va ad occupare il

sottolivello con la più bassa energia disponibile, l'ordine sarà:

1s 3p

• •

2s 4s

• •

2p 3d

• •

3s

•

Gli orbitali s possono contenere al massimo due elettroni, quelli p e d ne possono

contenere sei. Il periodo a cui appartiene un atomo si ricava dal numero quantico

principale più alto che possiede.

Esempio: 2 1

Li → 1s 2s

3 2 2

Be → 1s 2s

4 2 2 1

B → 1s 2s 2p

5

Per semplificare le configurazioni più lunghe si può partire dalla configurazione di un

atomo e aggiungerci i dovuti orbitali:

Esempio: 1

Na → [Ne]3s

11 2 5

Cl → [Ne]3s 3p

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Quando si forma un catione gli elettroni vengono rimossi dallo strato più lontano dal

nucleo e quindi con numero quantico più alto.

Le proprietà chimiche degli elementi dipendono dalla configurazione elettronica, nel

corso dei periodi le proprietà variano in modo continuo e graduale:

Il raggio atomico si definisce come la metà della distanza che separa due

• centri di due atomi contigui, esso cresce lungo i gruppi e decresce lungo i

periodi;

Il raggio ionico è la distanza tra due ioni contigui in un solido ionico, la

• distanza fra un catione ed un anione contigui è la somma dei due raggi ionici,

quando un atomo è trasformato in uno ione positivo, si ha una contrazione di

volume, e quindi una diminuzione del raggi