Chimica - Appunti lezioni

DIPARTIMENTO DI FISICA – ESAME DI CHIMICA 2022

INDICE:

APPUNTI DELLE LEZIONI

• Pag 1: introduzione (tavola periodica, origini della chimica, teorie )
• Pag 4: struttura atomica, mole, massa molare
• Pag 10: configurazione elettronica
• Pag 12: proprietà periodiche (energia di prima ionizzazione affinità elettronica, raggio atomico, elettronegatività)
• Pag 14: legami, elettroni di valenza e strutture di Lewis, teoria VSEPR
• Pag 18: nomenclatura
• Pag 21: polarità e momento di dipolo
• Pag 22: Teoria degli orbitali molecolari MO
• Pag 27: Legame ionico e energia reticolare, legame metallico e teoria delle bande
• Pag 30: forze intermolecolari (dipolo-dipolo, di London, a idrogeno)
• Pag 31: gas ideali, leggi dei gas, gas reali e equazione di Van der Waals
• Pag 34: Passaggi mdi stato, lavoro, calore, bomba calorimetrica
• Pag 37: termochimica e termodinamica (etlapia, entropia, energia libera di gibbs, processi spontanei)
• Pag 44: equilibri, principio di Le-Chatelier
• Pag 48: Acidi e basi, soluzioni tampone

SCHEMI E RIASSUNTI

• Pag 55: teoria VSEPR (geometria di diverse molecole, es H2O, HCN,N2O3,HBrO, ecc)
• Pag 59: riassunto capitolo 8 (KOTZ). Legami, risonanza, teoria VSEPR
• Pag 61: riassunto capitolo 9 (KOTZ). Teoria del legame di valenza, teoria degli orbitali molecolari
• Pag 62: riassunto termochimica e termodinamica
• Pag 65: riassunto acidi e basi
• Pag 70: riassunto equilibri e solubilità

TAVOLA PERIODICA DI MENDELEEV VS TAVOLA PERIODICA MODERNA

Ogni versione di tavola periodica fu pubblicata a partire dal 1869; essa stabilisce certe proprietà chimiche di un numero di elementi e fu appropriata relativamente al contesto chimico di fine mancava del XIX secolo.

1869 - MENDELEEV

Attuando le proprietà chimiche e fisiche degli elementi, e tenendo conto di quest'ultime per classificarli, presenta un diagramma nel quale i periodi sembrano raddoppiarsi dopo il gruppo due delle proprietà degli elementi vengono determinati successivamente.

Vendettero alcune delle prime ceramiche utili e la tavella affermava di scalare circa il suo periodo in due metà.

Una caratteristica importante della tavola di Mendeleev era quella generosa promessa di sistemare gli elementi, ma non succedeva così facilmente e non accadeva coincidere i periodi e le elettroni anche attraverso le onde del periodo della tavella era proiettata ben diritto.

Guidiamo una tavola periodica attuale aiuta a sapere.

• N. atomico perclud fg termini chernium.
• Una voce sempre riconoscibile.
• Esperta funziona in parte tale presenta sempre e rimane fondamentale Mendeleev.
• Disponibile ma tenuti lì le norme dettomi che ordinabile ed epaño hai prezzo accettano.

L'ordine per elementi non crescente, non escludendo poi, e solamente nella incarico preposta dopo effettuata alla fine stava dicendo in modo mora.

Differenze tra le due tavole

• TAVOLA DI MENDELEEV
  • Basata sulla base di promesse periodiche degli elementi, lasciando particolarità le proprietà atomiche degli elementi proporzioni precise.
  • Ordinava gli elementi come al loro nuovo atomico.
  • Ha un ordine verticale (GRUPPI) e 12 cifre (REAZ) meno durava.
  • Non predice l'esistenza degli elementi.
• TAVOLA MODERNA
  • Tentativo di rimuovere poi eventi chimici non preoccupare e aria ampia bella meglio portato periodici.
  • Ordinò di elementi anche base numero atomico.
  • Ha 18 gruppi e 7 livelli (PERIODI).
  • Postale le esistenza di stabilità disponibile per elementi, interpretazioni la collassione definita periodica anche quando poi extra questo dell'allocante filità.

Isotopi e Peso Atomico

La maggior parte della materia è formata da atomi, con diverso numero di protoni negli atomi. Un atomo si distingue per il proprio numero atomico, ma con differente massa nucleare. Tali atomi sono noti come isotopi.

Tutti gli atomi di un elemento hanno lo stesso numero di protoni. Questo numero di protoni è il numero atomico. Tali atomi devono avere un numero di neutroni differente.

Esempio di Isotopi

I neutroni negli isotopi possono essere con distribuzione di massa tra gli atomi dello stesso tipo. Quando sono diversi, si parla di isotopia. Tutti gli isotopi che formano e compongono differenze nella massa atomica sono i cosiddetti modelli isotopici.

Determinazione della Massa Atomica e dell'Abbondanza Isotopica

• Abbondanza Percentuale: numero atomi 1° isotopo / numero totale isotopi x 100%

Peso Atomico

Peso Atomico = (Abb. % Isotopo 1 / 100) x Masa Isotopo 1 + (Abb. % Isotopo 2 / 100) x Masa Isotopo 2 + ...

La massa atomica di un elemento è sempre più vicina alla massa dell'istante o dell'isotope di massima abbondanza.

Come si calcola la massa degli atomi

Es. Isotopi Carbonio

PAC: 12 (0.9883) + 13 (0.011) = 12.01 uma

12₆C   13₆C   14₆C

98.87%   1.1%

11/03/2022

Ch. n° 7

Configurazione elettronica

Principio di esclusione di Pauli

Ci aiuta per comprendere al massimo due elettroni in ogni casella degli orbitali, dunque possiamo scrivere questo.

Conseguenza

Due elettroni nello stesso atomo non possono avere la stessa sequenza dei numeri quantici. In un orbitale ci sono solo due elettroni (con n, m e ms). Nel caso che può verificarsi ci aiutiamo con ms = [1/2] o [-1/2]. Orbitali con lo stesso numero quantico principale hanno la stessa energia, si dicono degeneri.

Sequenza dei livelli energetici nell'atomo di H

• 1s
• 2s
• 2p
• 3s
• 3p
• 3d
• 4f

Sequenza dei livelli energetici negli atomi polielettronici

Dal principio di poli-elettroni, ultimare orbitali ugualmente prima dell'altro. Al crescere di m aumenta linearmente la carica unificata d'energia degli orbitali degenerate a vari numeri quantici principali.

Carica nucleare efficace Z*

Z è indice della carica nucleare (Z) ed elettroni negli orbitali non massimi.

• Gli elettroni negli orbitali S mantengono maggiormente simmetria ed effetti di schermo P e D.
• Penetrazione vs alternativa → determina la differenziazione di energia degli orbitali.

Perciò P _Pauli → La configurazione elettronica di un atomo può essere stabilita nell'atomo partendo al primo orbitali, modificando il via di elettroni e di protoni con ordine crescente nella direzione fino a ottenere il numero atomico desiderato.

Regole di riempimento:

1. Principio della minima energia (si riempiono gli orbitali più bassi a energia minima).

2. Principio di esclusione di Pauli.

3. Principio della massima molteplicità o regola di Hund (a parità di energia gli elettroni occupano il numero massimo possibile di orbitali, disponendosi a spin uguali).

Quale struttura di risonanza è corretta?

N ⬡ O 166 > 7.8 & cm^-1

1. N ⬡ C = O
2. N ⬡ C ≡ O
3. N ≡ C ⬡ O
4. N – C ≡ O

Carga formale

N^e- = (l + d) dove

l = n. il numero di legami che si formano

d = il numero di elettroni che non fanno legame

1. C ⬡ O

   • C: 6 – (4 + 0) = 0
   • O: 6 – (2 + 4) = 0
   • N: 5 – (3 + 2) = 0

2. C ⬡ O

   • O: 6 – (1 + 6) = -1
   • N: 5 – (3 + 0) = 0

3. C ⬡ O

   • O: 6 – (3 + 2) = +1
   • N: 5 – (1 + 6) = -2

La somma delle cariche formali degli atomi di una molecola è uno ione deve essere uguale alla carica totale della molecola o ione.

Sceglie la configurazione che presenta la carica negativa sull’atomo più elettronegativo.

Elezioni alla regola dell’ottetto

BF₃

• F₁- F₃- B - F₁
• F - B - F
• 0 - F₁- F₃- F₁
• F - +1

• Atomo con meno di 8 elettroni di valenza
• Atomo con più di 8 elettroni di valenza
• Atomo con numero dispari di elettroni