Appunti del corso di Chimica generale

Esperimento di Millikan

Tra il 1907 e il 1911, Millikan scoprì la carica dell’elettrone, che è pari a 1,6022 · 10^-19. Questo risultato fu ottenuto nebulizzando delle gocce d’olio:

1. Se la goccia è scarica non osserviamo alcuna variazione
2. Se la goccia è carica negativamente accelera verso il basso, perché la forza elettrica che si genera ha lo stesso verso della forza peso della goccia
3. Se la goccia è carica positivamente la vediamo rallentare o invertire il proprio moto: in questo caso la forza elettrica è rivolta verso l’alto, nel verso opposto della forza peso.

Dopo aver misurato molte cariche osservo che i valori delle cariche non erano casuali ma poteva essere solo la carica dell’elettrone perché è l’unica particella che può spostarsi con una certa facilità.

Atomo di Bohr

• Quanti di energia

Gli elettroni sono corpi elettricamente carichi, un corpo carico in movimento all’interno di un campo elettrico emette onde elettromagnetiche e quindi energia. Per risolvere il problema della localizzazione e del movimento degli elettroni Bohr utilizza la:

Teoria quantistica

In fisica classica, l’energia non può essere trasferita in modo continuo, non in quanti più piccoli a piacere ma in quanti ben definiti detti QUANTI → (La più piccola parte di energia). Applicando la teoria quantistica Bohr dimostrò che l’elettrone non poteva perdere poco alla volta la sua energia e non poteva cadere sul nucleo. Per avvicinarsi al nucleo o allontanarsi da esso l’elettrone doveva perdere o acquisire ben definite quantità di energia.

PRINCIPIO DI HUND

Se sono disponibili più orbitali da pari energia (degeneri) gli elettroni si distribuiranno con spin parallelo.

2p → ⬛⬛⬛

Il principio di Hund esprime un caso particolare del principio generale della tendenza di ogni sistema ad assumere lo stato di minima energia.

PRINCIPIO DI AUFBAU

Gli elettroni occupano prima gli orbitali con minore energia. All'aumentare del numero quantico principale "n" e del numero "l" aumenta anche l'energia. Tutti gli orbitali con lo stesso valore di "n" e "l" hanno la stessa energia e sono chiamati ORBITALI ISOENERGETICI (Es. 1, m, m S orbitale d, g, 3 p)

CONFIGURAZIONE ELETTRONICA

La sequenza numeri, lettere ed esponenti che indica in quale orbitale dell'atomo sono presenti gli elettroni.

GUISCIO DI VALENZA

Guscio elettronico più esterno

Gli orbitali si riempiono dal più basso al più alto livello energetico. Gli elementi dello stesso gruppo hanno in comune la stessa configurazione elettronica esterna.

SISTEMA PERIODICO DEGLI ELEMENTI

• 4 blocchi: Blocco S, Blocco pBlocco dBlocco f

Periodi: 7 righeGruppi: 8 colonne

CH₄

H^δ+

B ^δ- C ^δ- H^δ+

H^δ+ H^δ+

• In questo caso la molecola è apolare perché il baricentro delle cariche positive è sovrapposto all’atomo di carbonio.

LEGAME COVALENTE DATIVO

È un legame dove uno dei due atomi (donatore) mette in comune un orbitale completo con l’altro atomo (accettore) che per avere la possibilità di accoglierne questi due elettroni deve disporre di un orbitale vuoto ed adeguata energia.

Es. O + PCl₃ →

• Il legame dativo si indica con una freccia.

LEGAME IONICO

• Il legame ionico si forma tra metalli e non metalli. I composti ionici si formano spontaneamente poiché il passaggio di uno o più elettroni da un atomo a un altro viene reso possibile dal fatto che ad esso si accompagna una riduzione di energia elettrostatica dovuta all’avvicinamento degli ioni di segno opposto generati e il processo di formazione delle coppie ionica risulta nel suo insieme esoenergetico quando spontaneo.

LEGAME METALLICO

I metalli presentano strutture cristalline compatte. Poiché i metalli sono caratterizzati da valori di energia di ionizzazione molto bassa, tendono a perdere facilmente elettroni. Dunque i metalli possono essere considerati cationi (in metallo allo stato solido è costituito da un insieme di cationi disposti con regolarità e circondati da elettroni). Un corpo metallico è costituito da un aggregato di cationi immersi in una nube elettronica.

C₆H₆ Isolato Sp² (le distanze di legame sono uguali)

H - C = C - H

H - C = C - H

H - C = C - H

La struttura è un ibrido di risonanza perchè la forma non è me

Ma spesso viene disegnato :

perchè gli orbitali p che restano liberi, è come se formassero un unico orbitale

STRUTTURA DELLE MOLECOLE

Es. H₂SO₄

Consideriamo gli elettroni di valenza

H₂ = 1 · 2 = 2

S = 16 --> 6 =>> 6 gruppo 6 elettroni di valenza

O_k = 6·4

EV tot = 32

Se ciascuno di questi atomi avesse chiuso la configurazione elettronica esterna = 2·1·0 = 22 (8 + 8 + 4) = 44

Quindi l'eccesso sarebbe quello di 12 elettroni

44 - 32 = 12 --> bisogno di 6 coppie di elettroni di legame

Con 6 legami condividiamo 12 elettroni

Dissociazioni:

NaOH → Na⁺ + OH^-

Mg(OH)₂ → Mg²⁺ + 2OH^-

Al(OH)₃ → Al³⁺ + 3OH^-

• Idracidi

idrogeno + non metallo → idracido

ACIDO + suffisso ...idrico

Esempio:

• HCl → acido cloridrico
• H₂S → acido solfidrico

• Ossiacidi

ossigeno + idrogeno + non metallo → ossoacido

ossido acido + acqua → ossoacido

anidride + acqua → ossoacido

osso → no + più piccolo

-ico → no + più grande

-op → } se presente più di 2 no

-per → }

Esempio:

• HClO → acido ipocloroso
• HClO₂ → acido cloroso
• HClO₃ → acido clorico
• HClO₄ → acido perclorico

• Idruri

idrogeno + elemento meno elettronegativo → idruro

moll H → -a

Esempio:

• CaH₂ → idruro di calcio

LEGGE DI GAY-LUSSAC

Per una data massa di gas a volume costante la pressione e' direttamente proporzionale alla temperatura assoluta.

P = P₀(1 + αt) P = P₀v T

PRINCIPIO DI AVOGRADO

Il principio di Avogrado stabilisce che volumi uguali di gas nelle stesse condizioni di temperatura e pressione contengono lo stesso numero di molecole. Il volume occupato da 1 mole a condizioni normali è 22,4 l (c. m. = 1 atm e 0°C)

EQUAZIONE DI STATO DEI GAS IDEALI

^PV₀/_T0 = ^PV/_T → PV = n_mAT

se prendiamo in considerazione 1 atm, 273 K, 22,4 l diventa una costante: R = 0,0821 atm ¹/_{mol K}

R = 8,31 J¹/_{mol K} costante universale dei gas

DENSITÀ

d = ^g/_v

CINETICA DEI GAS

Le molecole di gas si muovono perché ognuna ha la propria energia cinetica. L'energia cinetica è direttamente proporzionale alla temperatura in Kelvin.

Curva di riscaldamento dell'acqua

La curva di riscaldamento di una sostanza pura è un grafico che mostra i valori della temperatura in funzione del tempo durante il processo di riscaldamento della sostanza.

Acqua P = 1 atm

• A-B: 1 sola fase solida; ghiaccio fino a 0°C.
• B-C: 2 fasi solida e liquida; sosta termica. Pur continuando a somministrare calore la temperatura non aumenta; il calore detto calore latente serve a far passare da uno stato all'altro senza rompere il reticolo.
• C-D: 1 sola fase
• D-E: sosta termica.

Calore latente di fusione λF = ΔH

Q = mc ΔT