Chimica generale

CHIMICA

INTRODUZIONE

Studia la MATERIA nella sua struttura + trasformazioni + ENERGIA coinvolta

= ciò che ha una massa e occupa uno spazio

Come? : METODO SCIENTIFICO

• 4 fasi principali :
• 1. OSSERVAZIONE
• 2. IPOTESI / MODELLO
• 3. ESPERIMENTO
• 4. ELABORAZIONE DATI

Si applica a qualsiasi modello CHIMICO (es. modello atomico)

• Un sistema può essere di 4 tipi
• ETEROGENEO
  • FISICAMENTE = 2 stati di aggregazione ≠
  • CHIMICAMENTE = 2 elementi ≠
• OMOGENEO
  • FISICAMENTE = 1 stato di aggregazione =
  • CHIMICAMENTE = 2 elementi uguali

• Particelle costituenti della materia:
• ATOMI
• MOLECOLE = più atomi legati da legami CHIMICI
• IONI = atomi/molecole dotati di CARICA elettrica t/-

CIFRE SIGNIFICATIVE tutti i numeri ≠ 0

• alcuni o : 5,000 ✔
• 0,005 x

^x e ^:

• 11,3_{3 c.s} x 5,0_{2 c.} x 11,38 = 648
• ⁺ e ^-
• 11,38 + 5,10 + S_{1 c.s} , 254 = 21,74

Analisi elementare

Metodologie analitiche che ricavano la % in massa di ciascun elemento.

Analisi elementare (% in massa)

• Ipotizzando una massa di 100g, dalla % in massa si divide per la massa molare di ciascun elemento.
• Si divide per il n° di moli più piccolo, ottenendo i rapporti relativi tra i diversi elementi.

Esercizi:

1. S₃ = CaCl₂

   n = ?

   n = ^m/_MM = ^S/_{40,08 + 2·35,45} = ^S/_110,98 = 0,45 mol = 4,5 · 10^-2 mol

2. Vitamina C:

   • C = 40,32 %
   • H = 4,58 %
   • O = 54,50 %

   su 100 g

   - Formula minima:

   C = ^40,32/_12,011 = 3,407 mol

   H = ^4,58/_1,007 = 4,54 mol

   O = ^54,50/_16,00 = 3,406 mol

   C = 1 : 3,406

   H = 1,33

   O = 1

   C = 3 H = 4 O = 3

   C₃H₄O₃

   - Formula molecolare: MM = 3·12,011 + 4·1,007 + 3·15,834 = 88,043 g/mol

   MM vera = 176 g/mol

   ^MM_vera/_MM = 2

   2 C₃H₄O₃ → C₆H₈O₆

* Negli anioni derivanti da uno stesso ossoacido, ma ancora contenenti idrogeni acidi, si premette il prefisso IDROGENO- o DIIDROGENO-.

• es. HPO₄^-2 - IDROGENOFOSFATO
• H₂PO₄^- - DIIDROGENOFOSFATO
• HSO₄^- - IDROGENO SOLFATO

LEZIONE 5

Reazione Chimica = processo in cui i reagenti vengono trasformati in prodottiΔ colore, formazione di precipitato, sviluppo di gas,…

* Un'equazione chimica deve essere bilanciata, ossia deve rispettare il principio di conservazione della massa.

es. CH₄ + O₂ → CO₂ + H₂O ➔ CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O

• Si possono distinguere 2 tipi di reazioni: 1. Non redox: tutti gli atomi mantengono il loro N.O.

2. Redox (= ossidoriduzione): reazioni in cui il N.O. varia

1) Regole per le non redox: si può bilanciare per via algebrica, impostando un sistema di equazioni

⬇ oppure

si procede per via intuitiva

ESERCIZI:

1. 2 CaF₂ + SiO₂ + 2H₂SO₄ ➔ 2 CaSO₄ + SiF₄ + 2 H₂O
2. K₂Cr₂O₇ + 4 KI + 3 H₂SO₄ ➔ 3 K₂SO₄ + 2 CrO₃Cl₂ + 3 H₂O
3. Na₂SiO₃ + 4 NaF + 6HCl ➔ SiF₄ + 6 NaCl + 3 H₂O
4. 12(NH₄)₂MoO₄ + H₃PO₄ + 21 HNO₃ ➔ (NH₄)₃PO₄ + 12 N₂O + 3 HNO₃ + 12 H₂O

2) Ci sono sempre atomi che aumentano il N.O., si ossidano e sono detti riducenti, e atomi che diminuiscono il N.O., si riducano e sono chiamati ossidanti.

il numero di elettroni ceduti dai riducenti = numero di elettroni acquistati dagli ossidanti

3. PRINCIPIO DI INDETERMINAZIONE DI HEISENBERG:

∆x · ∆p ≥ ħ / 4π

• costante di Planck
• incertezza di posizione
• incertezza di quantità di moto

Sono grandezze proporzionali: una < incertezza sulla x porta ad una > incertezza sulla quantità di moto.

Equazione di Schrödinger: lo stato di un elettrone può essere descritto tramite le funzioni d'onda Ψ (soluzioni dell'equazione differenziale nota come equazione d'onda di Schrödinger):

Ĥ Ψ = E Ψ

• operatore Hamiltoniano = insieme di funzioni d'onda

È una funzione puramente matematica, non ha nessun significato fisico, ma ha una importante rappresentazione grafica che ci permette di descrivere lo spazio in cui possiamo trovare l'elettrone ("funzione probabilità").

In realtà più che Ψ è importante Ψ², che è correlabile con la probabilità di localizzare l'elettrone ad energia E in un certo punto dello spazio (x, y, z).

Ψ(r, Θ, φ) = R(r) · Y(Θ, φ)

• funzione d'onda radiale
• funzione d'onda angolare

R = distanza elettrone-nucleo (→ il nucleo è nell'origine)

• Θ = angolo tra la direzione elettrone-nucleo e un asse di riferimento
• φ = angolo tra la proiezione della direzione elettrone-nucleo sul piano xy e l'asse x

Le soluzioni dell'equazione di Schrödinger dipendono da 3 parametri:

1. N° quantico principale n, che assume tutti i valori da 1 a ∞. Esso definisce l'energia
2. N° quantico secondario (o momento orbitale), l che per ogni n assume interi positivi da 0 a n−1. Esso definisce la simmetria della distribuzione dell'elettrone.
3. N° quantico magnetico m_l, che per ogni valore di l può assumere tutti i valori interi compresi tra −l e +l. Indica l'orientazione della distribuzione dell'elettrone nello spazio.
4. N° quantico di spin m_s, che può assumere i valori ±¹⁄₂. È una proprietà dell'elettrone, non dell'orbitale.

Lezione 8

• Elettroni di valenza: quelli che vanno oltre quelli della configurazione dei gas nobili e che partecipano alla formazione di legami

Na → 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹ ⇒ [Ne] 3s¹ ⇒ 1e^-

Ne (gas nobile precedente)

B→ 1s² 2s² 2p¹ ⇒ [He] 2s² 2p¹ ⇒ 3e^-

• Simbolo dell'elemento nella notazione di Lewis: Na . B . . N .
• Secondo lui ogni composto tende, legandosi ad altri atomi, a raggiungere l'otteto, ossia ad avere 8 elettroni attorno a sé ossia la configurazione del gas nobile successivo, che è molto più stabile
• Tutti gli atomi eccetto l'idrogeno

Formazione di un legame: NH₃ ⇒ H—N—H

NaCl ⇒ Na⁺ ⇌ Cl^-

• Bisogna tuttavia valutare la ΔEN che definisce un legame

Covalente (ΔEN < 1.7)

Ionico (ΔEN > 1.7)

Esempio: O₂ ⇌ O::O → Ö::Ö

→ Ma questa non è esattamente la formula veritiera dell'ossigeno, essa ha in realtà degli elettroni spaiati

• Regole per scrivere la struttura di Lewis:
1. Determinare il n° totale di elettroni di valenza
2. Identificare l'atomo centrale e quelli terminali:
3. Scrivere la formula scheletro del composto:
4. Verificare se si sono posizionati tutti gli elettroni, se no completare l'otteto degli atomi terminali
5. Se rimangono ancora elettroni, posizionarli sull'atomo centrale

N → EN + bassa

H è "sempre" terminale

NH₃

Ev(N) + 3∙Ev(H) = 5+3 = 8e^-

H—¯N—¯H