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Chimica Generale

Appunti di Chimica generale e inorganica basati su appunti personali del publisher presi alle lezioni del prof. Demartin dell’università degli Studi di Milano - Unimi, della facoltà di Scienze matematiche fisiche e naturali. Scarica il file in formato PDF!

Esame di Chimica Generale e Inorganica docente Prof. F. Demartin

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COME RICAVARE ETA’ DEL REPERTO: un mezzo di t (anni)/0,693 x log n° di

disintegrazioni al minuto per un grammo di carbonio [d ] /n° di disintegrazioni al

0

campione d’esame [d]

Es: datare un sarcofago egizio, preleviamo 15.0 g di C che presentano 125

disintegrazioni al minuto

d= 125/15g = 8.33 disintegrazioni al minuto

t = 8268 log 15,3/8,33 = 5027 anni

PESO DEGLI ATOMI, MASSE O PESI ATOMICI O MOLECOLARI

UNITA’ DI MASSA ATOMICA [u.m.a.]: è un 12esimo della massa di un atomo di

 12

carbonio 12 ( C)

12 -27

C= 1,66954 x 10 kg

PESO ATOMICO [PA]: è il numero che esprime quante volte la dodicesima parte

 12

della massa atomica di C è contenuta nella massa atomica dell’elemento in

questione

Sulla tavola periodica è la media dei pesi degli isotopi di un elemento

PESO MOLECOLARE [PM]: di una qualsiasi sostanza di formula chimica A B C

 a b c

è: a x PAA + b x PAB + c x PAC

24

Esempio: Mg -> 78,99% 23,9850 uma

25

Mg -> 10,00% 24,9858 uma

26

Mg -> 11,01% 25,9826 uma

23,9850 x 78,99/100 + 24,9858 x 10,00/100 + 25,9826 x 11,01/100 =

 24,395 u.m.a. (media pesata ella media di ciascun isotopo di un elemento)

Esempio peso molecolare: C H O (glucosio)

6 12 6

PM= 6 x PAt + 12 x PAt + 6 x Pat = 6 x 12 + 12 x 1 + 6 x 16 = 180 n.m.a.

c H O 23

NUMERO DI AVOGADRO: 6,022 x 10 atomi o molecole

MOLE = quantità di sostanza che contiene n° di atomi o molecole pari al numero di

avogadro

Esempio: 3H + N = 2H 0

2 2 2

3x2g +1x28g = 2x17g

Perché 1 mole di H pesa 1 g e 1 mole di N pesa 14g

Quanti H e N devo prendere per preparare 170g di NH ?

 3

SOLUZIONE = SOLVENTE (liquido o solido) + SOLUTO (liquido solido gassoso) =

miscela omogenea di più o due componenti

SOLUZIONE SATURA = contiene la massima quantità possibile di soluto in una certa

quantità di solvente

Esempio di solvente solido: RAME E ZINCO = soluzione solida (soluto quantità minore,

solvente quant maggiore)

CONCENTRAZIONE = quantità di soluto che ho in una soluzione o in un solvente

MOLARITA’ DI UNA SOLUZIONE= rapporto tra le moli di soluto e il volume della

soluzione (litri) [non detto che sia il V del solvente]

= moli di soluto (mol) / V della soluzione (litri) =

[M] -1

Es: 3 mol di NaCl in 2L di soluzione -> M = 3mol / 2L = 1,5 molL

MOLALITA’ = mol di soluto (mol) / kg di solvente = [m] -1

Es: 2 mol di soluto in 500g di acqua -> m= 2 mol / 0,5 Kg = 4 molKg

% IN PESO di soluto = H SO 25% in peso (il resto quindi 75% è acqua)

2 4

Percentuale di soluto contenuta in una soluzione in peso.

FRAZIONE MOLARE= per esprimere la composizione delle miscele gassose

χ = mol di soluto / mol totali

Esempio: ARIA = 21% in moli di O 78% in moli di N 1% in moli di A

2 2 2

Χ = mol di O /mol tot di aria (O +N +A ) = 21 mol / 100 mol = 0,21

02 2 2 2 2

PERCENTUALE IN PESO = esprime la quantità in grammi di soluto presente in 100

grammi di soluzione

Esempio: 2L di soluzione 1,5M di glucosio. Quanti g di glucosio?

-1

1,5 molL x 2L = 3 mol

C[concentrazione] = mol / V mol = CxV

-1

PM C H O = 180gmol

6 12 6 -1

gC H O = 180gmol x 3 mol = 540g

6 12 6 -1

1L di questa soluzione e voglio fare una soluzione di 18gL di glucosio

-1

Mol = 18g / 180 gmol = 0,1 moli

-1

1,5 M = 1,5 molL -1

0,1 mol / 1,5 molL = 0,0667L -> 66,7 Ml

STRUTTURA DI UN ATOMO

Inizio ‘900 Thomson “modello a budino” -> modello strutturale di un atomo. In seguito

modificato da Rutherford (esperimento particelle alfa e lamina oro)

Modelli scardinati dalle leggi della fisica classica: LE PARTICELLE GENERANO UN

CAMPO MAGNETICO (comporta la trasformazione di parte della sua energia per il

campo magnetico e quindi diminuisce la velocità e la forza)

Es: orbita di un pianeta ben preciso è dato dalla forza ATTRATTIVA (forza di Coulomb)

2

verso il sole e la forza CENTRIFUGA che dipende dalla velocità (1/2 mv ), cioè ENERGIA

CINETICA. La centrifuga dovrebbe avvicinarsi sempre di più al nucleo fino a

schiantarticisi addosso.

Quindi questo modello è in contraddizione con il modello planetario (legge della fisica

classica)

NATURA ONDULATORIA DELLA LUCE: una radiazione elettromagnetica, di cui la luce è

un caso particolare, può essere considerata come un campo elettromagnetico

oscillante che si propaga nello spazio. Un’onda è caratterizzata dalla LUNGHEZZA

D’ONDA e dalla FREQUENZA

ONDA = trasporto di energia attraverso il movimento

LUNGHEZZA D’ONDA λ (m) è la distanza tra due massimi adiacenti

 FREQUENZA ν ν = V/λ (Hz) è il numero di lunghezza d’onda che passano per

 un punto fisso nell’unità di tempo (1 secondo).

VELOCITA’ V

 VELOCITA’ DELLA LUCE c (300000 km/s)

 ν = c/λ c= λ x ν

 -39

E = hν h = costante di Planck = 6.626 x 10 Js

 LO SPETTRO ELETTROMAGNETICO

SPETTRO VISIBILE = dispersione della luce nei colori dell’iride

SPETTRO CONTINUO = dal rosso al viola attraverso un cambiamento graduale di colore

SPETTRO A RIGHE DELL’IDROGENO = non è composto da tutti i colori

- L’esistenza di questi spettri è stata spiegata dal modello atomico di Bohr

(1913): le leggi della fisica classica non valgono per gli atomi. Gli elettroni si

muovono su orbite ben precise e non perde e non acquista energia

- Salto quantico = può saltare su un’altra orbita se assorbe energia (una quantità

ben precisa)

SPETTRO ELETTROMAGNETICO = intero intervallo di lunghezze d’onda e frequenze

delle radiazioni elettromagnetiche e spazia dalle onde radio ai raggi ϒ

- L’energia è QUANTIZZATA: quantità ben precisa. Se l’energia acquistata è tale

da “far volar via” l’elettrone e l’atomo, si dice ionizzato.

- PRINCIPIO DI INDETERMINAZIONE: per conoscere la posizione di un elettrone/il

valore energetico bisogna perturbarlo

- ORBITALE: quella regione dello spazio intorno al nucleo di un atomo, entro la

quale vi è per lo meno il 90% di probabilità di trovare l’elettrone. L’orbitale NON

è l’area di un cerchio ma il VOLUME DI UNA SFERA.

NUMERI QUANTICI

Gli orbitali possono essere diversi per DIMENSIONI, FORMA E ORIENTAMENTO NELLO

SPAZIO.

Contraddistinti da 3 numeri quantici:

NUMERO QUANTICO PRINCIPALE n: valori interi tra 1-7. Indica l’energia

 dell’orbitale. (un orbitale con n=1 avrà minore energia di un orbitale con n=2

NUMERO QUANTICO SECONDARIO l: valori interi tra 0 e n-1. Indica la forma

 dell’orbitale. l=0 sferico (s), l=1 forma ad otto (p), l=2 a quadrifoglio (d), l=3

forme complicate (f)

NUMERO QUANTICO MAGNETICO m: valori interi tra l e -l. indica l’orientamento

 nello spazio dell’orbitale

NUMERO QUANTICO DI SPIN m : assume due unici valori cioè +1/2 e -1/2.

 s

Descrive il moto dell’elettrone attorno il proprio asse. Questa rotazione genera

un campo magnetico, per cui un elettrone può essere considerato un minuscolo

magnete con polo N e polo S GLI ORBITALI

1S: sferico, la probabilità di trovare un elettrone diminuisce man mano si è

 lontani dal nucleo. (orbitale con più bassa energia)

P (P P P ): 3 orbitali, stessa forma determinata dal numero quantico secondario

 x Y Z

e dal n. q. magnetico diverso che determina l’orientamento

ORBITALE DEGENERE= orbitale che si differenzia da altri per l’orientamento pur

 avendo stessa forma ed energia

3d:

 4f:

ORDINE DI RIEMPIMENTO DEGLI ORBITALI

1. Tra gli orbitali possibili, un elettrone si dispone in quello che ha minore energia

2. In ogni orbitale non vi possono essere più di due elettroni

3. Questi due elettroni devono avere spin opposto

4. Gli elettroni che hanno a disposizione più orbitali con la stessa energia, si

dispongono nel numero maggiore di orbitali, con spin parallelo.

SCHEMA DEI LIVELLO ENERGETICI DEGLI ORBITALI DELL’ATOMO DI IDROGENO

- Gli elettroni tendono ad occupare il numero maggiore possibile di orbitali

degeneri

- GAS NOBILI: elementi con proprietà chimiche simili, gli elettroni dell’ultimo

orbitale sono gli stessi e quindi hanno simile configurazione elettronica

- Atomi che contengono 1 solo elettrone (elettroni spaiati) nell’orbitale sono

magnetici

- ELETTRONI DI VALENZA: elettroni dell’ultimo orbitale configurazione

- Gli elementi del I gruppo del Sistema Periodico hanno la

elettronica esterna s s s p

1 2 2 1

, quelli del secondo gruppo , quelli del terzo , del

s p s p s p s p s p Cioè il

2 2 2 3 2 4 2 5 2 6

quarto , del quinto , del sesto , settimo ed ottavo .

numero di elettroni della configurazione elettronica esterna coincide

con il numero del gruppo.

TAVOLA PERIODICA: COLONNE (=GRUPPI) contengono elementi con proprietà

chimiche simili

Es: 1° colonna Li O – Na O – K O

2 2 2

2°colonna BeO – MgO – CaO

- Le proprietà degli atomi dipendono dal numero di elettroni di valenza

- REGOLA DELL’OTTETTO: Tutti gli elementi dell’ottavo gruppo del Sistema

Periodico sono dei gas poco reattivi; esistono solo in forma monoatomica, è

difficile farli reagire e danno pochissimi composti; in base a questa loro

gas nobili.

mancanza di reattività sono chiamanti Evidentemente hanno alta

s p

2 6

stabilità e bassa energia. La loro struttura elettroni esterna è . Otto elettroni

negli orbitali più esterni: cioè un ottetto.

RIGA ORIZZONTALE (=PERIODO) ogni periodo corrisponde al riempimento di un

diverso livello energetico

1° periodo (H e He) elettroni nel livello orbitale 1 & 2° periodo gli elettroni finiscono nel

livello orbitale 2

- ELEMENTI DI TRANSIZIONE: nei quali si stanno riempiendo gli orbitali d

- LANTANOIDI E ATTINOIDI: si sta riempiendo il livello energetico f

PROPRIETA’ DEGLI ELEMENTI

METALLI = lucentezza metallica, conducibilità termica ed elettrica

 NON METALLI = cattivi conduttori (eccezione per il diamante)

 SEMIMETALLI

 ALOGENI

 CALOGENI

PROPRIETA’ PERIODICHE

RAGGI ATOMICI: le dimensioni degli atomi variano in modo periodico, man mano che si

scende lungo il gruppo il raggio atomico aumenta, mentre da sinistra verso destra

lungo il periodo le dimensioni dell’atomo diminuiscono.

ENERGIA DI IONIZZAZIONE: Il P.I. è l’energia minima che occorre somministrare ad un

atomo allo stato fondamentale per rimuovere un elettrone, quello più esterno. Viene

-1.

misurato in eV o kJ mol I , I etc. Aumenta lungo il periodo, diminuisce lungo il

1 2

gruppo, perché aumenta la distanza.

Gli atomi da cui è più difficile togliere uno ione sono i GAS NOBILI. Tutti a parte He

hanno l’ottetto ed è quindi difficile destabilizzarli (sono i massimi)

Gli elementi del primo gruppo (metalli alcalini) è più facile prendere un elettrone. Se

glielo togli assumono la configurazione elettronica del gas nobile più vicino (sono i

minimi)

ELETTRONEGATIVITA’: L’elettronegatività di un atomo è la sua tendenza ad attirare

verso di sé gli elettroni di legame.

L’elettronegatività è data: (P.I + A.E)/2

LEGAMI CHIMICI INTRAMOLECOLARI

Con il termine legame chimico si intende la forza attrattiva che tiene uniti due o più

atomi o ioni in una molecola o un solido.

Un atomo è particolarmente stabile quando tutti i suoi elettroni si trovano al loro livello

energetico più basso e quando tale livello è completamente riempito da elettroni. Gli

atomi in cui il livello più esterno è riempito solo parzialmente tendono a interagire con

altri atomi per completare il proprio livello più esterno, dando origine alle reazioni

chimiche. LEGAME COVALENTE

Legame chimico in cui due atomi mettono in comune delle coppie di elettroni. Un

atomo risente dell’influenza di chi gli sta vicino e del proprio elettrone e viceversa.

Avvicinandosi i due orbitali di sovrappongono (aumenta attrazione fra cariche di segno

opposto). Sovrapposizione maggiore e l’energia tende a diminuire fino ad un valore

minimo. Se si continua, l’energia ricomincia a salire perché prevalgono le forze di

repulsione.

In un legame covalente con due atomi diversi (es. HF) quello più grande ha la capacità

di attrarre di più la coppia di elettroni. L’altro tende quindi a caricarsi positivamente

(molecola polare).

(F è la molecola più elettronegativa in assoluto)

FORMULA DI LEWIS

La scrittura delle formule di Lewis fa uso di una notazione in cui gli elettroni del guscio

di valenza di ogni atomo vengono rappresentati da punti posti intorno al simbolo

chimico dell’atomo stesso.

Lewis formulò la regola dell’ottetto secondo la quale un atomo forma legami perdendo,

acquistando o mettendo in comune un numero di elettroni tale da realizzare un ottetto

di elettroni. Un legame singolo è costituito da due elettroni.

Raggiungere l’ottetto (a parte H)

 A centro quello meno elettronegativo (H si lega sempre con O)

 Contare il numero totale degli elettroni di valenza. Addizionarne uno per ogni

 carica neg e sottrarne uno per ogni carica positiva.

Contare gli elettroni nella struttura di Lewis e se la struttura contiene troppi

 eletroni può formare, legami multipli.

[eccezioni alla regola dell’ottetto sono BeH e BF ]

2 3

LEGAME IONICO

Il legame ionico (o salino) si forma tra due atomi che hanno una grande differenza di

elettronegatività. Un atomo trasferisce definitivamente elettroni ad un altro, con

catione anione

formazione di un e di un . Non si ha la formazione di orbitali

molecolari o di molecole. Gli ioni stanno insieme per attrazione elettrostatica per segni

opposti. Espansione dell’ottetto avviene solo per gli elementi dal III periodo in giù.

esempi di legami ionici: KF, NaI, BaCl , BaO, cioè tra atomi di elementi dei primi gruppi

2

della tavola periodica, che hanno bassa ionizzazione e bassa elettronegatività, con

atomi di elementi degli ultimi gruppi della tabella periodica, che hanno alta affinità

elettronica ed alta elettronegatività.

LEGAME DATIVO

Un atomo che ha raggiunto l’ottetto, fonde un su orbitale, contenente un doppietto,

con un orbitale completamente vuoto di un altro.

ACIDO DI LEWIS: molecola povera di elettroni, come NH 3

BASE DI LEWIS: molecola ricca di elettroni, in grado di donarne una coppia

Un’interazione COVALENTE avviene tra un acido e una base di Lewis.

IONE COMPLESSO: si forma in seguito a questo legame dativo (solubile in acqua)

- TEORIA VSEPR (TEORIA DELLA REPULSIONE DELLE COPPIE DI ELETTRONI DELLO

STRATO DI VALENZA): le nuvole elettroniche dei legami e quelle delle coppie

solitarie si dispongono nello spazio in modo da minimizzare le repulsioni

elettrostatiche che si manifestano tra esse.

ORBITALI IBRIDI

Il movimento degli elettroni attorno al nucleo può essere descritto mediante equazioni

d’onda. Le soluzioni di queste equazioni sono gli orbitali atomici, i quali disegnano, in

maniera approssimata, le regioni dello spazio caratterizzate da un’alta probabilità di

trovare l’elettrone.

L’orbitale s è sferico, l’orbitale p assomiglia a due sfere che si toccano. Ciascun

orbitale può essere occupato da un numero massimo di due elettroni aventi spin

opposto (principio di esclusione di Pauli).

Un orbitale molecolare si forma per sovrapposizione di due orbitali atomici.

I legami formati per sovrapposizione lungo l’asse internucleare si dicono legami δ

(FORTI); quelli formati per sovrapposizione di orbitali p perpendicolari all’asse

internucleare si dicono legami π (DEBOLI).

La sovrapposizione di orbitali nello stesso atomo dà origine a nuovi orbitali ibridi

aventi forma diversa, che hanno caratteristiche diverse da quelle degli orbitali di

partenza. L’ibridizzazione rende minima la repulsione elettronica e massimo il legame.

La sovrapposizione di un orbitale s e di un orbitale p fornisce due Orbitali ibridi sp a

struttura lineare. 2

Un orbitale s e due p portano a tre ibridi sp trigonali. 3

Un orbitale s e tre p danno luogo a quattro orbitali ibridi sp tetraedrici.

PROPRIETA’ DELLE MOLECOLE

Momento di dipolo: due cariche di segno opposto poste ad una distanza R. È tanto più

grande quanto sono differenti le cariche.

POLARITA’: è una proprietà delle molecole per cui una molecola (detta polare)

presenta una carica parziale positiva su una parte della molecola e una carica parziale

negativa sulla parte opposta di essa. Le molecole che non presentano il fenomeno

della polarità sono dette apolari o non polari.


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AUTORE

bcaimi

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8 mesi fa


DETTAGLI
Corso di laurea: Corso di laurea in scienze e tecnologie per lo studio e la conservazione dei beni culturali e dei supporti della informazione
SSD:
Università: Milano - Unimi
A.A.: 2018-2019

I contenuti di questa pagina costituiscono rielaborazioni personali del Publisher bcaimi di informazioni apprese con la frequenza delle lezioni di Chimica Generale e Inorganica e studio autonomo di eventuali libri di riferimento in preparazione dell'esame finale o della tesi. Non devono intendersi come materiale ufficiale dell'università Milano - Unimi o del prof Demartin Francesco.

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