Chimica generale - Appunti

APPU

NTI DI

• La chimica studia la MATERIA e le sue

trasformazioni e l’energia coinvolta in queste

CHIMI trasformazioni.

• La MATERIA è tutto ciò che ha una massa e

occupa uno spazio. La materia è formata da

particelle molto piccole chiamati ATOMI .

CA

• Un SOSTANZA è definita come materia che ha

delle caratteristiche specifiche di quella determinata

sostanza. Queste caratteristiche possono

essere FISICHE cioè possono essere determinate senza distruggere o far

trasformare la sostanza in esame (COLORE, ODORE, SAPORE, DENSITA’ Ecc.) o

CHIMICHE cioè capacità di reagire con altre sostanze trasformandosi in

sostanze diverse da quelle di partenza (COMPOSIZIONE, CAPACITA’ DI REAGGIRE

CON ALCUNE SOSTANZE, CAPACITA’ DI BRUCIARE Ecc.)

• Gli ELEMENT I sono sostanze composte da atomi uguali (O )

2

• Una MISCIELA è l’unione di 2 o più sostanze. Può essere:

- OMOGENEA  Se non sono visibili superfici di separazione tra le due sostanze

- ETEROGENEA  Se sono visibili superfici di separazione tra le sostanze

• LE LEGGI PONDERALI DELLA CHIMICA:

- CONSERVAZIONE DELLA MASSA  Massa Reagenti = Massa Prodotti

- PROPORZIONI DEFINITE  Quando due sostanze reagiscono esse si lo fanno

secondo rapporti definiti

• PROPORZIONI MULTIPLE  Se facciamo reagire due elementi per formare 2 o più

composti, tenendo fissa la massa di uno, la quantità dell’altro stare in rapporti

esprimibili con numeri interi e piccoli con l’altro

• TEORIA ATOMICA DI DALTON:

- La materia è formata da particelle piccolissime e indivisibile chiamate atomi

- Atomi uguali hanno massa uguale, atomi diversi hanno massa diversa

- Atomi diversi possono combinarsi in rapporti diversi e le loro combinazioni

avvengono tra atomi interi

• LE PARTICELLE SUB ATOMICHE

-19

- ELETTRONE  Carica = 1,6 x 10 C

-31

Massa = 9,1 x 10 Kg

-19

- PROTONE  Carica = 1,6 x 10 C -27

Massa = 1,6723 x 10 Kg

-27

- NEUTRONE  Massa = 1,6745 x 10 Kg

• MODELLO ATOMICO DI THOMSON:

Atomo concepito come una piccola sfera omogenea carica positivamente in cui sono

immersi gli elettroni

• MODELLO ATOMICO DI RUTHERFORD:

La massa dell’atomo è concentrata in una piccola parte dell’atomo chiamato nucleo

con gli elettroni che si muovono intorno ad esso (Va contro le leggi della fisica classica)

• MODELLO ATOMICO DI BOHR:

Bhor uni il modello di Rutherford alla TEORIA QUANTICA DI PLANCK (L’energia di

una radiazione elettromagnetica è emessa o assorbita da un oggetto non in modo

continuo secondo quantità variabili, ma in modo discontinuo, secondo quantità

definite)

• MODELLO QUANTO-MECCANICO:

Il modello di Bohr fu dimostrato solo per l’atomo d’idrogeno, per gli altri risulto andare

contro il principio di INDETERMINAZIONE DI HEISENBERGH (Impossibile

determinare la posizione e orbita di un elettrone)

• ORBITALE ATOMICO

L’orbitale atomico è una regione dello spazio in cui la possibilità di trovare un elettrone

è maggiore del 95%

• NUMERI QUANTICI

- Numero quantico principale (n)  Definisce la dimensione l’energia dell’orbitale

(Varia da 1 a 7)

- Numero quantico secondario (l)  Indica la forma dell’orbitale (Varia da 0 a n-1)

- Numero quantico magnetico (m)  Precisa l’orientazione dell’orbitale nello

spazio rispetto ai 3 assi cartesiani (Varia da –l a +l)

- Numero quantico dello spin (ms)  Indica il moto di rotazione dell’elettrone

(Spin) può assumere valori da- ½ a ½

• ORBITALI DEGENERI

Orbitali con lo stesso valore di n e l ma con diversa orientazione

• FORME ESIMBOLI DEGLI ORBITALI ATOMICI

Per ogni valore n esiste sempre un orbitale l=o (s) Forma sferica

Per ogni valore n>1 esistono 3 orbitali p (l=1)

Per ogni valore di n>2 esistono 5 orbitali d (l=2)

Per ogni valore di n=4 o 5 esistono 7 orbitali f (l=3)

• PRINCIPIO DI ESCLUSIONE DI PAULI

Un orbitale non può essere occupato da più di 2 elettroni, quando due elettroni

occupano un orbitale devono avere spin opposti.

• NUMERI IDENTIFICATIVI DELL’ATOMO

Z= Numero protoni

A = Massa atomica = Numero protoni +Numero neutroni

• MASSA ATOMICA

Massa di un atomo

• L’UNITA’ DI MASSA ATOMICA 12

Corrisponde a 1/12 della massa del carbonio si misura in u.m.a.

• MASSA ATOMICA RELATIVA

Indica quante volte la massa atomica assoluta è maggiore dell’unità di massa atomica

• TAVOLA PERIODICA DI MENDELEEV

Gli elementi chimici sono raggruppati all’interno della tavola periodica secondo la loro

massa atomica crescente, con proprietà chimiche e fisiche che cambiano lungo il

periodo e rimangono simili lungo il gruppo

• SISTEMA PERIODICO

Gli elementi sono raggruppati secondo il loro numero atomico crescente sono divisi in

4 gruppi:

- S (Quelli a sinistra)

- P (Quelli a destra)

- D (Quelli centrali)

- F (Quelli in basso)

Sono divisi in 7 periodi (Righe) e 16 gruppi (colonne, 8A e 8B)

• CONFIGURAZIONE ELETTRONICA ESTERNA

E’ una formula che indica quanti elettroni vi sono nell’orbitale s o p con il numero

quantico n più grande. Gli elementi che hanno configurazione esterna uguale hanno

proprietà simili.

• DIMENSIONI ATOMICHE

Decresce da sinistra a destra lungo il periodo e cresce lungo il gruppo dall’alto verso il

basso

ENERGIA DI IONIZZAZIONE

E’ l’energia necessaria a strappare un elettrone per creare un catione. Cresce lungo il

periodo e diminuisce lungo il gruppo

• AFFINITA’ ELETTRONICA

Energia che si libera quando un atomo neutro acquista un elettrone e diventa anione.

Cresce lungo il periodo e decresce lungo il gruppo

• ELETTRONEGATIVITA’

E’ la tendenza di un atomo a trattenere su di se gli elettroni di legame. Cresce lungo il

periodo e diminuisce lungo il gruppo

• METALLI

Tendono a perdere elettroni (Blocco s tranne H, blocco d e f e gli elementi in basso a

sinistra del blocco p)

• NON METALLI

Tendono ad acquistare elettroni (H e gli elementi in alto a destra del gruppo p)

• SEMIMETALLI

Sono elementi che hanno caratteristiche fisiche dei metalli e alcune proprietà chimiche

dei non metalli (B, Si, Ge, As, Sb, Te, At)

• CARATTERE METALLICO E NON METALLICO DEGLI ELEMENTI

I metalli hanno bassi valore di energia di ionizzazione, di affinità elettronica e di

elettronegatività. Il carattere metallico diminuisce lungo il periodo e aumenta lungo il

gruppo

I non metalli hanno valori elevati di affinità elettronica di energia di ionizzazione e di

elettronegatività. Il carattere non metallico aumenta lungo il periodo e diminuisce

lungo il gruppo.

• ENERGIA DI LEGAME

Energia che si libera durante la formazione di un legame o che bisogna fornire

dall’esterno per romperlo.

• LEGAME IONICO

Si forma per trasferimento di un elettrone da un atomo all’altro, con la formazione di

un catione e un anione tra i quali si instaura un attrazione elettrostatica. Si forma tra

metalli e non metalli, non c’è formazione di molecole ma di una UNITA’ FORMULA

+ -

(Specie neutra costituita da un legame ionico Es. Na Cl )

• MOLECOLE

Una specie elettricamente neutra e corrispondente alla più piccola parte di una

sostanza di cui conserva tutte le proprietà.

• LEGAME COVALENTE

Si stabilisce tra atomi uguali o diversi di non metalli e si realizza per condivisione di

uno o più elettroni con formazioni di molecole.

• LEGAMI COVALENTI SEMPLICI E MULTIPLI

- SEMPLICE 1 coppia di elettroni condivisi

- DOPPIO  2 coppie di elettroni condivisi

- TRIPLO  3 coppie di elettroni condivisi

σ

• ORBITALI MOLECOLARI, LEGAMI e LEGAME π

L’orbitale molecolare è una nuvola elettronica occupata da una coppia di elettroni di

legame che circonda entrambi i nuclei dei 2 atomi legati (Sovrapposizione di 2 orbitali

atomici). Se la sovrapposizione è frontale si forma un legame covalente σ se è laterale

si forma un legame covalente π. Il legame covalente σ è più forte del legame

covalente π.

- SEMPLICE  LEGAMI σ

- DOPPIO  1 LEGAMI σ e 1 LEGAME π

- TRIPLO  1 LEGAMI σ e 2 LEGAMI π

• LEGAME COVALENTE PURO

- Atomi uguali

- Gli elettroni sono esattamente condivisi tra i due atomi (Apolare)

• LEGAME COVALENTE POLARE

- Atomi diversi ma con poca differenza di elettronegatività (o,4 a 1.7)

- Gli elettroni di legame sono attirati verso l’atomo più elettronegativo formando

2 poli uno positivo e uno negativo (Polare)

• LEGAME DATIVO O DI COORDINAZIONE

Quando i due elettroni di legame vengono forniti da 1 solo dei 2 atomi. Il legame si

forma tra un atomo che dispone di un doppietto solitario (DONATORE) e un atomo

che ha un orbitale vuoto (ACCETTORE).

• LEGAME METALLICO

Si stabilisce tra gli ioni positivi del metallo e gli elettroni del livello energetico esterno

• LEGAME IDROGENO

Si stabilisce quando in una molecola polare è presente l’atomo di idrogeno legato

covalentemente ad un atomo dal piccolo raggio atomico e molto elettronegativo (N, O,

F) • INTERAZIONE DI POLO- DI POLO

Tra molecole polari inorganiche, organiche, solide e liquide

• FORZA DI LONDON

Interazioni elettrostatica che si stabiliscono tra molecole apolari o monoatomiche di

gas nobili

• STATI DI AGREGAZIONE

- AERIFORME  Non ha né volume ne forma propria. Si distingue in GAS che non

può essere liquefatto per compressione e VAPORE che può essere liquefatto

per compressione.

- LIQUIDO  Ha volume proprio ma non forma propria. Sono incomprimibili

- SOLIDO  Volume e forma propria. E’ dotato di reticolo cristallino

• GAS IDEALI

- Le particelle del gas sono puntiformi

- Tra le particelle non esistono interazioni a distanza

- Gli urti delle particelle sono perfettamente elastici

• LEGGE DI BOYLE

Esprime la relazione tra la pressione e il volume a temperatura costante (LEGGE

ISOTERMA) P xV =P xV

1 1 2 2

v x P

1 1

P = V

2 2

P x V

1 1

V = P

2 2

• LEGGE DI CHARLES

Esprime la relazione tra la temperatura e il volume a pressione costante (LEGGE

ISOBARA) V V

1 2

=

T T

1 2

V 1 T

V = 2

T

2 1

V 1 V

T = 2

T

2 1

• LEGGE DI GAY-LUSSAC

Esprime la relazione tra la temperatura e la pressione a volume costante (LEGGE

ISOCORA) P P

1 2

=

T T

1 2

P 1 T

P = 2

T

2 1

P 1 P

T = 2

T

2 1

• LEGGE DI AVOGRADO

Esprime la relazione tra il volume e il numero di moli di un gas. Il volume occupato da

una mole di qualunque gas a temperatura di 0° C a una pressione di 1 atm equivale ha

22,4 L/mol

• EQUAZIONE DI STATO DEI GAS IDEALE

Le tre leggi possono essere riassunte in un'unica equazione

PV= nRT

P= Pressione (atm)

V= Volume (l)

n= Numero di moli (mol) -1 -1

R= Costante Universale dei gas (0,082 atmLmol K )

T= Temperatura (K)

• EVAPORAZIONE ED EBOLLIZIONE

La vaporizzazione di un liquido si divide in EVAPORAZIONE ed EBOLLIZIONE a

secon