Chimica generale - corso di teoria

CHIMICA

APPUNTI DEL CORSO A. A. 2020/2021

PROFESSORESSA LIVIA GIORDANO

FACOLTÀ DI FISICA, UNIVERSITÀ DI MILANO BICOCCA

APPUNTI DI REBECCA GIULIA NOVARA

Appunti del corso di Chimica di Rebecca Novara

INDICE

INTRODUZIONE……………………………………………………..……………………………………………………………….……………3

TEORIA ATOMICA……………………………………………………………………………………….…………………………..………….3

STECHIOMETRIA………………………………………………………..……………………………….………………………………………5

STRUTTURA ELETTRONICA DEGLI ATOMI…………………………………………………..……….………………………..7

ORBITALI ATOMICI………………………………………………..……………………….…………………………………………………12

LEGAME CHIMICO………………………………………….……….……………………………………………….……………………….21

STATI DI AGGREGAZIONE E SOLUZIONI…………………………………..…………………………….…………………….32

NOMENCLATURA CHIMICA…………………………………………….……………………………..……………………………….40

TERMOCHIMICA E CINETICA CHIMICA……………………………………….……………….……….………………………42

ACIDI E BASI…………………………………………………………………..………………………….………………………………………49

REAZIONI DI OSSIDO RIDUZIONE (REDOX)………………………………………………………..………….……………..57

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Appunti del corso di Chimica di Rebecca Novara

Chimica generale

Introduzione

Chimica: studia la materia, le sue proprietà, le trasformazioni subite e l’energia associata alle trasformazioni.

La materia è tutto ciò che ha massa e volume; ha una composizione (i tipi e le quantità di sostanze più semplici

che la costituiscono), uno stato di aggregazione, proprietà fisiche (intrinseche della materia, sono intensive ed

estensive) e chimiche (quando una sostanza si trasforma o reagisce).

Nelle trasformazioni fisiche non cambia la composizione della materia, in quelle chimiche cambia la

composizione.

Materia

• Pure: hanno proprietà e composizioni proprie che non dipendono dal campione (acqua, sale, rame).

o Elementi

o Composti: I composti si trasformano in sostanze elementari grazie a trasformazioni chimiche

• Miscele: sostanze che si possono trasformare in pure con metodi fisici (filtrazione, congelamento, …).

o Omogenee: hanno proprietà uniformi

o Eterogenee: le proprietà dipendono da campione

Teoria atomica

Dalton (circa 1800) spiega le leggi delle combinazioni chimiche

1. Tutta la materia è costituita da atomi

2. Gli atomi non possono essere convertiti in atomi di un altro elemento

3. Tutti gli atomi di un elemento sono uguali

4. I composti sono formati dalla composizione chimica di atomi in uno specifico rapporto

Legge di composizione definita: indipendentemente dalla sua fonte, un composto chimico è costituito dagli

stessi elementi negli stessi rapporti in massa.

Legge di conservazione della massa (Lavoisier): le reazioni conservano la massa.

Prime prove di esistenza dell’atomo

1. Raggi catodici

2. Esperimento di Millikan

3. Esperimento di Rutherford 3

Appunti del corso di Chimica di Rebecca Novara 4

Appunti del corso di Chimica di Rebecca Novara

Simbologia

X=simbolo atomico

A=numero di massa

Z=numero atomico (num. protoni)

N=numero di neutroni

A=Z+N

Gli isotopi sono atomi di un elemento con lo stesso numero di protoni, ma con diverso numero di neutroni.

Gli isotopi hanno lo stesso numero atomico, ma diverso numero di massa. In natura esiste un isotopo più

diffuso degli altri.

Teoria atomica moderna

1. Tutta la materia è costituita da atomi

2. Gli atomi non si trasformano in diversi elementi in una reazione chimica

3. Un elemento ha un numero di protoni uguale al numero di elettroni

4. I composti hanno elementi combinati in rapporti specifici

Stechiometria

Molecola: unità strutturale indipendente costituita da due o più atomi tenuti insieme da legami chimici

(covalenti). È la più piccola particella di una sostanza che mantiene composizione e proprietà chimiche.

Formule chimiche

▪ Formula empirica: mostra il numero relativo di atomi di ciascun elemento

▪ Formula molecolare: indica il numero reale di atomi nella molecola

▪ Formula di struttura: indica anche il legame tra gli atomi (modello Ball and Stick o Space Filling)

Ione: singolo atomo o gruppo di atomi legati con legami covalenti che ha una carica netta (catione o anione).

Stechiometria: studio delle relazioni in massa.

Masse atomiche: le masse relative degli atomi nei diversi elementi.

Unità di massa atomica (u) = 1/12 m (¹²C) = 1,6605 · 10 ⁻²⁴ g

Massa molecolare: somma delle masse atomiche secondo la formula chimica.

Per i composti ionici si parla di massa formula.

Mole (mol): è la quantità di sostanza che contiene tante unità elementari quanti sono gli atomi in 12 g di

carbonio-12.

1 mol = 6,022 · 10 ²ᵌ entità (Numero di Avogadro)

Massa molare (M): di una sostanza è numericamente uguale alla massa di una mole di sue entità espressa in

grammi (g/mol).

Formule di conversione stechiometriche Relazioni di massa

n= m/M n= numero di moli m (g) elemento/composto

n= N/Nₐ N= numero di entità M (g/mol)

Quantità (mol) elemento/composto

M= massa molare

Nₐ= numero di Avogadro Nₐ (entità/mol)

Atomi elemento/Molecole composto

m= massa

Percentuale in massa di un elemento in un composto

∙ 100

%A =

Così ho accesso ai rapporti relativi (formula empirica: mostra i numeri di moli interi più piccoli e dà il numero

di atomi relativo di ogni elemento). La formula molecolare è un multiplo secondo un numero intero della

formula empirica. 5

Appunti del corso di Chimica di Rebecca Novara

Analisi per combustione per la determinazione dei composti organici

Equazione chimica: è un enunciato in formule che esprime le identità e le quantità delle sostanze che

partecipano a una trasformazione chimica o fisica.

Deve essere bilanciata (aggiungo coefficienti stechiometrici) e devo specificare lo stato di aggregazione di

ogni molecola (g, s, l).

Calcoli stechiometrici:

I coefficienti in un’equazione chimica bilanciata rappresentano i numeri relativi di particelle di reagenti e

prodotti e i relativi numeri di moli.

Poiché le moli sono correlate alla massa l‘equazione può essere utilizzata per calcolare masse di reagenti e/o

prodotti coinvolti in una data reazione.

I rapporti molari derivanti dall’equazione bilanciata rappresentano i fattori conversione.

Relazioni quantità-massa-numero

Massa composto A Massa composto A

M (g/mol) composto A

Quantità (mol) composto A Quantità (mol) composto A

rapporto molare

equazione bilanciata

Numero di Avogadro

Molecole di composto A Molecole di composto A 6

Appunti del corso di Chimica di Rebecca Novara

Reazioni in sequenza

La reazione complessiva è la somma delle varie reazioni

Reagenti limitanti

Il reagente limitante sarà completamente consumato nella reazione

Il reagente che non è limitante si dice in eccesso – parte di questo reagente rimarrà inalterata alla fine della

reazione.

Resa

La resa teorica è la quantità di prodotto calcolata utilizzando i rapporti molari dell’equazione bilanciata.

La resa effettiva è la quantità di prodotto ottenuta in realtà.

∙ 100

Resa percentuale =

Struttura elettronica degli atomi

Esperimento di Rutherford: si scopre il nucleo (piccolo e carico positivamente, possiede la maggior parte

della massa).

Rutherford pensa ad un modello planetario dell’atomo. Questo modello risulta errato dato che l’energia

cinetica degli elettroni dovrebbe bilanciare l’energia di attrazione elettrone-nucleo (potenziale). La carica in

movimento su un’orbita curva intorno a particelle di carica positiva emetterebbe radiazioni e perderebbe

energia.

Fisica quantistica (per spiegare le repulsioni elettromagnetiche, perché gli elettroni non cadono sul nucleo?)

Luce: radiazione elettromagnetica (detta energia radiante) data da un insieme di campi elettromagnetici; è

un trasporto di energia.

Descritta da:

▪ Frequenza (n), cicli al secondo

▪ Lunghezza d’onda (l), distanza percorsa dall’onda in un ciclo

▪ Ampiezza, altezza di un massimo o profondità di un minimo

La velocità della radiazione elettromagnetica è una costante

c = v x λ = 3.00 · 10⁸ m/s nel vuoto 7

Appunti del corso di Chimica di Rebecca Novara

Onde in opposizione di fase: il massimo dell’onda va con il minimo dell’altra onda, ho una sovrapposizione

distruttiva e regione scura.

Onde in accordo di fase: il massimo va con il massimo dell’altra onda, ho la regione chiara.

Un corpo solido emette luce visibile quando viene riscaldato a circa 1000 K. Questa emissione è chiamata

radiazione di corpo nero (per esempio il carbone, la piastra elettrica, …).

Il colore (e l’intensità) della luce varia al variare della temperatura. Il colore è correlato alla lunghezza d’onda

e alla frequenza, mentre la temperatura è correlata all’energia.

E = n h ν E= energia

n= numero intero positivo

h= costante di Planck (6,626 · 10⁻ᵌ⁴ J s)

Ogni oggetto emette o assorbe una determinata quantità di energia. 8

Appunti del corso di Chimica di Rebecca Novara

L’energia è quantizzata: esiste solo in quantità fisse. Ogni quantità fissa di energia è detta quanto.

hν è l’energia di un quanto.

Un atomo può cambiare il suo stato energetico solo mediante assorbimento o emissione di quanti di energia.

La costante di Plank è molto piccola, la quantizzazione dell’energia non impatta il mondo macroscopico, ma

diventa rilevante a livello atomico.

Effetto fotoelettrico e fotoni (Einstein)

Spettro a righe dell’idrogeno 9

Appunti del corso di Chimica di Rebecca Novara

La luce viene rifratta nel prisma separandosi in una serie di lunghezze d’onda specifiche per ogni atomo. La

serie di lunghezze d’onda mi permette quindi di riconoscere l’atomo che emette la radiazione luminosa.

Si scopre che la distanza tra le lunghezze d’onda segue una legge:

Modello di Bohr dell’atomo di idrogeno

Il modello atomico di Bohr è basato su tre postulati:

1. L’atomo di idrogeno ha soltanto certi livelli energetici permessi (stati stazionari) a ognuno dei quali

è associata un’orbita circolare fissa dell’elettrone attorno al nucleo. Maggiore è il livello energetico,

maggiore è il raggio dell’orbita.

2. L’atomo non irraggia energia mentre è in uno dei suoi stati stazionari.

3. L’atomo compie una transizione in un altro stato stazionario soltanto assorbendo o emettendo un

fotone la cui energia è uguale alla differenza di energia tra i due stati (ΔE = hν).

Quando l’elettrone dell’atomo di H si trova nella prima orbita, l’atomo è nello stato fondamentale, il livello

energetico più basso. Quando l’elettrone è in qualsiasi orbita con n >1 l’atomo è in uno stato eccitato. 10

Appunti del corso di Chimica di Rebecca Novara Assorbimento o emissione di

energia.

NB: gli spettri di emissione e

assorbimento “sommati”

restituiscono tutto lo spettro

luminoso!

Stato più stabile

Corrispondenza tra saldi di

energia e serie luminosa

Energia relativa all’ orbita

n = numero orbita

Dualismo onda particella di materia ed energia

E = mc² 11

Appunti del corso di Chimica di Rebecca Novara

Tutta la materia mostra proprietà sia particellari che ondulatorie. Gli elettroni si muovono di moto

ondulatorio e possono avere soltanto certi valori permessi di frequenze ed energie. Anche la materia ha

natura ondulatoria. La lunghezza d’onda di de Broglie (grandezza che fa riferimento alla natura duale delle

particelle di un gas ideale; definisce il punto di transizione tra la meccanica classica e la meccanica quantistica)

per qualsiasi particella è data da:

ℎ

= m = massa

u = velocità in m/s

Osservo le figure di diffrazione dei raggi X e degli elettroni di una lamina di alluminio.

I raggi X incontrano il reticolo di atomi e danno luogo ad una figura; se faccio incidere elettroni a 10⁻¹⁰ m

(lunghezza d’onda di de Broglie) ho una figura uguale.

Concludo che gli elettroni si comportano come onde.

Principio di indeterminazione di Heisenberg: non è possibile conoscere simultaneamente posizione esatta e

quantità di moto esatta di una particella.

Δx m Δu ≥ h/4π x= posizione

u= velocità

Maggiore è l’accuratezza con cui conosciamo la velocità, minore è l’accuratezza con cui conosciamo la

posizione e viceversa.

Orbitali atomici

Funzione d’onda stazionaria: onda vincolata in cui la lunghezza d’onda non varia con il tempo.

La materia-onda associata all’elettrone si muove nello spazio attorno al nucleo da cui è continuamente

influenzata. L’elettrone è descritto da una funzione d’onda.

L’equazione d’onda di Schrödinger (alla base della teoria quantistica) ci permette di calcolare i livelli di

energia permessi per gli elettroni in un atomo.

Il quadrato della funzione d’onda dà la densità di probabilità: una misura della probabilità di trovare un

elettrone con una particolare energia in una particolare regione dell’atomo. 12

Appunti del corso di Chimica di Rebecca Novara

Atomo di idrogeno allo stato fondamentale, l’elettrone è al minimo livello energetico. La probabilità è

maggiore vicino al nucleo.

La soluzione dell’equazione di Schrödinger da un set di funzioni dette orbitali.

Un orbitale atomico è specificato da tre numeri quantici:

▪ Numero quantico principale (n): dimensione relativa dell’orbitale e la sua distanza dal nucleo

▪ Numero quantico del momento angolare (l): è compreso tra 0 e n-1, da informazioni sulla forma

dell’orbitale

▪ Numero quantico magnetico (ml): è compreso tra -l e l, da informazioni sull’orientazione dell’orbitale

Associo una lettera ai valori di l

Valore di l 0 1 2 3

lettera s (sharp) p (principal) d (diffuse) f (fundamental) 13

Appunti del corso di Chimica di Rebecca Novara

Gli elettroni hanno un momento magnetico, passando in un campo magnetico abbiamo la divisione in due

fasci per questo motivo. L’elettrone ha anche un moto sul suo asse (spin). Il numero quantico di spin

rappresenta la direzione orientata dello spin dell’elettrone.

Principio di esclusione di Pauli: in un atomo non possono esistere due elettroni aventi lo stesso insieme di

numeri quantici. Un orbitale atomico può contenere al massimo due elettroni e questi devono avere spin

antiparalleli. 14

Appunti del corso di Chimica di Rebecca Novara

Fattori che influenzano l’energia degli orbitali atomici

▪ Carica nucleare (Z): una carica nucleare maggiore aumenta le interazioni nucleo- elettrone e abbassa

l’energia di un sottolivello

▪ La schermatura da parte degli altri elettroni riduce la carica nucleare a una carica nuc