Chimica generale e inorganica

Chimica Generale e Inorganica

Lezione del 25 set.

La materia è tutto ciò che ci circonda ed ha una massa.

Stati di Aggregazione

• Solido - i componenti sono uniti da notevoli forze che permettono solo vibrazioni delle particelle, sia il volume che la forma sono definiti.
• Liquido - le forze minori tra i componenti permettono il loro scivolamento gli uni sugli altri, il volume è definito mentre la forma no.
• Gassoso - i componenti possono muoversi liberamente, sia volume che forma sono indefiniti.

Temperatura e pressione influiscono sull’organizzazione delle molecole nei diversi stati;

il mutamento delle proprietà fisiche non comporta mutazioni nella natura chimica.

I cambiamenti chimici comportano una variazione nella natura della materia.

Materia

Sostanza Pura

• Materia la cui composizione non varia da campione a campione
• Sostanze Elementari (Elementi) ex H
• Composizione chimica invariabile, non scindibili in sostanze più semplici costituiti da atomi di un tipo. 118 conosciuti di cui 90 presenti in natura.
• Sostanze Complesse (Composti) ex H₂O
• Costituite da due o più elementi i cui elementi che la compongono non sono separabili mediante operazioni fisiche.

Miscele

• Miscele di sostanze pure, separabili mediante metodi fisici
• Eterogenee ex Melange
• Le proprietà possono variare da punto a punto: Microparticelle dame dimensioni, liquidi e solidi formano sospensioni. Si possono distinguere i componenti.
• Omogenee ex Aria
• I componenti sono miscelati su scala atomica, e quindi non distinguibili.

N.B. Miscele con uguali componenti possono avere composizioni parzialmente e proprietà diverse ex. caffè + zucchero

Composto

COMPOSIZIONE: fissa

METODI FISICI: non separano

PROPRIETÀ: diverse dei componenti

FORMAZIONE: molto calore (liberato/assorbito)

MISCELA

COMPOSIZIONE: variabile

METODI FISICI: separano

PROPRIETÀ: dipendono dai componenti

FORMAZIONE: poco calore (liberato/assorbito)

Proprietà

• Estensive: dipendono dalla quantità di materia e dalle dimensioni (massa, volume)
• Intensive: non dipendono dalla quantità di materia, ma caratterizzano la natura della materia (temperatura, densità). Permettono di distinguere le materie.

Leggi fondamentali della chimica

• Conservazione della materia - LavoisierLa somma delle masse delle sostanze che reagiscono nelle reazioni chimiche è uguale alla somma delle masse delle sostanze che vengono prodotte, la materia nel corso delle reazioni non può essere creata né distrutta.
• Proporzioni definite o composizione costante - ProustQuando due or più elementi si combinano tra loro per dare un composto, lo fanno secondo un rapporto di peso determinato e costante, indipendentemente dalla provenienza naturale o artificiale di un composto.
• Proporzioni multiple - DaltonQuando due elementi si combinano tra loro per dare più composti, una stessa quantità di uno dei due elementi si combina con quantità multiple dell'altro. Le quantità multiple stanno fra loro come numeri piccoli e interi.
• Proporzioni equivalentiLe stesse quantità relative di 2 elementi che si combinano tra loro si combinano anche con un terzo elemento.

26-09-18

sperimentali ed è quindi valida solo per gli idrogenoidi, cioè con un solo elettrone.

DAVISSON & GERNER

Bombardando un foglio metallico con i raggi x, ottenne un pattern di diffrazione

uguale a quello originato dalla diffrazione degli elettroni. Si deve quindi ammettere

che l’elettrone ebba un carattere ondulatorio.

HEISENBERG

Elaborò il principio di indeterminazione. Non si può definire l’esatta posizione

di una particella in movimento a livello microscopico. Se fosse nota la sua

posizione sarebbe la velocità ad essere incerta.

SUBORBITALE

Gli elettroni sono onde stazionarie definite in termini probabilistici con la

funzione d’onda Ψ soluzione di un’equazione d’onda

Il quadrato di ψ è proporzionale alla probabilità di trovare l’elettrone in una data

regione.

NUMERI QUANTICI

Descrivono il moto ondulatoria degli elettroni in atomi idrogenoidi.

• NUMERO QUANTICO PRINCIPALE = n, 1,2, .. ∞ determina l’energia di ψ
• ANGOLARE = l, 0,1,...,(n-1) momento angolare simmetrico forma di ψ
• MAGNETICO ORBITALICO = m = -l,0,+l orientazione di ψ

SPIN ELETTRONICO

Gli atomi di Ag hanno un solo elettrone nel livello più esterno

con l=0, ciò implica che gli atomi non dovrebbero reagire se sottoposti ad un

campo magnetico, ma esso si separa in due raggruppi distinti.

• l’elettrone ha un momento angolare intrinseco dipendente dal motore rotatorio
• (spin) attorno al proprio asse ms = +1/2

ORBITALE ATONICO = funzione d’onda Ψ (n, l, ml, ms) che insieme dell’energia

definisce ogni stato quantico dell’atomo di idrogeno

STATO FONDAMENTALE = stato di energia minimo (n,l,ml,ms) = (1,0,0,0)

ECCITATO = qualsiasi altro stato con altre terne di numeri quantici

LIVELLO = insieme di orbitali aventi stesso n

SOTTOLIVELLO = insieme

Il numero e il tipo degli orbitali ibridi determinano la geometria delle molecole formata degli atomi ibridato.

• Ibridazione sp³: unione di un orbitale s con un orbitale p, struttura lineare.
• Ibridazione sp²: unione di un orbitale s e due orbitali p, struttura triangolare planare.
• Ibridazione sp³: unione di un orbitale s e tre orbitali p, struttura tetraedrica.

La teoria degli orbitali ibridi non spiega le proprietà magnetiche delle molecole.

Teoria degli orbitali molecolari

Descrivono la densità elettronica dell'intera molecola, derivanti degli orbitali atomici dei singoli atomi. Gli elettroni occupano orbitali che ne estendono sull'intera molecola. Il numero degli orbitali molecolari è pari al numero di orbitali atomici.

Se gli elettroni (nello stesso motrice andulatoria) si combinassero in fase si avrà un rafforzamento della densità elettronica e quindi la formazione di un orbitale legante. Se si combinano fuori fase si ha un'interferenza distruttiva che cancella la densità elettronica, formando un orbitale antilegante indicato con un asterisco. L'energia orbitali molecolari risulta minore energia combinatabile. Questa combinazione è più è efficace più l'energia dell'orbitale molecolare legante diminuisce e quella dei antilegame cresce.

Ordine di legame = 1/2 (n.e di legame - n.e di antilegame)

Forze intermolecolari

Interazioni che ci stabiliscono tra molecola e tra molecola e ioni, sono legami deboli.

• Ione-ione: dato dall'interazione di due ioni permanenti di tipo coulumbiano tra cariche di segno opposto. In presenza di ioni di piccole dimensioni e carica elevata l'energia reticolare e la temperatura di fusione sono elevate.
• Ione-dipolo: idratazione, in cui cationi di piccole dimensioni sono circondati da molecole di solito. Nel caso dell'acqua si parla di idratazione, dove si formano i sali idrati dello stato solido. Più grandi sono gli ioni menu interazione con il solvente. Interazione tra ioni e dipoli permanenti.
• Dipolo-dipolo: interazione tra molecole polari stationarie. Alte temperature di ebollizione.
• Dipolo temporaneo-dipolo temporaneo: interazione tra molecole solubile alla variazione temporanea nella distribuzione della densità elettronica di atomi.