Chimica generale ed inorganica

CHIMICA

Le reazioni chimiche sono reazioni in cui non cambia la ₂₃ materia degli atomi.

MATERIA

• sostanze elementari (composte da atomi uguali)
• composti (composti da atomi diversi)

N₂, He     &emsp   &emsp CO₂, NH₃

Non è possibile calcolare perfettamente le masse dei protoni e dei neutroni, in quanto le masse atomiche non corrispondono alla somma delle masse dei singoli componenti.

massa atomica < somma delle masse di neutroni e protoni.

Questo difetto di massa è spiegabile con l'equazione E=mc², e risulta essere presente in una particella formata.

Frase evitabile per concetto già spostato. Con concetto spostato e in funzione alla successione.

Protoni e neutroni sono formati a loro volta da quark:

p = 2 UP + 1 DOWN    n = 1 UP + 2 DOWN

raggio atomico ≈ 1 Å (angstrom)

raggio nucleare ≈ 10^-5 Å

1 Å = 10^-10 m

IL NUCLEO

^A_ZX

X = elemento

A = numero di massa (p + n)

Z = numero atomico (p)

Nella tavola periodica gli elementi sono disposti in ordine crescente di Z.

Si definiscono isotopi quei materiali con uguale Z ma diverso A (e quindi numero di protoni uguale e diverso numero di neutroni)

    &emsp Cambiamento di massa ma non di carica.

Si definisce nucleo quell' atomo di cui si conosce la composizione nucleare.

es: ¹H, ⁴He, ¹²C, ¹⁶O, ¹³C

Le valere della massa dell'elemento presente sulla tavola periodica deriva da una media ponderata moltiplicando la massa dei singoli isotopi e la loro corrispondente percentuale riscontrabile in natura.

GLI IONI

Gli ioni sono particelle cariche dovute all'aggiunta o alla perdita di uno o più elettroni:

• CATIONE = particella carica + (Na⁺, Ca²⁺, ...) perdita e^-
• ANIONE = particella carica - (Cl^-, SO₄^2-, ...) aggiunta e^-

TIPI DI SOSTANZE

SOSTANZE ELEMENTARI

• singoli atomi (He)
• molecole (O₂, N₂)
• insieme continuo di atomi (metallo, grafite, diamante ...)

COMPOSTI

• molecole (H₂O, proteine, DNA)
• ioni (Na⁺, Cl^-)
• concatenazione di atomi diversi

_nC

Le reazioni chimiche sono descritte da un'equazione:

R → P o aA + bB → cC + dD

in cui il numero e la natura degli atomi non cambia.

es: C + O₂ → CO₂ N₂ + 3 H₂ → 2 NH₃ CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O

L'ATOMO DI IDROGENO

I livelli di energia risultanti dall'equazione di Schrödinger sono tutti negativi in quanto l'energia è attrattiva.

Per l'atomo di idrogeno:

E = -^K/_n²

K = costante di Rydberg (^{2,1788⋅10-18 J})

n = numero quantico principale

Per n = 1

E = -K (valore minimo)

Per n = 2

E = -^K/₄

Per n = ∞ livelli energetici sono in continuo ma quantizzati.

ΔE = K ( ¹/_n²iniziale - ¹/_n²finale)

PRINCIPIO DI INDETERMINAZIONE DI HEISENBERG

Il principio di indeterminazione di Heisenberg dimostra che non è possibile conoscere contemporaneamente la velocità (e quindi la quantità di moto) e la posizione di un elettrone.

Δx ⋅ Δp ≥ ^h/_2π

Δx errore su posizione

Δp errore su quantità di moto

m ⋅ v = h

m = 9,1⋅10^-30 kg

h = 6,6⋅10^-34 Js

v ≈ 1 m/s

Δx ≈ ^h/_m⋅v ≈ ^{6,6⋅10-34 Js}/ _{10^-30 kg ⋅ 1 m/s} ≈ 10^-3 m = 1000 km

errore ≈ 10^-10

Tale principio non ha implicazioni nel mondo macroscopico:

m = 1 kg

v ≈ 1 m/s

Δx ≈ ^h/_m⋅v ≈ ^{6,6⋅10-34 Js}/_{1 kg ⋅ 1 m/s} ≈ 10^-34 m

errore ≈ 10^-10

L'energia di prima ionizzazione aumenta lungo il periodo perchè l'effetto schermante degli elettroni aggiunti nello stesso livello energetico scarseggia e la forza attrattiva esercitata dagli elettroni esterni verso il nucleo tende ad aumentare con le minora atomica, rendendo più difficile strappare gli elettroni esterni.

L'energia di ionizzazione presenta tre anomalie tipiche, poichè alcune configurazioni sono più stabili (complete o con un sub-livello pieno per orbital).

• diminuisce al V gruppo perchè l'ultima ha metà elettroni dell'orbitale pieno (configurazione elettronica esterna completa).
• diminuisce al VI gruppo perchè l'ultima ha metà del sei elettroni di valenza e assume una configurazione elettronica esterna semicompleta con un elettrone orbitali p (es: p4 > p3).
• diminuisce al cambio di periodo perchè l'ultima ha metà degli elettroni s e forma una configurazione elettronica esterna semicompleta (uguale a quella dei gas nobili nei precedenti).

Carica Nucleare Effettiva

è la carica nucleare effettivamente avvertita da un elettrone.

La carica nucleare effettiva aumenta lungo il periodo a causa dello scarso effetto schermante degli elettroni aggiunti nello stesso livello. Aumenta in maniera poco elevata lungo il gruppo a causa dell'effetto schermante dei gas duchi.

• Li = [He]2s¹ Z_eff = +2,3
• Na = [Ne]3s¹ Z_eff = +2,2
• K = [Ar]4s¹ Z_eff = +2,2
• Li = [He]2s¹ Z_eff = +4,3
• Be = [He]2s² Z_eff = +4,9
• B = [He]2s²2p¹ Z_eff = +2,6

Affinità Elettronica

è l'energia relativa voluta ceduta da un elettrone, da parte di una atomo. La risultante monoatomica negativo dello stato gassoso.

X + energia → X^- + e^-

L'affinità elettronica aumenta lungo il periodo e diminuisce lungo il gruppo perchè è influenzata dagli stessi fattori dell'energia di prima ionizzazione e anche sembra avere repulsione elettrostatica.

Similmente all'energia di prima ionizzazione, sono favorite le configurazioni elettroniche esterne complete o semicomplete.

Quando non ci sono coppie di non legame sull'atomo centrale

si ha una delle geometrie precedenti

BeCl₂ 180° (AX₂) lineare

BF₃ 120° (AX₃) triangolare equilatera

CH₄ 109°28’ (AX₄) tetraedrica

PCl₅ 120° e 90° (AX₅) bipiramide trigonale

SF₆ 90° (AX₆) ottaedrica

Quando ci sono coppie di non legame sull'atomo centrale

ricondurre la struttura di una molecola ad una geometria base

tenendo presente che il numero di coppie non legame + coppie di legame

delta somma alle legami della forme. RX_nE_m

corrispondenze elettroniche e totale coppie di legami.

Può essere una delle coppie di legame Rx n= numero zone ed onda concentrazione elettronica

• Riconducibili a geometria triangolare equilatera:
• AX₂E₁ → angolare (< 120°)
• Riconducibile a geometria tetraedrica:
• AX₃E₁ → piramide triangolare
• AX₂E₂ → angolare (≈ 109°)