Chimica generale ed inorganica

La mole / M.M / n. Atomico / n.Massa 1

Radiazione elettromagnetica / Principio di ind. Di Heisenberg/ n. 2

Quantici

Orbitali atomici 3

Proprietà periodiche degli elementi/ Energia primaria- secondaria di 4

ionizzazione

Elettronegatività / n. Ossidazione/ formula chimica / raggio atomico 5

Acidi ternari / Sali ternari 6

Legame chimico / composti ionici- covalenti / formule di Lewis / 7

legame ionico

Legame covalente/ distanza di legame / regola dell’ottetto 8

Fenomeno di risonanza / legame covalente/ legame σ e π / teoria di 9

valenza / formule di Lwis

Stechiometria / la mole 10

M.M / formula elementare/ forme idrate/ le reazioni chimiche 11

Legge di conservazione di massa/ resa teorica- effettiva- 12

percentuale /molarità

Acidi deboli/forti 13

Equazioni ioniche totali- nette/ pH – pOH 14

Kw / Titolazione / ossidazione / Bronsted e Louri 15

Pressione / Legge di Boyle / Charles / Avogadro 16

Gas ideali / Legge di Coulomb 17

Interazioni dipolo-dipolo / legami H / forze di dispersione / proprietà 18

dello stato liquido

Forze di coesione – adesione / tensione di vapore / calore specifico 19

Punto di fusione/ calore specifico – molare / entalpia / Variazione di 20

energia / variazione del disordine / dissoluzione di solidi in liquidi

Calore di dissoluzione / miscibilità /soluzioni 21

Principio di Chatelier / propietà colligiative/ legge di Raoult 22

Osmosi 23

Velocità di reazione / Legge cinetica 24

meccanismo di reazione 25

Energia di attivazione/ Teoria degli Urti / Teoria dello stato di 26

tensione

Enzimi / equilibrio chimico / costante di equilibrio Kc / Quoziente di 27

reazione

PRESSIONI PARZIALI E COSTANTI DI EQUILIBRIO 28

Basi forti / deboli acidi forti / deboli 29

Soluzione tampone / termodinamica 30

pressioni parziali e costanti di equilibrio / legge di Hess/ energia 31

interna

Dispersione di energia in un sistema / entropia 32

1

Energia libera di Gibbs / elettrochimica 33

Rapporto tra carica (e) e massa (m) dell’elettrone: e/m = 1.75882 X 108 coulomb

(C)/grammo

Carica dell’elettrone: e = 1.60218 X 10-19 coulomb

Massa dell’elettrone: m= 1.60218 X 10-19 C / 1.75882 X 108 C/g = 9.10940 X 10-28

g

Ione: atomo o gruppo di atomi che porta una carica elettrica (es. cloruro di sodio, -

NaCl). Cationi: ioni di carica positiva (es. Na+) Anioni: ioni di carica negativa (es. Cl )

Modello atomico di J.J. Thomson: distribuzione omogenea di carica positiva

all’interno del volume dell’atomo con cariche negative incastonate all’interno.

Modello atomico di E. Rutherford (1909): gli atomi sono formati da piccolissimi

nuclei, molto densi e carichi positivamente, circondati da nuvole di elettroni

leggerissimi poste a distanze relativamente grandi dai nuclei.

Numero atomico (Z): numero di protoni presenti nel nucleo di un determinato

elemento (ne definisce pienamente l’identità)

Gli atomi sono formati da piccolissimi nuclei, molto densi e carichi positivamente,

circondati da nuvole di elettroni leggerissimi poste a distanze relativamente grandi dai

nuclei (modello atomico di E. Rutherford). Tutti i nuclei contengono protoni e neutroni

(ad eccezione di quello della forma più leggera dell’idrogeno che contiene solo un

protone). Tutti gli elementi sono costituiti da atomi di diversa massa chiamati isotopi.

Tutti gli isotopi contengono lo stesso numero di protoni ed elettroni (identità

dell’elemento) ma differiscono nel numero di neutroni (differenza di massa). Numero

di massa (A) = somma del numero dei protoni e dei neutroni presenti nel nucleo.

Gli spettrometri di massa sono degli strumenti che permettono di misurare il

rapporto carica/massa (e/m) delle particelle cariche. Questo strumento è utilizzato per

misurare la massa e l’abbondanza degli isotopi.

La Mole è definita come la quantità di sostanza che contiene 6.022 140 76 × 1023

entità elementari (atomi, molecole, ioni, elettroni o altre particelle). Questo numero è

una costante chiamata Numero di Avogadro, N . 1 mol = 6.02214076 x

A

1023 particelle

Numero di Avogadro (NA) = 6.02214076 x 1023 mol-1 (approssimato a 6.022 x 1023).

Massa molare dell’elemento: massa di una mole di atomi di un elemento espressa in

grammi, numericamente uguale al peso atomico di quell’elemento espresso in unità di

-1

massa atomiche. Unità: grammi/mole o g/mol o g mol

Numero atomico (Z): numero intero uguale al numero di protoni nel nucleo di un

atomo dell’elemento. È costante per tutti gli atomi di quell’elemento. Per un atomo

neutro è uguale al numero degli elettroni. Numero di massa (A): numero intero

uguale alla somma di protoni e neutroni nel nucleo di un particolare isotopo di un

elemento. È diverso per ogni isotopo.

Molti elementi si trovano in natura come miscele di isotopi per cui il peso atomico

(PA) di un elemento è la media ponderata delle masse dei suoi isotopi. I PA sono

numeri frazionari (non interi). 2

1869 – D. Mendeleev e L. Meyer: pubblicazione di 2 disposizioni indipendenti degli

elementi a quel tempo conosciuti (base per la tavola periodica moderna). Periodicità:

regolare ripetizione periodica di proprietà chimiche (D. Mendeleev) o fisiche (L. Meyer)

all’aumentare del peso atomico. Circa 50 anni dopo fu sviluppato il concetto di numero

atomico (numero di protoni presenti nel nucleo), portando alla disposizione degli

elementi nella tavola periodica secondo questa proprietà. Legge periodica: le proprietà

degli elementi sono funzioni periodiche dei loro numeri atomici.

RADIAZIONI ELETTROMAGNETICHE: (o energia radiante)

descritti in termini di onde. Onde caratterizzate da: • Lunghezza

d’onda (l) = distanza fra 2 punti identici di onde adiacenti.

• Frequenza (n) = numero di creste che passano in un determinato

-1

punto nell’unità di tempo (espressa in cicli al secondo, s ).

Radiazione elettromagnetica = variazioni periodiche e regolari

di campo elettrico e magnetico. Esempio: luce visibile comprende

lunghezze d’onda tra 4.0 X 10-7 m (violetto) e 7.5 X 10-7 m (rosso). Luce del sole

(luce bianca) è formata da tutte le lunghezze d’onda del visibile nella forma di uno

spettro continuo (oltre a ultravioletto e infrarosso).

La luce può essere descritta come composta da particelle o fotoni. I fotoni di luce

possiedono una particolare quantità (o quanto) di energia che dipende dalla frequenza

della luce.

Equazione di Plank (M. Plank, 1900):

Costante di Plank, h = 6.62606896 x 10-34 Js n, frequenza della luce l, lunghezza

d’onda E = h X c l K.W. Whitten, R.E. Davis, M.L. Peck, G.G. Stanley. “Chimica” 10a

edizione – Piccin P. Atkins, L. Jones. “Fondamenti di chimica generale” – Zanichelli Ogni

fotone può trasferire la sua energia ad un elettrone durante una collisione. Se l’energia

è uguale o maggiore a quella necessaria per liberare l’elettrone questo può essere

emesso e contribuire alla corrente fotoelettrica (effetto fotoelettrico); se è inferiore

l’elettrone non viene emesso.

Principio di indeterminazione di Heisenberg (W. Heisenberg, 1927): È impossibile

determinare simultaneamente con precisione la quantità di moto (o momento) e la

posizione di un elettrone (o di qualsiasi altra particella piccolissima).

Concetti di base della meccanica quantistica:

1. Atomi e molecole possono esistere solo in certi stati energetici. In ciascuno di questi

stati, l’atomo o la molecola possiede una determinata energia. Quanto un atomo o una

molecola cambia il suo stato energetico, deve emettere o assorbire la quantità di

energia richiesta per poter passare al nuovo stato (condizione quantica).

2. Quanto gli atomi o le molecole emettono o assorbono radiazione (luce) essi variano

il loro stato energetico. La variazione di energia subita dall’atomo o dalla molecola è

correlata alla frequenza o alla lunghezza d’onda della luce emessa o assorbita secondo

la relazione: l’energia persa o assorbita da un atomo quando

passa da un livello energetico superiore ad uno inferiore (o

viceversa) è uguale all’energia del fotone emesso (o assorbito) durante la transizione.

3. I livelli di energia permessi per gli atomi e le molecole possono essere descritti da

un insieme di numeri definiti numeri quantici.

3

Ogni stato energetico è caratterizzato da 4 numeri quantici, che possono essere quindi

utilizzati per descrivere la diposizione degli elettroni in tutti gli atomi (configurazione

elettronica). Numeri quantici:

1. Numero quantico principale, n: definisce il livello di energia o un guscio che

l’elettrone può occupare. n può assumere qualsiasi numero intero positivo.

2. Numero quantico secondario (o momento angolare), l: descrive la forma

della regione di spazio che un elettrone può occupare. All’interno di un

determinato guscio (n) sono possibili differenti sottolivelli di energia

aventi ciascuno una forma caratteristica (l). Quindi l determina un

sottolivello ed una forma specifica dell’orbitale atomico che l’elettrone

può occupare. l è un numero intero compreso fra 0 e (n-1). Ogni valore di

l corrisponde ad una lettera che può essere usata per indicare il sottolivello e forma

dell’orbitale atomico.

3. Numero quantico magnetico, m : indica uno specifico orbitale

l

all’interno del sottolivello. Gli orbitali di un sottolivello differiscono per

la loro orientazione spaziale (ma hanno la stessa energia). In ogni

sottolivello, m può assumere ogni valore intero tra –l e +l (incluso 0,

l

valore massimo di ml dipende da l).

4. Numero quantico di spin, m : rotazione su sé stesso (spin) di un elettrone che

s

determina la relativa orientazione del campo magnetico da questo

prodotto. Valori n, l e m descrivono un orbitale atomico che può

l

ospitare massimo 2 elettroni aventi rispettivamente spin + ½ e – ½

Un orbitale atomico (descritto dai numeri quantici n, l e m ) è una regione di

l

spazio nella quale esista un’elevata probabilità di trovare un elettrone. Gli orbitali

atomici sono rappresentati mediante nuvole elettroniche. Ogni orbitale può ospitare

un massimo di 2 elettroni.

n definisce il livello energetico o guscio a cui un orbitale appartiene numero

 

2

massimo di elettroni compatibili con ciascun guscio è 2n

Per ogni soluzione dell’equazione d’onda di

Schrödinger possiamo calcolare la densità di

probabilità dell’elettrone (o densità

elettronica) per ogni punto dell’atomo. Densità

2 2

elettronica è proporzionale a r χ (r, distanza dal

nucleo; χ, funzione d’onda tridimensionale).

s (l=0)

Orbitali forma sferica



p (l=1)

Orbitali 3 orbitali con 1 piano nodale



(bilobati) d (l=2)

Orbitali 5 orbitali con 2



piani nodali

f (l=3)

Orbitali

7 orbitali con



3 nodali

2 2

Guscio n sottolivelli n elettroni ospitabili 2n

  4

2 2

Es. Guscio n=4 sottolivelli 4 = 16 elettroni ospitabili 2(4) = 32

 

Nell’atomo gli elettroni sono tutti uguali e non distinguibili tra loro. L’energia degli

orbitali cresce al crescere del numero quantico principale, n. Per un dato valore di n,

l’energia cresce al crescere del valore di l (all’interno di un livello energetico

principale, il sottolivello si ha l’energia più bassa, p ha energia minore di d, che a sua

volta è meno energetico di f).

Per prevedere le configurazioni elettroniche ci basiamo su 2 regole:

1. Gli elettroni sono assegnati agli orbitali secondo il valore crescente di (n + l).

2. Per i sottolivelli con lo stesso valore di (n + l), gli elettroni sono assegnati al

sottolivello con n più piccolo.

Principio di esclusione di Pauli: All’interno di un atomo non esistono 2 elettroni con

lo stesso insieme di 4 numeri quantici. 2 elettroni possono occupare lo stesso orbitale

se hanno valore di m opposti (elettroni a spin-appaiati o appaiati). 1 elettrone che

s

occupa da solo un orbitale è detto spaiato.

Regola di Hund: Gli elettroni occupano tutti gli orbitali di un sottolivello prima di

appaiarsi. Questi elettroni spaiati hanno spin paralleli. Un elettrone si posiziona

nell’orbitale disponibile che dà all’atomo l’energia totale più bassa possibile. In

generale, gli orbitali (n + 1) s vengono occupati prima degli orbitali nd, secondo la

regola dell’(n + 1).

PROPRIETÀ PERIODICHE DEGLI ELEMENTI:

Legge periodica: le proprietà degli elementi sono funzioni periodiche dei loro numeri

atomici. Le variazioni delle proprietà degli elementi sono correlate alla variazione della

loro configurazione elettronica.

Orbitali atomici probabilità di distribuzione degli elettroni in certe regioni di spazio



attorno al nucleo (nube elettronica totale che circonda un nucleo atomico è qualcosa

di indefinito). Non si possono definire le dimensioni di un singolo atomo in modo

diretto e univoco. Dimensioni atomiche determinate dal suo intorno e dalle sue

interazioni con atomi circostanti. I solidi e lo loro densità usati per determinare i valori

delle dimensioni atomiche di molti elementi. Raccogliendo i risultati derivanti da molte

misurazioni si possono ricavare le dimensioni relative dei singoli atomi.

Raggio atomico è assunto pari alla metà della distanza tra i nuclei in molecole

omonucleari.

Energia di prima ionizzazione (EI ) o potenziale di prima ionizzazione: minima

1

quantità di energia necessaria a rimuovere l’elettrone più debolmente legato da un

+

X + El X



atomo gassoso isolato per formare uno ione con carica 1+. (g) 1

-

+ e

(g)

Energia di seconda ionizzazione (EI ): quantità di energia richiesta per rimuovere il

2

secondo elettrone.

+(g) 2+(g) -

X + El X + e

 El < El 

2 1 2

È più difficile allontanare una carica negativa (elettrone) da uno ione carico

positivamente piuttosto che da un atomo neutro. Elementi con basse energie di

ionizzazione perdono facilmente elettroni per formare cationi. A causa dell’elevata

5

energia di ionizzazione richiesta, in condizioni ordinarie non si osserva formazione di

cationi monoatomici semplici dotati di carica maggiore di 3+.

Carica nucleare effettiva Z aumenta spostandosi verso destra lungo il periodo.

eff

Elettroni più esterni sono legati più strettamente al nucleo (elettroni più difficili da

rimuovere) EI1 aumenta avanzando da destra verso sinistra nel periodo.

AFFINITÀ ELETTRONICA (EA): quantità di energia assorbita quando un elettrone

viene aggiunto ad un atomo gassoso isolato a formare uno anione con carica -1. X (g)

- -

+ e X

 (g)

EA > 0 (positiva) assorbimento di energia



EA < 0 (negativa) rilascio di energia EA molto negativa, tendenza a formare anioni.



EA diventa generalmente più negativa (aumenta) lungo il periodo (gruppi 13-17)

mentre la sua negatività diminuisce (diminuzione di EA) verso il basso in gruppo.

Raggio ionico dei cationi < raggio atomico dell’elemento.

Raggio ionico degli anioni > raggio atomico dell’elemento.

Linee guida per l’andamento dei raggi ionici:

1. Ioni semplici carichi positivamente (cationi) sono sempre più piccoli degli atomi

neutri dai quali derivano. 2. Ioni semplici carichi negativamente (anioni) sono sempre

più grandi degli atomi neutri dai quali derivano. 3. Le dimensioni di cationi e anioni

aumentano dall’alto verso il basso in un gruppo (come i raggi atomici).

4. All’interno di una serie isoelettronica i raggi diminuiscono all’aumentare del numero

atomico Z (aumento della carica nucleare).

Elettronegatività (EN): misura relativa della tendenza di un atomo ad attrarre

elettroni quando chimicamente legato ad un altro atomo. Elementi con elevata

elettronegatività (non metalli) spesso attraggono elettroni per formare anioni.

Elementi con bassa elettronegatività (metalli) spesso perdono elettroni per formare

cationi. Elettronegatività degli elementi espressa in una scala arbitraria, chiamata

scala di Pauling. L’elemento più elettronegativo, il fluoro, ha EN pari a 3.98, seguito

dall’ossigeno avente EN pari a 3.44. Elementi con valori di EN molto diversi (metallo e

non metallo) tendono a reagire fra loro e formare composti ionici (elemento meno EN

cede uno o più elettroni all’elemento più EN che li acquisisce). Non metalli con valori di

EN simili tendono a formare legami covalenti.

Numeri di ossidazione (N.O.) o stato di ossidazione di un elemento in un

composto binario è il numero degli elettroni acquisiti o ceduti da un atomo per formare

il composto. Nelle specie molecolari i N.O. sono assegnati su base atomica usando un

insieme arbitrario di regole (in ordine di importanza):

1. N.O. degli atomi in elemento libero (non combinato) o in elementi poliatomici

(esempio H2, O2, P4, S8) è 0.

2. N.O. di un elemento in uno ione semplice (monoatomico) è uguale alla carica dello

ione.

3. Somma di N.O. di tutti gli atomi in un composto è 0.

4. In uno ione poliatomico, la somma di N.O. di tutti gli atomi che lo costituiscono è

pari alla carica dello ione.

5. N.O. fluoro = -1

6. N.O. idrogeno = +1 tranne che in composti con metalli dove N.O. = -1.

7. N.O. ossigeno = -2, tranne che in: a) ione perossido (O2 2- ) N.O. = -1,

b) ione superossido (O2 - ) N.O. = - ½

6

c) in combinazione con fluoro (esempio OF2)

N.O. = +2

FORMULA CHIMICA di una sostanza descrive la sua composizione chimica

(elementi, in simbolo, e rapporti fra gli atomi).

Forme allotropiche o allotropi = diverse forme dello stesso elemento nello stesso

stato fi