Riassunto esame Chimica generale e inorganica, prof. Turano

CHIMICA GENERALE E INORGANICA

Parte prima (pag 2-16)

• lezione 1= definizioni basilari
• lezione 2= le moli
• lezione 3= la luce
• lezione 4= gli orbitali
• lezione 5= proprietà periodiche
• lezione 6= i legami
• lezione 7= proprietà elettriche
• lezione 8= interazioni tra atom
• lezione 9= gli stati della materia
• lezione 10= trasformazioni di stato
• lezione 11= termodinamica
• lezione 12= equilibrio chimico
• lezione 13= acidi e basi
• lezione 14= numero di ossidazione
• lezione 15= l'equilibrio di formazione dei complessi
• lezione 16= ossidoriduzione
• lezione 17= proprietà di una reazione
• lezione 18= chimica nucleare
• lezione 19= proprietà colligative

Seconda parte (pag 17-25)

schemi riassuntivi: nomenclatura, formule di struttura, come determinare numero di ossidazione, prodotto di solubilità, ossidoriduzione e titolazioni.

LEZ 1

Materia = Atomi

Atomo = 1Å

Ångstrom = 10^-10 m

Nuclide = Atomo con Numero Atomico Z ( = numero PROTONI)

Numero di Massa A ( = numero PROTONI + NEUTRONI)

A

X

Z

• ¹²C = 6 PROTONI 6 NEUTRONI;
• ¹³C = 6 PROTONI 7 NEUTRONI; ISOTOPO

SOSTANZE ELEMENTARI = FATTE DI ATOMI UGUALI ( = CON UGUALI Z), ex O₂

COMPOSTI = FATTI DI ATOMI DIVERSI, ex H₂O

Per indicare la composizione elementare di atomi si usa la FORMULA

MOLLE, se composti = / sostanza elementare se fatti di molecole

(Molla) si usa la formula molecolare. Reazioni chimichie:

cambian i rapporti di combinazione degli atomi ma non la

loro natura. La massa si conserva.

LEZ 2

UNITÀ DI RIFERIMENTO MASSA ATOMICA = 1/12 DELLA MASSA DEL NUCLEO ¹²C

PESATA

PESO ATOMICO = MASSA RELATIVA (MEDIA PESATA ISOTOPI) DEGLI ELEMENTI RISPETTO

L’ U.T.A = UNITÀ DI MASSA ATOMICA, 1/12 MASSA ¹²C

PESO MOLECOLARE = SOMMA PESI ATOMICI CHE COMPONGONO LA MOLECOLA (H2O=1+1+16=18)

PESO FORMULA = COME PESO MOLEC, MA PER MOLECOLE IONICHE E ALTRO (NaCl = 22+35 = 57)

MOLE = LA QUANTITÀ DI QUELLA SOSTANZA CHE CONTIENE N. AVOGADRO

PARTICELLE. N. AVOGADRO (6,022*10²³ mol^-1) = LA CIFRA DI NUCLEIDI CHE

STANNO IN 12g DI ¹²C = 12g ¹²C = 6,022*10²³ = 1 MOLE

1 MOLE DI ¹²C = QUANTIÀ CHE CONTIENE N. AVOG. ATOMI DI ¹²C

UNITÀ DI MISURA = g mole^-1 SIMBOLO = (M = MOLARITÀ / CONCENTRAZ.)

1 MOLE DI X PESA (IN GRAMMI) UNA CIFRA UGUALE ALLA MASSA (IN UMA)

DELLA PARTICELLA CHE LO COMPONE.

1 MOLE DI MAGNESIO, LA CUI MASSA ATOMICA È 24,305, PESA 24,305 GRAMMI

IN 100g DI TITANIO (MASSA ATOMICA 47,867) CI SONO 2,09 MOLI DI Ti.

LEZ 3

Luce = onde elettromagnetiche, (nisto cambi elettrico + magnetico sinusoidali

e ortogonali tra di loro, direz. Di propagazione è l’elettrone ha

proprietà ondulatorie certe la luci.

Composti di coordinazione

Uno ione metallico mette a disposizione orbitali vuoti, un legante cede 1 coppia di e. e si orbitala, si crea un covalente molto polare, polarizzato verso chi cede la coppia (atomo donatore). L'atomo centrale solo se ha n. oss. ≥ 2, in un composto di coordinazione fa più legami oltre sub1 o oss (es NH₃, con H₂N + 1 più atomi donatori e solo in attacco più dentata (legante bidentato, tridentato, polidentato). Legame ionico = tra 1 catione (metallo) e 1 anione (non metallo o anione poliatomico), unione per interazione elettrostatica, F=9,8 e = q₁q₂/d².

Se q1 e q2 sono di segno discorde F (forza da fare per avvicinare q1 e q2) viene negativa si attraggono (q1 > 0 e q2 < 0), se q1 e q2 sono concordi (q1= + e q2=+) la forza F da fare per avvicinarsi viene positiva perchè si respingono. Costante di Madelung = Fattore Geometrico che dipende dalla struttura del cristallo ionico, determina il potenziale elettrostatico di uno ione in tale cristallo.

Metalli e non metalli = i metalli hanno numero di e- nello strato esterno minore o uguale al numero di orbitali esterni s e p, ed hanno energia di ionizzazione (A —>A⁺ + e^-) bassa, hanno buona conducibilità elettrica e termica, malleabilità, duttilità e strutture compatte a cristallo, con cationi immersi in un mare di elettroni liberi di muoversi e con legami delocalizzati.

LEZ 8

Interazioni intermolecolari

Se 1 atomo e/s è sottoposte ad un campo elettrico, viene polarizzato, cioè le sue cariche positive (nucleo) e negative (e^-) sono spostate verso i poli del campo. Quanto? Dipende dal campo, dal legame nucleo-e- e dalla quantità di e-.

Tra 2 atomi: la forza di dispersione di London dipende dalla polarizzabilità X e energia di ionizzazione IV. Ma anche invertamente dalla distanza di massa (stato) e dalla velocità est. con l'aumentare della

3/4 hv α d⁶

SALI CHE DANNO SOLUZIONI NEUTRE

ANIONE=BASE CONIUG. ACIDO FORTE, CATIONE=ACIDO CONIUG. BASE FORTE

SALI CHE DANNO SOLUZIONI ACIDE

ANIONE=BASE CONIUG. ACIDO FORTE, CATIONE=ACIDO CONIUG. BASE DEBOLE

SALI CHE DANNO SOLUZIONI BASICHE

ANIONE=BASE CONIUG. ACIDO DEBOLE, CATIONE=ACIDO CONIUG. BASE FORTE

SOLUZIONI TAMPONE=CONTENGONO COPPIA ACIDO/BASE CONIUGATA

IN RAPP. TRA 0,1 E 10, NON VARIA. pH CON DILUIZIONE E POCA AGGIUNTA

DI ACIDI O BASI FORTI PER EFFETTO DELLA SPECIA A COMUNE

ACIDI/BASI POLIFUNZIONALI=DONANO/ACCETTANO PIÙ IONI H+/OH-

SOSTANZE AMFOTERICHE O ANFOLITI= SIA ACIDI CHE BASI SU Kb, Ka

SI COMPORTANO A SECONDA DI QUALI SIA PIÙ GRANDE TRA Kb e Ka

TEORIA DI LEWIS= ACIDA E’ SPECIE CHE ACCETTA COPPIA DI E IN

COMPARTECIPAZIONE, BASE E’ SPECIE CHE LA DONA

LEZ. 14

N° OSSIDAZIONE= CARICA FORMALE ATOMO QUANDO SI ATTRIBUISCONO

e- DI LEGAME AL PIÙ ELETTRONEGATIVO

IDRURI= COMPOSTI BINARI CON H. ACIDI BINARI=HX, ORDINE DI

FORZA ACIDA INVERSO ORDINE FORZA DI LEGAME. H2O < H2S < H2Te

OSSIDI=COMPOSTI BINARI CON O. PEROSSIDI = 2(O2), CON OSSO=1

SUPEROSSIDI= O2 CON n° oss O=-1/2. IDROSSIDI BASICI= XOH

IDROSSIDI ACIDI= HXO, BASICI(A) / IDROSSIDI (Da LUNGO IL PERIODO-(D)

TRA SALE SUDDIVIDENDO IL GRUPPO E DAL CARATTERE DELL’OSS. DELLO STESSO

ACIDI TERNARI= H-X-Y, QUASI SETTE e CON D, QUELLI COL TERZO

ELEMENTO UGUALE SON PIÙ ACIDI PIÙ È ALTO P.S DI B (HNO3 < HNO2)

SENNÓ SON PIÙ ACIDI PIÙ IL TERZO ELEMENTO E’ ELETTRONEGATIVO

LEZ.15

EQUILIBRI DI FORMAZIONE DEI COMPLESSI= SE UN LEGANTE (NH3)

SI LEGA AD UNO IONE METALLO M^n+ LA REAZIONE ALI/EQU

Lez 19

Proprietà colligative: dipendono dalla quantità del soluto ma non dalla sua natura. Pressione di vapore con una soluto poco volatile: P=x₁P₁ + x₂P₂. x₂ = frazione molare solute, x₁ = soluto. Innalzamento ebulloscopico ed abbassamento crioscopico non dipendono dalla natura solute ma dalla sua quantità. Pressione osmotica = due recipienti collegati da una membrana semipermeabile e con soluti a diverse concentrazioni vedono il solventi spostarsi verso il contenitore con maggiore concentrazione di soluto per "pareggiare" le concentrazione. La pressione osmotica è quella da applicare ai contenitori per evitare lo spostamento di solvente pi=CMRT, dove C = concentrazione, R = costante gas, T = temperatura, ed i = costante di Vant Hoff che trasforma la natura del solventi nelle particelle.

Sistemi dispersi = se mescolo qualcosa di insolubile in un solvente e questa rimane sospesa, creò un sistema eterogeneo mentre una soluzione è un sistema omogeneo e il passaggio tra le due cose è continuo, perchè le particelle si ripicciliscono. I sistemi dispersi sono: fumo = solidi dispersi in gas, nebbie/aerosol = liquidi dispersi in gas, emulsione = liquidi dispersi in liquidi, schiume = gas dispersi in liquidi, sol = solidi dispersi in liquidi (o dispersioni colloidali).