Chimica Inorganica

FORMULARIO → CHIMICA

• STRUTTURA DELLA MATERIA → COMPOSTA DA ATOMI

P= PROTONE N= NEUTRONE e- = ELETTRONE

NUCLEO (DOVE C'È TUTTA LA MASSA DELL'ATOMO) [A] VOLTE PIÙ PICCOLA DELL'ATOMO [R]= 1 VOLTE PIÙ PICCOLA DELL'ATOMO (RADIO)

RICERCA DI UN MODELLO PER SPIEGARE (PERCHÉ NUCLEO E e- NON SI ATTRAGGONO) LA QUASI PRIVE DI MASSA

“METODO SCIENTIFICO” DI GALILEO GALILEI

1. OSSERVO FENOMENI NATURALI (1
2. ISOLARE IL FENOMENO DA TUTTO QUELLO MENO IMPORTANTE
3. FACILE ESPERIMENTO → FENOMENO ISOLATO
4. SE RIPROD = MODELLO DEL FENOMENO CON UN MODELLO MATEMATICI (FORMULE)
5. INVENTA = IL MODELLO SI DEVE SPIEGARE IL FENOMENO

ISOTOPI: ATOMI CON LO STESSO N° DI PROTONI MA DIFFERENTI NEI NEUTRONI PROTONE + NEUTRONE = NUCLEO (SERIE IL PUÒ → VISTA X PARTICELLE)

NUCLIDE

ISOTOPI (≃ 300 IN NATURA) = CAMBIA (N° di Neutroni) N

es. H

ISOTOPI DI H:

• (99,89%) PROTIO (0,011%) DEUTERIO (0,001%) (INSTABILE/RADIOATTIVO) TRIZIO

CL IN NATURA → 30:266 ISOTOPI: 300

(INSTABILI) ISOTOPI RADIOATTIVI (NUM_{di Neutroni}) QUANDO Z È MOLTO ALTO, IL NUCLEO SI ROMPE →

t_1/2 TEMPO DI DIMEZZAMENTO QUANDO MEZZA DEL NUCLEO SI ROMPONO es: DA 100 NUCLEI A 50 NUCLEI

ISOTOPI PIÙ ABBONDANTI IN NATURA HANNO (N p | N n) (PARI)

"SERIE MAGICA" 2, 8, 20, 28, 50, 82, 126

GRAFICO DI STABILITÀ DEL NUCLEO

DAL

↘ POI SULLA TAVOLA PERIODICA ISOTOPI RADIOATTIVI STABILI

STABILITÀ FINCHÉ C'È "OTTO L’COPPIANO"

ISOTOPI

2z; NEUTRONI

L’elemento è presente in natura

da 52 a 118 (isotopi non c. di natura ma creati da acceleratori di particelle)

Isotopi radioattivi (E=λN tempo di decadimento ) - usati in ambito medico

es.: Deuterio ¹H ₁ D D. Fusione ²D Es: Esplosione ²Deuterio ³Uranio ₉₂ Elio₂ Emissione ₁Densità dell’H

(valido per tutti gli isotopi) (proprietà fisiche)

Forza nucleare → maggiore forza esistente in assoluto

Unità di massa atomica (U) = uma

è 1/12 della massa dell’isotopo ¹²C (“¹²C”)

ΔU = 1,6605 × 10^-24 g

P.A. × Δu = m→ massa in grammi (“media il valore umano”)

Mol (n)

È la quantità di particelle pari al n° di atomi contenuti in ¹²g di ¹²C

Non è il cambio MA Numero di Avogadro = 6.022×10²³

= massa totale ¹²g = Massa assoluta (iniziale della molecola ¹² ₀)

mi: (massa atomica assoluta) massa atomica relativa

se la = 1 - ↔P.A. = m

h⁰ di particelle × h¹. NA

Formule chimiche

Minima Molecolare di struttura

HC₂O₄ H₂C₂O₄

Gruppo Alc - acido + ossigenata → alcool

Eccezioni

(H₂O₂) (non può diventare – OH )

Elementi

• Singolo atomo isolati (Ne) o combinazione di atomi uguali (O₂)

Composti

• Costituiti da atomi diversi, presenti come molecole distinte

Numero di ossidazione (h.o.)

1. Indica la “carica formale”
2. Somma h.o. = 0

Aiuta a classificare i composti e abbinare i reagenti

Reazioni (lavorano con e perché nucleo non varia)

Cambio n di ossidazione

• Reazioni Redox

ossidazione

ripper e - aumenta h.o.

riduzione

diminuisce h.o.

Diagramma di stato (fasi)

• Solido
• Liquido
• Gas

Lo uso per descrivere tutte le sostanze

Sospensione e soluzione

• Sospensione: grandezza soluto > 5 hm
• Soluzione: grandezza soluto < 5 hm

Soluzioni

• Gassose: miscela di gas
• Liquide: solvenza liquido e soluto gassoso/liquido/solido
• Solide: solveno solido e soluto gassoso/liquido/solido

Interazioni tra solvente e soluto devono superare interazioni tra molecole del soluto e solvente e soluto.

Solubilità

• Aumenta con l'aumento di disordine del sistema che avviene:

  • Passaggio stato solido a liquido
  • Passaggio stato liquido a gassoso

Solubilità diminuisce per l'aumento della temperatura.

Legge di Henry

Solubilità dei gas nei liquidi

S = k_P

Costante

• S = solubilità di un gas in un liquido
• P = pressione parziale del gas
• K = costante dipendente dal soluto e dal solvente

Aumento T fa diminuire la solubilità di un gas nei liquidi.

U.d.m. di "S" è il "coefficiente di Bunsen" m³/m³.

Composizione percentuale (%)

P = frazione ponderale

V = soluti e soluzioni

W = frazione ponderale

x 100 = percentuale

Frazione molare

X_A = n_A / (n_A + n_B)

X_B = n_B / (n_A + n_B)

n_A + n_B = 1

x 100 = frazione molare (%)

Enthalpy (ΔH) Calculation

• Calculated experimentally with "calorimeter"
• Calorimeter (isothermal): constant P (for PΔV): ΔH
• Constant V (doesn't participate in gas): ΔU
• Cup calorimeter
• Bomb calorimeter

Thermochemistry

• Study of heat exchange in reactions
• Thermochemical equations (chemical equation that accompanies indication of absorbed or released heat)
• If ΔH < 0: Exothermic reaction (with heat release)
• If ΔH > 0: Endothermic reaction (with heat absorption)

Reaction Standard Enthalpy

• Same conditions of T and P
• Related to reactions at standard state: _reactantsΔH⁰

Enthalpy Change (ΔH)

• Depends on the functions of the state (it refers to values I and F)
• Quantity is also proportional to the mass/quantity of substance

Consider the reaction: aA + bB -> lL + mM

ΔH_reaction = [lH_L + mH_M...] - [aH_A + bH_B...]

Standard Molar Enthalpy of Formation

• Standard reaction enthalpy refers to formation reactions of mole of considered species starting from elements that constitute them ⁰
• For simple compounds, H₂, O₂, the enthalpy of formation is considered 0 in the standard state (usual conditions of 1 bar and 25°C)

Thermal Capacity

• Intensive: Extensive (depends on mass)
• Mean (C): C = Q/ΔT
• Effective (C): C = dQ/dT
• If V = constant: C_v = (dQ/dT)_V
• If P = constant: C_p = (dQ/dT)_P

C can be divided by m (specific heat) or by (caloric molarity). Extensive is divided by the mass M