Chimica inorganica e generale completa

ATOMO

Ogni elemento ha il proprio numero atomico che lo contraddistingue, è indicato con la lettera "Z".

In genere la carica di un atomo è nulla, perché c'è lo stesso numero di protoni ed elettroni; nel caso un atomo ceda un elettrone si, chiama CATIONE (es Na⁺), nel caso acquisti un elettrone è un ANIONE (Cl⁻).

Uno stesso elemento può avere alcuni "varietà" di atomi di uno stesso elemento che differiscono per il numero di neutroni; si chiamano ISOTOPI o nuclidi specie di nuclei di cui sono specificati A e Z.

NUMERO DI MASSA: A=N+Z

NUMERO ATOMICO: Z

NUMERO DI NEUTRONI: N

La massa di ogni nuclide è espressa in base al rapporto con un nuclide di riferimento scelto come base; una massa relativa ovvero di un isotopo del carbonio Il nuclide ¹²C, che è la massa di base convenzionato a 12. Per indicare la massa relativa si esprime "quante volte" un nuclide contiene ¹/₁₂ della massa di ¹²C (¹/₁₂*¹²C = unità di base).

Le proprietà chimiche degli isotopi di uno stesso elemento sono pressoché uguali: quindi c'è un modo avere la massa atomica media in base ai quanto è diffuso l'eterodiverso. L'isotopo piu urgente di più peso nell'ambito per ogni elemento per l'idratosione si e chiamata peso atomico, anche se non sono pesi ma se non numeri puri senza unità di misura (Simbolo A_r)

La somma di tutti i pesi atomici di una molecola e detto PESO MOLECOLARE (M_r).

MOLE

Mole: è la quantità di sostanza che contiene tante unità elementari quanti sono gli atomi contenuti in 12 g esatti di ¹²C (ovvero in un numero di Avogadro di atomi).

NUMERO DI AVOGADRO

N_A = 6.02214195·10²³ mol⁻¹

Quando scriviamo una reazione, il numero che viene davanti di ogni elemento o molecola indica il numero di moli che ne vengono utilizzate di quella data sostanza.

C + O₂ → CO₂

Indica che 1 mole di carbonio reagisce con una mole di ossigeno molecolare per formare una mole di anidride carbonica.

MASSA MOLARE

Massa molare: rapporto tra massa e moli (quantità di sostanza), simbolo M_r.

M = ^{m (g)}⁄_{n (mol)} = [g/mol]

es. M_H₂O = 12.01 + 16 + 16 = 32.0 g/mol

n = ^m⁄_M

m = M · n

ENERGIA IN CHIMICA

E_cin = K = ¹⁄₂ mv² ENERGIA CINETICA

E_pot = mgh ENERGIA POTENZIALE (GRAVITAZIONALE)

E_{pot e} = −^{Z e2}⁄_{distanza elettrone-nucleo} ENERGIA POTENZIALE (ELETTROSTATICA)

E = Δm c² DIFETTO DI MASSA NUCLEARE

Difetto di massa

QUANTIZZAZIONE ENERGIA

Un elettrone di un atomo non può assumere qualsiasi valore di energia, ma solo multipli di un'energia base E_oh_v.Un elettrone emette una singola radiazione di frequenza "V" di energia pari al salto energetico dell'elettrone stesso. Questa energia è detta QUANTO.La quantizzazione dell'energia vale anche per il nucleo di un atomo e per qualunque particella si trovi in un campo di forze salte.Secondo l'equivalenza tra massa ed energia di Einstein E=mc² possiamo dedurre maht possiamo quindi considerare la luce anche come particella, chiamata FOTONE, con massa m=_hv^c e velocità v=c e massa a riposo nulla. La luce è quindi considerabile sia come radiazione (elettromagnetica onda) sia come particella.

EFFETTO FOTOELETTRICO

Esposto la superficie di un metallo sotto vuoto a radiazione elettromagnetica, può verificarsi emissione di elettroni i quali possono essere riuniti in un flusso di corrente elettrica da un catodo ad un anodo.Gli elettroni, ora legati al metallo con una certa energia E_o, ricevono dal metallo a caduta, formando un'energia maggiore d E_o, è possibile ottener l'espulsione degli elettroni dalla superficie metallica (h_v>_o trasmissione di elettroni).La differenza tra E (h_v) ed E_o si converte in energia cinetica posseduta dagli elettroni.

Proprietà Periodiche

La tavola periodica, originariamente formulata da Mendeleev, è organizzata in modo tale che le varie proprietà degli elementi siano in crescendo verso una direzione. La riga orizzontale sono dette periodi (7) e le colonne gruppi (18).

Energia di Ionizzazione

È l'energia minima che occorre fornire ad un atomo isolato gassoso per toglieregli un elettrone. Quando si sottrae un elettrone ad un atomo neutro (A ➔ A⁺ + e^-). L'energia relativa al processo è detta energia di prima ionizzazione, ed è positiva per tutti gli elementi, ciò significa che nessun elemento cede spontaneamente un elettrone. Se continuiamo a togliere elettroni, troveremo le energia di seconda ionizzazione, di terza ionizzazione, etc.

Tali energie (in ordine successivo) sono sempre maggiori (è più difficile togliere più elettroni).

In generale, l'energia di ionizzazione aumenta verso il basso nei gruppi e verso destra nei periodi, gli unici nobili sono quelli col valore più alto, siccome hanno l'ottetto esterno completo.

Affinità Elettronica

È la forza con cui un ulteriore elettrone possa legarsi ad un atomo isolato gassoso. Gli elementi nella tavola periodica hanno un affinità elettronica quasi sempre positiva e indica l'energia che occorre spendere per strappare l'elettrone più esterno ad uno ione monoatomico negativo. Oltre ai gas nobili, gli elementi con affinità elettronica negativa o comunque a zero sono Be, Mg.

Il valore dell'affinità elettronica tende a diminuire discendendo nei gruppi, (con eccezioni nel III e IV gruppo). Anche l'affinità elettronica aumenta per passaggi successivi: in genere gli atomi con sottostrati completamente riempiti o parzialmente (gruppi 2, 18) non hanno tendenze ad acquistare un ulteriore elettrone, al contrario, gli elementi del gruppo 16 e 17 hanno un alta affinità elettronica avendo orbitali liberi, e facili energie di ionizzazione.

Se i legami covalenti sono multipli, come nel caso dell'ossigeno ₂ (¹σ+¹π) o dell'azoto ₂ (¹σ+²π):

⊗ gli orbitali segnalati ³ sono quelli che formano il legame π, vale come 2 solo perché ne fosse un altro ortogonale (direzione perpendicolare asse dell'angolo), se formrebbero un altro esempio caso di N₂.

⊗ N = O

⊗ N ha 3 elettroni divisi su di cui 2 paralleli, essendo differenza solo 2, perfetto legame con l'ossigeno, qui 1 numero sposato

Le molecole biatomiche possono anche non essere isoelettriche, ma possono avere carica, in quanto le corrispondono le stesse configurazioni isoelettriche (hanno una struttura diversa). es:

• [C≡N]⁺
• [N≡O]⁺
• [N = O]⁺

LEGAMI E GEOMETRIA NELLE MOLECOLE POLIATOMICHE

L'angolatura gli atomi di una molecola poliatomica generale A₂ B₃ può assumere valori differenti a seconda dell'atomo e delle condizioni. Sidgwick e Powell hanno creato un modello qualitativo per procedere con discreta approssimazione la disposizione geometrica degli atomi legati ad un atomo centrale. Questi angoli sono dati dalla repulsione delle cariche di segno opposto, e sono disposti in modo tale da ridurre al minimo l'ingombro sterico.

I legami π hanno la stessa direzione dei legami σ, sono più deboli degli ultimi, quindi non sono contati nel meccanismo di repulsione. Anche le coppie isolate diminuiscono la repulsione o, secondo della mora di esse, l'atomo prenderà una geometria diversa.