Chimica organica - Appunti

CHIMICA:

LA SCIENZA STUDIA LA TECNOLOGIA METTE IN PRATICA

• EVOLUZIONE DELLA CHIMICA
• SCOPERTA DEL FUOCO 100.000 A.C.
• SCOPERTA DEI METALLI 9.000 A.C.
• FILOSOFIA (GRECI) 600 A.C.
• ACQUA
• FUOCO
• G PLATONE
• 4 ELEMENTI E ETERI
• ATOMI (DEMOCrito)

ALCHIMIA (VISTA FILOSOFICA) CERCAVANO DI TRASFORMARE I METALLI IN ORO (FILO

GOPHIA DEI “PUROCRARE”) E CERCAV

NO LA PIETRA FILOSOFALE

CON GALILEO GALILEI (1600) LA CHIMICA E LA SCIENZA IN GENERALE

FECE PASSI DA GIGANTE MISURAZIONI PRECISE

TEORIA GALILEI:

• OSSERVAZIONE FENOMENO
• ENUNCIAZIONE IPOTESI
• VERIFICA SPERIMENTALE

CAMBIANDO UNA VARIABILE ALLA VOLTA SI PROVA A TROVARE LA SOLUZIONE

Materia

Elementi

• Omogenei -> Proprietà non continue (non si mescolano)

Sostanze

• Miscele

Composti

• Omogenei -> Proprietà continue (si mescolano)

Elementi: sostanze non decomponibili in altre sostanze (Fe)

Composti: sostanze decomponibili in altre sostanze (H₂O)

Ogni sostanza ha caratteristiche:

• Proprietà fisiche: densità, colore...
• Chimiche: reattività, infiammabilità, ossidazione...

Gli elementi sono 116, di cui 90 sono naturali "mattone".

Gli elementi possono essere più o meno stabili.

Es. subacquea:

• C. carbonio N atomi
• CO. calcio Br bromo

Le molecole sono fatte da atomi. Esse sono formate con forma geometrica ∊, della quale dipendono proprietà.

Forme aggregazione materia:

• Solido - forma e volume propri (mobili)
• Liquido - forma non propria ma volume proprio (poco vissuti)
• Gas - forma e volume non propri (alunni)

O₂ - due molecole per essere divise devono interagire

FORMULA MINIMA DI UN COMPOSTO

ES:

C₃ + O:

2,72 : 2,7

5,4 : 7,2

5,4 : 0,72

VALI O PASSA 0

PASSO 0

PESO AVERE 0

VALI 1 PASSA H₁

PESO NOTERE 1

— 2,7

VALI CO

PASSO CO

PESO AVERE 56,08

60 : 68

35 PRO. 

ORA BISOGNA DIVIDERE PER QUELLO PIU PICCOLO

O 2,7 : 1,35 H₂ : 2

CO 1,35 : 1

FORMULA MINIMA: CO ₂H₂ P CO(OH)₂

SCHRODINGER: L'ELETTRONE È PARTICE. QUINDI IN BASE A DE BROGLIE

ANCHE ESSO HA UN'ONDA. SI TROVA L'EQUAZIONE

D'EPLANTE. A ONDE ALL'ONDA LA PROBABILITÀ DI

TROVARE L'ELETTRONE.

Hψ=Eψ ESISTE UN ESEMPIO SOLO CON GLI (IDROGENO)

ONDE ψ(x,y,z) → O COORDINATE IN UN VUOTO E IN UN

TEOXO.

DIVERSI ORBITALI= DIVERSI NUMERI QUANTICI

n > 1 NUMERO QUANTICO PRINCIPALE → D ENERGIA E GRANDEZZA ORBITALE

0 ≤ l < n-1 NUMERO QUANTICO SECONDARIO → FORMA E ENERGIA (NON

IDROSSIDIOLI) ORBITALE

e ≤ m ≤ e l NUMERO QUANTICO MAGNETICO → ORIENTAMENTO ORBITALE

ms= ± ½ NUMERO QUANTICO DI SPIN → INDICA LA ROTAZIONE (SENSO)

DELL'ELETTRONE SULL'ORBITA

VE (MASSUELO O AMTIVIAL

VELO).

PRINCIPIO ESCLUSIONE PAULI

NON POSSONO ESSERCI DUE ELETTRONI CON GLI STESSI NUMERI QUANTICI

IN UN SOLO ORBITALE: IN UN SOLO ORBITALE CI SONO AL MASSIMO

DUE ELETTRONI MA CON NUMERO DI SPIN DIVERSO.

PRINCIPIO MASSIMA MOLTEPLICITA'HUND:

GLI ORBITALI VENGONO RIEMPITI PER PRIMA TUTTI IN UN SENSO, POI SI

TORNA INDIETRO, SE SONO STATI RIEMPITI TUTTI L PER RIEMPIR LI NEL

L'ALTRO SENSO.

DIVERSI NUMERI QUANTICI FORMANO DIVERSI TIPI DI ORBITALI

ES.: SE n=1:

• l=0 PER L=0: VI SONO L=1 ORBITALI p
• m=0 GLI ORBITALI DI TIPO s l=2 ORBITALI d
• ms= ± ½ CHE HANNO FORMA SFERICA l=3 ORBITALI f

FUNZIONE ψ_{r,0,0,t} ψ_{r,0,0,t}

LEGAME IONICO: METALLO - NON METALLO

TRASFERIMENTO e^-

LEGAME MOLTO FORTE, APPREZZABILE INVERSEMENTE PROPORZ. ALLA DISTANZA

ESEMPIO:

LiCl S^2- - SP^2-

LEGAME COVALENTE: NON METALLO - NON METALLO

SOVRAPPOSIZIONE ORBITALI e^- VENGONO MESSI IN COMUNE O (SE DOPPIO: LEGAME DATIVO)

SOVRAPPOSIZIONE: DISTANZA NUCLEI < DISTANZA NUCLEI SE ATOMI FOSSERO A CONTATTO

MAGGIORE -> LEGAME DEBOLE

LEGAME METALLICO: METALLO - METALLO (CONDUTTORI)

VENGONO MESSI IN COMUNE ELETTRONI V. I CONDUZIONE PERCHE' EU ELETTRONI SONO "LIBERI" DISPOSTI INTORNO AGLI ATOMI

ESEMPIO: Z_x 2e^- Fe 2e^-

Z_x Fe 2e^-

2e^- Fe 2e^-

LEGAME A IDROGENO - INTERAZIONI DI POLO-DI-POLO FRA MOLECOLEESEMPIO: H₂O

^δ- O ^δ+H^δ-_δ+ ^δ+H

^δ+H ^δ-O ^δ+H^δ+_δ-

OGNI MOLECOLA DI H₂O è CIRCONDATA DA 3 NUVOLE DI H₂O -> SFERA IDRATAZIONEESEMPIO:

I - II - III

N.B. FORZA DI LONDON (DI VAN DER WAALS) UNA MOLECOLA PIÙ GRANDE SEGNARE δ - δ^- DEGLI ATOMI DELLA QUAL È "CORPOSA"

Δχ: DIFFERENZA ELETTRONEGATIVITÀ (INTUIZIONE) TRA GLI ATOMI

SE Δχ > 1.9 -> LEGAME IONICO 0.5 < Δχ > 0.4 -> COVALENTE SEMPILE

0.9 < Δχ < 1.X -> LEGAME POLARE

0 < Δχ < 0 -> COVALENTE APOLARE

Tabella Periodica

• Gruppi
• Periodi

Stesso Gruppo: Proprietà simili

• Gruppo 1: Metalli alcalini (basici). Lucidi e punto di fusione piccoli.
• Gruppo 2: Metalli alcalino-terrosi. Reagiscono fra meno di gruppo 1.
• Gruppo 3: Metalli alogeni.
• Gruppo 8: Gas nobili. Reagiscono molto poco.

Proprietà dei Metalli

• Duttili e malleabili
• Lucenti
• Ottimi conduttori

Non Metalli

• Opachi
• Fragili
• Buoni isolanti

ENTALPIA

H = E + pV

E: ENERGIA INTERNA, q: W

PRESSIONE COSTANTE

ΔE = q_p - pΔV

q_p

ENTALPIA DI FORMAZIONE ΔH_f

ENERGIA NECESSARIA PER FORMARE LEGAME MOLECOLARE

ELEMENTI ALLO STATO NATURALE HANNO ΔH_f = 0

ENTALPIA DI REAZIONE ΔH_r = ΣΔH_f PRODOTTI - ΣΔH_f REAGENTI

ESPANSIONE REVERSIBILE

L = ∫_Vi^V_f p dV = -nR ∫_Vi^V_f 1/V dV = -nRT ln(V_f/V_i)

ENTROPIA

ENTROPIA = MISURA DEL DISORDINE

S = q_REV/T

SE S = 0 → PROCESSO REVERSIBILE

SE S > 0 → PROCESSO NON REVERSIBILE

S < 0 → IMPOSSIBILE

II PRINCIPIO TERMODINAMICA

ΔS_UNIVERSO >= 0 SEMPRE!

ΔS_TOT = S_f - S_i = ∫_Vi^V_f Δq_REV/T - nRT ln(V_j/V_i)

A PRESSIONE COSTANTE Δq_REV = CpΔT

SE VARIA LA TEMPERATURA S(T_f) - S(T_i) + ∫_Vi^V_f Δq_REV/T

Equilibrio Chimico

A + B ⇌ C

Per gas ideali

• ΔS = nR ln(V₂/V₁) = nR ln(P₁/P₂)
• ΔG = nRT ln(P₂/P₁) = -TΔS (ΔH ≠ 0)

Una volta raggiunto l'equilibrio ΔG = 0

Se non esiste un quoziente di reazione

→ ΔG = ΔG_° + RT ln(Q_r)

• ΔG = ΔG_° + RT ln(Q_r)

Consideriamo la reazione

Costante di equilibrio K =

dove P = nRT / V = RT c_azione

• K > 1 → Prodotti favoriti
• K < 1 → Reagenti favoriti

Coefficiente di equilibrio

Pressione costante