Chimica per Ingegneria Industriale (Meccanica-Energetica)

CONFIGURAZIONE ELETTRONICA

È la rappresentazione completa degli orbitali occupati da tutti gli elettroni in un atomo in ordine crescente.

Ordine di riempimento dei livelli: gli elettroni si dispongono nei livelli di energia più bassa possibile.

Principio di Pauli: in uno stesso orbitale possono coesistere al massimo due elettroni, purché abbiano spin antiparalleli.

Proprietà:

• La carica nucleare aumenta con il numero atomico.
• All'interno del periodo la dimensione atomica diminuisce, ma nei gruppi aumenta.

Gruppo:

Periodo:

Nello stesso periodo ci sono lo stesso numero di orbitali. Nel periodo aumentano elettroni e protoni.

La tavola periodica è stata creata da Mendeleev che ha studiato gli ossidi e ha previsto altri elementi chimici.

ENERGIA DI IONIZZAZIONE

È l'energia necessaria ad allontanare un elettrone da un atomo gassoso e portarlo a distanza infinita, con energia cinetica nulla. L'energia di ionizzazione è sempre positiva. Se...

Riferita ad un solo atomo si esprime in eV (elettronvolt), ad una mole in J mol-1 oppure Kcal mol-1. L'energia di ionizzazione aumenta lungo il periodo e diminuisce leggermente lungo il gruppo. I gas nobili, ed in particolare l'elio, sono i più difficili da ionizzare perché non perdono o donano elettroni (regola dell'ottetto).

ELETTRONEGATIVITÀ

L'elettronegatività è la tendenza di un atomo ad attrarre verso sé gli elettroni di un altro atomo in un legame chimico (due elementi separati che si comportano come uno solo). I metalli presentano una bassa elettronegatività e formano cationi. I non metalli presentano un'elevata elettronegatività e formano anioni.

DIFFERENZA ELETTRONEGATIVITÀ

Quando la differenza di elettronegatività fra due atomi è elevata (metallo + non metallo), gli elettroni si trasferiscono da un atomo all'altro, dando luogo a un legame ionico; quando la differenza di

l'elettronegatività fra atomi è piccola, gli elettroni sono messi in compartecipazione fra gli atomi, dando luogo ad un legame covalente Non metalloMetallo (molto elettronegativo)(poco elettronegativo) −¿−¿ Acquista ¿Perde e¿e Sale (alogeno)Composto formato da ioni

LEGAME CHIMICO

Il numero di elettroni persi o acquistati dipende dalla posizione propria assetto elettronico formando un legame chimico e raggiungendo una condizione di maggiore stabilità rispetto ai due atomi isolati.

LEGAME IONICO

Si forma tra elementi avente notevole differenza di elettronegatività (tra metalli e non metalli). È caratterizzato da un trasferimento completo di elettroni dal metallo al non metallo con la formazione di ioni.

I composti ionici sono solidi caratterizzati da elevati punti di fusione (NaCl ha un punto di fusione di 800° ed ha quindi un legame ionico forte. Ma AlN

Il legame ionico si instaura tra atomi con differenza di elettronegatività alta (metallici + non metallici). Gli atomi metallici cedono elettroni diventando ioni positivi, mentre gli atomi non metallici accettano elettroni diventando ioni negativi. Gli ioni positivi e negativi si attraggono e si dispongono in una struttura cristallina. I composti ionici sono solidi a temperatura ambiente e hanno un punto di fusione di circa 3000°C, quindi hanno un legame molto più forte, e sono in grado di condurre elettricità allo stato fuso e in soluzione acquosa (elettroliti).

I composti ionici solidi sono costituiti da una disposizione ordinata nello spazio degli ioni positivi e negativi (reticolo cristallino).

Il legame covalente si instaura quando la differenza di elettronegatività tra gli elementi è nulla o bassa (non metallo + non metallo). Gli atomi che hanno elettronegatività uguale o simile tendono ad interagire mettendo in compartecipazione gli elettroni; le coppie di elettroni condivise costituiscono un legame covalente, rappresentato da una coppia di puntini o una linea che unisce due atomi (simbologia di Lewis).

Il legame covalente può essere: puro, quando si stabilisce tra atomi uguali; polare, quando il legame riguarda atomi con diversa elettronegatività.

Simbologia di Lewis: Per ogni

elettrone spaiato mettiamo un punto.
• 1 ¿e Per ogni coppia di elettroni (doppietto) mettiamo una linea.
−¿2  I gas nobili non hanno elettroni spaiati quindi si mette solo ¿eN N legami semplici, molecole•N N• legami doppiN N legami tripli
Alcuni elementi preferiscono rimescolare i propri elettroni per formarepiù legami (ibridazione degli orbitali).
Tra questi il boro e il carbonio (egli elementi del loro gruppo).
In generale, e per gli esercizi, facciamo riferimento a questa tabella:
Relazione tra gli elementi
1. Configurazione elettronica[ ] 2 3N  He 2 s 2 p
2. Riempimento degli orbitali secondo la regola
3. Scrittura formule di Lewis|N
4. Struttura legame covalente
Dal terzo periodo hanno a disposizione degli orbitali d, non sempre, soloquando reagiscono con elementi più elettronegativi. Questo fenomeno sichiama Espansione dell’ottetto (non è una regola della meccanica quantistica).
L’espansionedelle coppie elettroniche (VSEPR). Questo metodo si basa sul principio che le coppie di elettroni attorno a un atomo tendono a distribuirsi nello spazio in modo da minimizzare le repulsioni elettroniche. Le geometrie molecolari più comuni sono: - Lineare: quando ci sono solo due atomi legati all'atomo centrale. - Trigonale planare: quando ci sono tre atomi legati all'atomo centrale e nessuna coppia di elettroni libera. - Tetraedrica: quando ci sono quattro atomi legati all'atomo centrale e nessuna coppia di elettroni libera. - Trigonale bipiramidale: quando ci sono cinque atomi legati all'atomo centrale e nessuna coppia di elettroni libera. - Ottaedrica: quando ci sono sei atomi legati all'atomo centrale e nessuna coppia di elettroni libera. Queste sono solo alcune delle geometrie molecolari possibili. La geometria di una molecola dipende dalla disposizione degli atomi e delle coppie di elettroni attorno all'atomo centrale. Le formule di struttura e le geometrie molecolari sono importanti per comprendere le proprietà chimiche delle molecole e per prevedere come queste molecole interagiranno con altre sostanze.

delle coppie di elettroni o V.S.E.P.R.

METODO V.S.E.P.R

Questo modello si basa sul fatto che le nuvole elettroniche (legame semplice, doppio, triplo, doppietto di non legame) costituite dalle coppie di elettroni intorno ad un atomo si respingono e tendono a disporsi il più distante possibile tra loro. In base al numero di nuvole elettroniche si stabilisce la geometria di minima repulsione.

POLARITÀ

Una condizione necessaria ma non sufficiente è avere un legame covalente polare. La polarità viene stabilita in base alla geometria, per essere polare la risultante deve essere diversa da 0. Se la risultante è uguale a 0 allora è apolare (se all'elemento A sono attaccati sempre atomi B).

Una molecola può avere legami polari ma essere una molecola apolare. Se i legami polari sono uniformemente ovvero simmetricamente distribuiti i dipoli si annullano reciprocamente e la molecola è apolare.

Quindi:

Se nella molecola è presente un solo atomo

centrale si esamina il suo intorno:
Se non vi sono coppie solitarie sull'atomo centrale e se sono legati ad esso elementi uguali la molecola è apolare
Se l'atomo centrale ha almeno un legame polare e si sono legati ad esso elementi diversi la molecola probabilmente è polare
CH
Un caso particolare è il Metano che, nonostante abbia una geometria tetraedrica, è apolare

LEGAME DATIVO
Nel legame dativo sono presenti un atomo, che cede entrambi gli elettroni, e un altro atomo che, avendo un orbitale vuoto, è in grado di accettarli. Secondo la teoria acido base di Lewis, l'atomo donatore di elettroni è detto base di Lewis, mentre l'atomo accettore assume la denominazione di acido di Lewis. La carica formale può quindi essere diversa da quella reale.

NUMERO DI AVOGADRO
236,022× 10²³
Un numero di Avogadro di particelle è chiamato mole.

MASSA MOLECOLARE
La massa di una molecola è data dalla somma delle masse

atomiche degli elementi che la compongono. Se ho una reazione chimica bilanciata, ha la massa dei reagenti uguale a quella dei prodotti.

REAZIONI DI OSSIDORIDUZIONE (REDOX)

Il numero di ossidazione rappresenta la carica che l'elemento assumerebbe nei suoi composti se si associano gli elettroni di legame all'atomo più elettronegativo.

1. N.O = 0 per gli elementi non combinati
2. Gli ioni monoatomici hanno numero di ossidazione uguale alla carica dello ione
3. Il fluoro combinato con altri elementi ha sempre numero di ossidazione -1
4. I metalli alcalini in un composto hanno sempre numero di ossidazione +1
5. I metalli alcalino terrosi combinati hanno sempre numero di ossidazione +2
6. L'ossigeno nei perossidi e quando è legato al fluoro ha numero di ossidazione -1, altrimenti -2
7. La sommatoria dei numeri di ossidazione deve sempre essere uguale a zero

Se il N.O aumenta si parla di ossidazione. Se il N.O diminuisce si parla di riduzione.

Ogni reazione di riduzione

può essere trasformata in pila. Un metallo con N.O=0 può diventare un elettrodo. Se è presente un metallo nello stato diossidazione zero si utilizza quel metallo altrimenti si utilizza il platino. IONI Reazione di ossidazione Reazione di riduzione TENSIONE La tensione della pila dipende dal materiale. Ci si basa su delle condizioni standard: 25 ° è la temperatura ambiente, 1 atmosfera è la pressione, 1 mol/l è la concentrazione molare 0 =0,000E V Potenziale standard di riduzione I potenziali standard di riduzione possono essere quindi positivi o negativi. In questo modo, utilizzando questi valori, è possibile calcolare il potenziale (in condizioni standard) di qualsiasi reazione di ossido-riduzione. È infatti sufficiente sommare i potenziali della specie che si riduce alla specie che si ossida, cambiata di segno. LAVORO ELETTRICO Il lavoro elettrico generato da una pila che scambia n moli di elettroni è dato da: Wel = n ∆E° F DoveF è la costante di faraday (96500 C) e ∆E° è il potenziale standard dellareazione (in V). Con queste unità di misura il lavoro è in Joule.

LE SOLUZIONI

Il solvente e la sostanza presente in quantità maggiore vi allora il soluto è la sostanza presente in quantità minore. Una soluzione è una miscela omogenea di due o più sostanze. La solubilità è la quantità massima di soluto che si scioglie. La soluzione si dice satura quando il s...