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Chimica
Massa
- Elettrone 9,103.10-31 Kg
- Protone 1,673.10-27 Kg
- Neutrone 1,675.10-27 Kg
Carica
- -1,602.10-19 C
- +1,602.10-19 C
- Ø
A = no Masse = no Protoni + Neutroni
Z = no atomico = no Protoni
Elemento chimico
- Def. Stacché: elemento che non si può scomporre.
DROGENO
H11
CARBONIO
C612
Esistono altri tipi di idrogeno e carbonio, che variano in base al no di neutroni (sono detti isotopi).
612 C 613 C 66 C 14 H 12 H 13 H
Prozio Deuterio Trizio
Molecola: La quantità più piccola di una sostanza che non può essere divisa mantenendo le stesse caratteristiche.
Aggrecato stabile di atomi.
No di Avogadro
N = 6,022.1023
Peso atomico del Carbonio = 1,33.10-23
1 u.m.a. = 1/2 P.A. Carbo.: unità di massa atomica
Atomo
- C
- O
- H
- N
- Cl
- H2O
- CH4
- S
P.A. (u.m.a)
- 12
- 16
- 1
- 14
- 35,45
- 18
- 16
- 32
P.M. (g/mol)
- 12 g/mol
- 16 g/mol
- 1 g/mol
- 14 g/mol
- 35,45 g/mol
- 18 g/mol
- 16 g/mol
1 u.m.a = 1,6605 · 10-24 g
1 u.m.a = Dalton
In una mole abbiamo un numero di particelle pari al no di Avogadro
N = 1,6605 · 10-24 g = 1 g
Massa = misura delle materia | Mole = quantità della materia
Peso Mole: peso di una mole di una sostanza
1 mole : PM (g) = n mole : massa (g)
Applico la legge universale:
PV = m RT ⇒ P Va = P Vf
Vf = Vi = 3.5 m3
m = PV/RT = 3741,964 g
Def:
Se una reazione ha reagenti dello stesso stato si dice omogenea, altrimenti eterogenea.
Densità
d = m/V
Se PV = m RT m = m/PM ⇒ PV = m/PM RT
P = m/V RT/PM ⇒ P = RT/V ∴ P = PM/R T
Se in un recipiente ci sono due gas (a, b) da moli na e nb
Conosciamo la T e V del recipiente
Abbiamo che Ptot = pressioni/parziali
Applico la legge uni.
Pa V = na R T
Pb V = nb R T
Ptot V = (na + nb) R·T
Si deduce che da Pa/Ptot = na/na+nb
Frazione molare: si indica con χ {chi}
χa = na/ntot χb = nb/ntot
χa + χb = na + nb/ntot = 1
(%A) (%B) e (χA χB) × 100
Modello atomico di Bohr
1o postulato: L'atomo si trova in uno stato stazionario e non emette energia.
2o postulato: Le orbite permesse a un elettrone di massa m e velocità v sono tali che: m v r = n h/2 π
I raggi delle orbite si trovano per r = n2h2/mee2n dove r0=0,53 n m
3o postulato: L'atomo può assorbire o emettere energia se cambia stato stazionario. La luce sta a fondamentale a n = n c λ
Energia di quantizzazione
Em = − 2π2m e4/n2h2 = E0
E0 = e2π2
L'energia delle orbite
En = −E0/n2
∆E = En1− En2 = E0 f(m 1−1 m2−1)
I principali alcolini sono caratterizzati dall'orbitale F e quindi dal gruppo F.
Elettroni: elettroni presenti nell'ultimo livello energetico.
In valenza: ogni gruppo della Tavola col dice il n° di elettroni in valenza del elemento.
Tra due atomi con basi del foro mobile di riferimento possono l'acquisizione elettroni per diventare pari stabili reagenti.
Elettronegatività: tendenza di un atomo ad acquisire elettroni.
Nella tavola periodica gli elementi più elettroni si trovano a destra, quando quelli più elettro negativi, il Fleroveo seguita dall'ossigeno.
Affinità elettronica: energia emessa dall'atomo quando acquisisce un elettrone.
Molecole: aggregato stabile di atomi.
La molecola più semplice in natura è H2+. Quella mento è H1:
H2 = Ø = Ø O centro di massa
x asse intermolecolare
H = 2H2 pD x2/2m
P1/2m
P2/2mb/2ma/2m
pAb/2m
>15m massa p1 p2 massa n
massob n m
x’se saremmo una med. possiamo aspetti di elettroni possiamo assto livello di elettroni
hamsich prod in da gestione pari
spin otavio ospare
per ai principi decimaticaturi il movimento della tavola foci forza appross energia prodotta
PROTONperturbativa e possono approcimare a fisse.
- Visto che sono fisse KA = KB = 0 si eliminano i parametri elec
- termos e soluzione leg preaccuncia quantistica secondo Schrödinger
ell’H2+:
Ψ = Eq
Dunque per K=0 abbiamo E=0 e KL = 0 Ha K = nπ
Visto che sen (nπ) = 0
alevando il pmal
del volontar per GM del ppod (x) di la Gra K=0 quindi = π per cui d (≤ x ≤ m) = ∑ mn
I grafici del Ψ(x) =
- E2
- E1
- E0
Livelli energetici
Calcoliamo l'energia dell'ep di Schröding.
Ep ∫ Ψ*HΨ
che si ottiene da AΨ = EΨ moltiplicando per Ψ* e integrando sul volume.
Se nell'equazione precedente sostituiamo le funzioni d'onda ottenute trovando dei valori di energia, tali che ordinando è E3,
E1 mostra un minimo d'energia alla distanza da s nucleo pari a r0 (distanza d'equilibrio), se l'energia cresce e le forze sono negative, e se s nucleo si allontana dall'equilibrio si pone la particella s nucleo nell'equilibrio r1.
Nel livello di energia E2 si vede linearmente la curva e sono sempre decrescenti es e sembrerà negativa e nuclei saranno distopati e aumenti forze repulsive che le allontano all'infinito.
Molecole biatomiche
Analizziamo la molecola L2 H2
Se tra le due forme di risonanze che la più stabile è questa è più probabile in quanto H è più elettronegativa dei L.
Per quanto riguarda HF:
H |F . H—F H0 F1 F0 H1 (q) per l'elettrica il ponte
Osserva: N2. O2. C2
Se si fornisce energia con un forno a riflessione
v uniti il busellla si vendica così che un elettrone possa sull'altro orbitale
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