Chimica - prof. Scarfato

NUMERO ATOMICO (Z)

è uguale al numero di protoni presenti nel

numero protoni

NUMERO DI MASSA (A)

numero complessivo di protoni e neutroni

A = numero neutroni + numero protoni

NUMERO NEUTRONI

numero neutroni = A – Z

Gli isotopi sono elementi che hanno lo stesso numero atomico (Z)

ma diverso numero di massa (A), questo perché hanno più

neutroni; hanno tuttavia lo stesso comportamento chimico poiché

esso è influenzato dal numero di elettroni.

La massa atomica è la somma delle masse di tutte le particelle

presenti nell’atomo; essa è misurata in UMA (unità di massa

atomica) oppure, più raramente, si usa il DALTON (DA), ed è

definita come ¹/₁₂ della massa dell’isotopo 12 di Carbonio.

Inoltre la massa atomica è calcolata come media ponderata

di tutti gli isotopi di un elemento.

modelli atomici

atomo di Dalton:

• indivisibili

Dalton individuò, come già Democrito, l’atomo come base di un elemento che può entrare in combinazioni chimiche, tuttavia indivisibile.

I tanti studi ci rivelano particelle subatomiche.

atomo di Thompson:

secono Thompson, che individuò l’esistenza degli elettroni, l’atomo era formato da una sfera carica positivamente uniformemente al cui interno erano contenuti gli elettroni.

atomo di Rutherford:

• esistenza dei protoni

Rutherford teorizzò che l’atomo fosse formato da particelle cariche positivamente ammassate al centro, dette protoni.

atomo di Chadwick:

Chadwick superò tutti i problemi che c’erano con la teoria di Rutherford, egli infatti scoprì l’esistenza di un’altra particella, ovvero NEUTRONI, le quali spiegano la variazione di massa degli elementi.

GRAFICI DI PROBABILITÀ

1S

probabilità

raggio atomico

1S

radiale

raggio atomico

2S

probabilità

raggio atomico

2S

radiale

modo

raggio atomico

nodo: punto in cui la funzione d’onda si annulla.

3S

probabilità

modo

nodo

raggio atomico

3S

radiale

nodo

nodo

raggio atomico

numero di legami tra due atomi è definito ordine di legami.

atomi di valenza: elettroni del livello più esterno.

valenza: numero di elettroni spaiati del livello più esterno.

legame covalente polare: un legame covalente in cui gli atomi si trovano più in prossimità di un atomo che di un altro.

LEGAME IONICO

Quando la differenza di elettronegatività tra atomi è molto elevata l'atomo meno negativo cede un elettrone, diventando un catione, ad un altro più elettronegativo che diventa un anione. Questi legami non si formano quindi dalla condivisione di elettroni, ma dall'attrazione coulombiana tra ioni di carica opposta.

Eccezioni alla regola dell'ottetto:

• OTTETTO INCOMPLETO: alcune composti presentano una formazione stabile anche senza raggiungere l'ottetto.
• ESPANSIONE DELL'OTTETTO: alcuni atomi, in presenza di orbitali liberi di livelli energetici più alti, espandono l'ottetto, permettendo così di avere più di otto elettroni nel livello energetico più esterno.

Esempio:

esafluoro di zolfo

F   F   | F—S—F   |   F   | F

SF₆

REAZIONI DI OSSIDO RIDUZIONE

Con le terminie ossidoriduzione si intendono tutte quelle reazioni in cui un elemento si ossida e un altro si riduce, ciò significa che il primo perde elettroni e li guadagna il secondo, facendo rispettivamente crescere e diminuire il numero di ossidazione.

La specie che si ossida è detta riducente, la specie che si riduce è detta ossidante.

1. specie ossidante + e^- → specie ridotta
   • specie che riduce + acquisto elettroni → specie ridotta
2. specie riducente → specie ossidata + e^-

La specie ossidante è una ridotta che perde elettroni.

Il passaggio di elettroni da una specie ad un'altra avviene in due modi:

• per contatto;
• per via elettrochimica, creando una cella galvanica.

In ambiente basico si bilanciano le reazioni con ioni OH^-.

In ambiente acido si bilanciano le reazioni con ioni H⁺.

Stati di aggregazione:

Solidi: nei solidi le molecole si trovano a distanza fissa; hanno forma e volume propri e sono molto resistenti a compressione; sono più densi dei gas.

Liquidi: nei liquidi le molecole sono vicine e lasciano poco spazio vuoto, per questo sono più difficili da comprimere rispetto ai gas; hanno volume definito ma assumono la forma del recipiente.

Gas: i gas hanno una elevata comprimibilità; si adattano per forma al loro contenitore, il loro volume può essere modificato a seconda della pressione e le interazioni tra le loro molecole sono molto deboli ed hanno fluidità molto elevata.

Il comportamento di un gas può essere espresso da quattro variabili:

• Pressione (P)
• Volume (V)
• Temperatura (T)
• Quantità di moli (n)

Transizioni di stato:

A seconda della temperatura e della pressione un corpo può cambiare il suo stato di aggregazione.

Esempi di transizione sono:

• Evaporazione; ovvero trasformazione da liquido a gas.
• Condensazione; da gas a liquido.
• Solidificazione; da liquido a solido.
• Fusione; da solido a liquido.
• Sublimazione; da solido a gas (o vapore).
• Brinamento; da gas a solido.

Nell'esperimento in cui coesistono liquido e vapore, è un esempio di equilibrio dinamico, dove la velocità di un processo è uguale a quella del processo inverso.

Teoria cinetica dei gas

Un gas è composto da un numero molto elevato di particelle separate tra loro da distanze molto grandi rispetto alle dimensioni delle singole. Le particelle possono quindi essere considerate puntiformi, cioè aventi massa ma volume trascurabile.

Non c'è attrito tra le particelle e hanno urti perfettamente elastici; le molecole non hanno interazioni tra loro. Queste sono le basi della teoria cinetica dei gas. All'aumentare della temperatura aumenta la velocità media delle particelle, che dipende anche dalle dimensioni del sistema e del tipo di molecole (cambiando natura del gas, cambia l'energia delle particelle).

Diremo che:

E = ¹/₂ m u²     u velocità particelle

u = √^3RT/_PM    velocità media particelle

Concentrazioni:

n/V = concentrazione molare = ^molti/_litro

x_i = frazione molale = ^n_i/_nTOT

concentrazione molale = ^{mol soluto}/_{kg solvente}

Reazione di Autoprotolisi dell'acqua

2H₂O <=> H₃O⁺ + OH^-

Definiamo una costante di equilibrio

K_eq = aH₃O⁺ aOH^- / aH₂O

a = attività

L'attività può essere espressa come concentrazione molare

K_eq = [H₃O⁺][OH^-] / [H₂O]²

In acqua pura quel rapporto è costante.

In particolare, in acqua pura:

[H₃O⁺] = [OH^-]

Definiamo K_w = [H₃O⁺][OH^-]

Quindi

K_w = k_eq[H₂O]² = [H₃O⁺][OH^-] = 1 ⋅ 10^-14 a temperatura ambiente

T = 25°C

Quindi

[H₃O⁺][OH^-] = 1 ⋅ 10^-7 moli/litro

Scala di pH:

Indica il grado di acidità o basicità.

pH = -Log [H⁺]

pH in acqua pura = 7

Per semplicità sempre diciamo H₂O <=> H⁺ + OH^-