Schemi riassuntivi di Chimica

CHIMICA

• Elettroni, protoni, neutroni → atomo → molecole → sostanza → materia: sostanza dotata di massa misurabile

Sistemi/Miscele:

1. Fisicamente eterogenei: più fasi → miscele eterogenee
2. Fisicamente omogenei: una fase
   1. Chimicamente eterogenei → miscele omogenee o soluzioni
   2. Chimicamente omogenei:
      1. Elementi: porzioni di materia che non può essere scissa chimicamente in sostanze più semplici
      2. Composti: porzione di materia che può essere scissa chimicamente in sostanze più semplici

Proprietà della materia:

1. Grandezze estensive o estensive (es. V, ∈, m)
2. Grandezze intensive o intensive (es. T, d)

Leggi fondamentali:

1. Legge di Lavoisier: la massa dei reagenti è uguale alla massa dei prodotti (Bilancia=questa)
2. Legge di Proust: gli elementi che costituiscono un composto sono costanti tra loro

CHIMICA

• Elettroni, protoni, neutroni → atomo → molecola → sostanza → materia: sostanza dotata di massa misurabile
• Sistemi/miscele:
  1. fisicamente eterogenei: più fasi → miscele eterogenee
  2. fisicamente omogenei: una fase
     1. chimicamente eterogenei → miscele omogenee o soluzioni

  b) Chimicamente omogenei:

  1. Elementi: porzioni di materia che non può essere scissa chimicamente in sostanze più semplici
  2. Composti: porzione di materia che può essere scissa chimicamente in sostanze più semplici

• Proprietà della materia:
  1. grandezze estensive o estensive (es.: V, )
  2. grandezze intensive o intensive (es.: T, d)
• Leggi fondamentali:
  1. Legge di Lavoisier: la massa dei reagenti è uguale alla massa dei prodotti (bilancia questo)
  2. Legge di Proust: gli elementi che costituiscono un composto sono costituiti tra loro

secondo rapporti ponderali fissi e costanti

3) Legge di Dalton: in un composto, tenendo costante il peso di un dato elemento, gli altri variano secondo rapporti ponderali semplici

• Massa e peso atomico
• Numero di massa: protoni + neutroni
• Numero atomico: protoni
• u.m.a.: dodicesima parte di un atomo di carbonio
• Mole: quantità di particelle, pari a 6,02. 10²³ contenute in 12 g di C

- Teoria atomica:

Modello di Thomson: carica e massa distribuite uniformemente

Esperimento di Rutherford = atomo vuoto

Indagare la struttura attraverso l'energia meccanica quantistica

Modello planetario = l'elettrone possiede energia avente tono onde elettromagnetiche (carica in movimento)

1) Principio di indeterminazione di Heisenberg

Δx · Δ(μν) ≥ h / 2π

dove h = cost. di Planck = 6,626 · 10^-34 Js

⇒ teoria degli orbitali

2. Discontinuità degli spettri e teoria quantistica di Planck.

E₂ - E₁ = hν = h c / λ

dove n = numero quantico principale

↓

Modello di Bohr:

L’elettrone descrive orbite circolari intorno al nucleo su diversi livelli energetici

3. Einstein: non solo la radiazione emessa dai corpi solidi ma anche la luce è quantizzata

↓

De Broglie: la materia ha sia proprietà corpuscolari che ondulatorie

• Luce:
  • ε = mυc²
  • ε = h_c / λ
• Corpuscolo:
  • ε = mυ²
  • ε = h_p ν / λ

↕

λ = h_c / Є = h / mυc

↕

λ = h / mυ ν

↓

Equazione di Schroedinger

numeri quantici:

• n = livello energetico
• l = n-1 = forma
• m = l, 0, +l = orbitali uguali
• m_s = spin

• Configurazione elettronica

Effetto schermo: forze repulsive tra gli elettroni da influenzare su quella attrattiva del nucleo (Z-ef/f)

energia di ionizz.= razionale)

Regola di Hund: si riempiono prima tutti gli orbitali dello stesso tipo con elettroni di spin parallelo e poi con quelli a spin antiparallelo

Principio di esclusione di Pauli: due elettroni non possono avere tutti i numeri quantici uguali

• Tavola periodica

Gruppo: ↓ Periodo: →

1. Dimensioni atomiche: aumentano lungo il gruppo, diminuiscono lungo il periodo
2. Energia di ionizzazione: aumenta lungo il gruppo, diminuisce lungo il periodo

3. Affinità elettronica.

4. Carattere metallico: diminuisce lungo il periodo

Legami chimici: lunghezza, angolo, energia

1. Legame ionico: Δ elettronegatività > 1,7
   • Reticolo cristallino: abbassamento livello energetico → stabilità
   • Energia di legame: ciclo di Born-Haber
2. Legame covalente: Δ elettronegatività < 1,7
   • Legami σ e π
     • Legame singolo: σ
     • Legami multipli: 1 σ + (n-1) π
   • Ibridazione: fusione di orbitali a simile livello energetico per creare orbitali isoenergetici
     • sp³: es 1: CH₄ → tetraedo a 109°
     • sp³: es 2: NH₃ → tetraedo a 107°
     • sp³: es 3: H₂O → tetraedo a 104°
     • sp²: es 4: BCl₃ → triangolo a 120°
     • sp: es 5: BeCl₂ → lineare a 180°
     • sp³d: es 6: PCl₅ → bipiramide a base triangolare
     • sp³d²: es 7: SF₆ → bipiramide a base quadrata
   • Ordine di legame e energia di legame: 1/2 (µ_e legati - µ_e non legati)

3. Legame metallico: fusione di tutti gli orbitali di valenza.

• Vuoti: banda di conduzione
• Pieni: banda di valenza
• Energia di legame: gap tra le bande
• Drogaggio

a) Interazioni deboli: ione-dipolo (forze di Van der Waals)

• Dipolo-dipolo (es.: idrogeno)
• Forze di London
• Dipolo indotto istantaneo

Storia:

1. Lewis: ottetto, carica formale
2. Teoria del legame di valenza, geometria orbitali esterni
3. Teoria degli orbitali molecolari: orbitali di legame e di antilegame

Termodinamica

1. Primo principio: conservazione dell'energia

ΔU = Q - Ɛ

Ɛ_p = ΔH = ΔU + Δ(nv)

• a) entalpia di formazione (ciclo di Hess)
• b) entalpia di combustione

2. Secondo principio: entropia. Processi spontanei e reversibili non accompagnati da un aumento di entropia

ΔS + \frac{recv}{T} > 0

ΔS_int = ^Q_int⁄_T - ^Q_surt⁄_T = - ^ΔH_sist⁄_T

ΔS_tot = ΔS_sist + ΔS_int = ΔS_sist - ^ΔH_sist⁄_T

*TΔS_sist - ΔH_sist = -ΔG + ε₀

spontaneita': ΔS > 0

ΔG < 0

Enunco: G_p ≠ H - T&S

dG_p = dH - dT⋅S - dS⋅T = du + dp⋅V + PdV - dT⋅S - dS⋅T -

- dQ = - dV⋅P + dp⋅V + PdV - dT⋅S - dS⋅T -

= dS⋅⋅P + dp⋅V + PdV - dT⋅S - dS⋅T -

ΔG_p = ∫_P1^{P2 μRT}⁄_ρ dp = μR&Tcdot;u ^P2⁄_P1 (a = T cost)

G_p = G⁰ + μR&Tcdot; u_P2

Stato genna

Parametri:

1. massa
2. volume
3. pressione
4. temperattura

Gas perfetto: basse pressioni, alta temperatura

Gas ideale: nessuna particelle sulla energia potenziale nulla, urti perfettamente elastici

Leggi:

1. di Boyle; T = cost => pV = k
2. di Charles; p = cost => V = V₀ (1 + αt) = ^V₀T_T0
3. di Volta Gay-Lussac: V = cost => p = p₀ (1 + αt) = ^p₀T_T0

Eq. di stato dei gas

pVT = p0V0T0 = R

⟹

pV = μRT

4. di Dalton: p_i = ^μ_iRT_V, p_tot = ^μ_totRT_V

piptot ⟹ μiμtot = xi

5. di Amagat: V_i = ^μ_iRT_ρ, V_tot = ^μ_iRT_ρ

⟹ ViVtot = μiμtot = xi

Gas reali: particelle dotate di volume e energia potenziale, v.ni anelastici

1. V_reale < V_ideale

V_reale = V - nb

dove b = volume caratteristico

2. P_reale = ^an2/_V²

(P + ^an2/_V²)(V - nb) = nRT

• Stato liquido
• Tensione superficiale: forza tangenziale alla superficie che si oppone all'aumento della superficie stessa
• Energia superficiale: calore necessario a fare aumentare la superficie
• Tensione di vapore: pressione esercitata dal vapore sul liquido all'equilibrio e tendenza del liquido a emettere vapore

Soluzioni: miscele fisicamente omogenee e chimicamente eterogenee

Modi di esprimere la concentrazione:

1. Percentuale in peso:
   • %_p = (P soluto / P soluz.) * 100
2. Percentuale in peso/volume:
   • %_V = (P soluto / V soluz.) * 100
3. Percentuale in volume:
   • %_V = (V soluto / V soluz.) * 100
4. Parti per milione:
   • ppm = (parti soluto / milionesimi parti soluz.)
5. Molalità:
   • M = (n soluto / V soluz.)
6. Molalità:
   • m = (n soluto / Kg solvente)

7. Frazione molare:

x = _{n solvente}/_{n solvente + n soluto}

Leggi:

1. di Henry: il gas si scioglie in soluzione in base alla pressione esercitata da esso stesso nella fase aeriforme:

   S = K_H·P

2. di Raoult: la pressione della soluzione (tensione di vapore) è data dal contributo delle pressioni di ciascun componente per la loro frazione molare:

   P = ⁿ∑_i=4 P_ix_i

Oss: questa legge vale solo per le soluzioni ideali dove le interazioni soluto-solvente sono uguali a quelle soluto-soluto/solvente-solvente (soluz. diluite in soluz. ideali)

Se il soluto è poco volatile, P_B⁰ = 0

P = P_A⁰x_A = P_A⁰(1-x_B) = P⁰(1-x_B)

(P⁰-P)/P⁰ = x_B

velocità di reazione: A + B → C + D

v = - Δ[A]/Δt = - Δ[B]/Δt = + Δ[C]/Δt = + Δ[D]/Δt

Parametri influenzanti:

1. natura reagenti
2. natura solvente
3. concentrazione reagenti
4. temperatura
5. catalizzatori

Meccanismo di reazione:

1. Urto efficace
2. Complesso attivato
3. Energia di attivazione

Catalizzatori: accelerano o rallentano la reazione eliminando o alterando il punto di attivazione

1. catalisi omogenea
2. catalisi eterogenea
3. catalisi enzimatica

• Equilibrio chimico

Costanti di equilibrio:

K_p = K_c . RT^Δn = K_x . ρ_TOT^Δm (per Δμ=0 => K_p=K_c=K_x)

Disturbo equilibrio (principio di Le Chatelier-Braun):disturbando l'equilibrio, il sistema sposta il suo equilibrio nella direzione in cui si oppone al disturbo

1. variazione di quantità:
   • K < Q => ⇦
   • K > Q => ⇨
2. variazione di pressione/volume (concentrazione)
   1. diminuzione volume, aumento conc./pres.
      • nel verso di meno molecole
      • Δμ < 0 => ⇨
      • Δμ > 0 => ⇦
   2. aumento volume, diminuzione conc./pres.
      • nel verso di più molecole
      • Δμ < 0 => ⇦
      • Δμ > 0 => ⇨
3. variazione temperatura
   1. a) aumento temperatura
      • ΔH > 0: endotermico => ⇨
      • ΔH < 0: esotermico => ⇦
   2. b) diminuzione temperatura

∆l>0 ⇒ π

∆H>0 ⇒ π

(Costante di dissociazione (K_d): tendenza a dissociarsi ad una data temperatura Grado di dissociazione: entità della dissociazione a temperatura e pressione variabili)

• Equilibri ionici in soluzione acquosa

Acidi e Basi:

1. secondo Arrhenius: gli acidi in acqua cedono H⁺, le basi OH^-; forza: costante di dissociazione
2. secondo Brønsted-Lowry: gli acidi in una reazione cedono le protoni che la base acquista; forza: facilità con cui l'acido lascia il protone in base alla base che lo acquista (in generale si fa riferimento all'acqua) coppie coniugate
3. secondo Lewis: l'acido accetta una coppia di elettroni, la base la cede

Autoprotolisi dell'acqua:

H₂O + H₂O ⇌ H₃O⁺ + OH^-

A B AC BC uno anfiprotico

K_w = (H₃O⁺) (OH^-) = 10^-14 mol² L^-2

pH = - log (H₃O⁺)

pOH = - log (OH^-)

pH + pOH = pK_w = 14

1. pH < 7 ⇒ acida
2. pH > 7 ⇒ basica
3. pH = 7 ⇒ neutra

Dissociazione acidi e basi:

1. forti:

HA → H⁺ + A^-

⇔ (H⁺) ≅ C_a

2. deboli:

HA ⇌ H⁺ + A^-

A^- + H₂O ⇌ HA + OH^-

K_a = (H⁺) [A^-] / [HA]

K_bc = (HA) [OH^-] / [A^-]

⇧

(H⁺) = √K_a C_a

Idrolisi:

1. Base forte + acido debole ⇒ basica

BA ⇌ B⁺ + A^-

A^- + H₂O ⇌ HA + OH^-

K_i = (HA) [OH^-] / [A^-] = K_w / K_a

⇩

(OH^-) = √(K_w / K_a) C_i

2. Acido forte + base debole → acida

BA → B⁺+A^-

B⁺ + H₂O → BOH+H⁺

K_i: (C_BOH)(H⁺) / (B⁺)

K_i = K_w / K_b

[H⁺] = √(K_w / K_b · C_i)

Soluzioni tampone:

1. Acido debole + sale → tampone acido

Il sale introduce A^- da compensare/rimuovere l'aggiunta di un acido, già HA quella di una base

K_a = ([A^-] [H⁺] / (HA)) = ([H⁺])(C_s) / C_a

[H⁺] = K_a (C_a / C_s)

2. Base debole + sale → tampone basico

Il sale introduce B⁺ da compensare/rimuovere l'aggiunta di una base, già BOH quella di un acido

K_b = ([B⁺] [OH^-])/(BOH) = ([OH^-])(C_s)/C_b

[OH^-] = K_b (C_b / C_s)

Prodotto di solubilità:

BA bB^a+ + aA^b-

K_s = [B^a+]^b [A^b-]^a

prodotto ionico

1. se prod. ionico < K_s => tutto sciolto
2. se prod. ionico > K_s => precipita

Elettrochimica

Energia di reazione lavoro elettrico

Pila di Daniell

Zn | Zn⁺² || Cu⁺² | Cu

anodo catodo

ossida riduce

Zn -> Zn⁺² + 2e^- - ossidazione

Cu⁺² + 2e^- -> Cu

Ponticello di elettroneutralità

Potenziali standard: si ricavano dal confronto con

l'elettrodo H₂ (P = 1 atm) | H⁺ (1 M, pH = 0) ||

Lavoro elettrico - energia libera:

ΔG^o = -n F ΔE^o