Chimica - riassunti di teoria per l'esame orale e in preparazione agli esercizi

unipop Riassunto dagli appunti Prof.ssa Fontana Chimica

Il nucleo atomico e la mole

L’atomo è costituito da un nucleo, formato da protoni e neutroni attorno al quale ruotano gli

elettroni. La massa dell’atomo è principalmente formata dal nucleo. Il numero scritto in alto a

di massa dell’atomo

sinistra rappresenta il numero che è il numero totale di tutte le particelle

nucleari, protoni e neutroni. Per definizione viene chiamata unità di massa atomica (uma) una

12 -24

massa pari a 1/12 della massa del Carbonio 12 ( C). 1uma=1,66x10 g. La mole è pari a

23

6,023x10 atomi. La massa in grammi di una mole è pari alla sua massa relativa in uma e prende

Un’equazione

il nome di massa atomica e la sua unità di misura è g/mol. stechiometrica

rappresenta una reazione fra diverse sostanze. I numeri che appaiono davanti ai simboli chimici

vengono chiamati coefficienti stechiometrici. I reagenti sono disponibili in rapporto

stechiometrico tra loro, ossia ciascuno è disponibile esattamente nella quantità necessaria. Se uno

di questi finisce prima viene chiamato reagente limitante mentre gli altri in eccesso. La

concentrazione di soluzione si può esprimere in vari modi: molarità ovvero moli di soluto per

litro di soluzione (M=mol/L), molalità ovvero moli di soluto per chilo di solvente (m=mol/kg), la

frazione molare ovvero moli di soluto rispetto alle moli totali (x numero puro), la %in massa

i

ovvero i g di soluto / g di soluzione x 100 (% numero puro). I gas sono caratterizzati dal non avere

ne’ forma ne’ volume propri: le particelle si muovono liberamente nel volume a disposizione con

una velocità che dipende dalla temperatura. Il comportamento del gas segue la legge universale

dei gas ideali: PV=nRT, con P=pressione in atm, V= volume in L, T=temperatura in K e n=numero

-1 -1

di moli; la R è la costante universale dei gas che vale 0,0821 atm L mol K . Quando si ha a che

fare con una miscela gassosa ideale vale la legge di Dalton: P=∑p p =x P dove p è detta

i i i i

pressione parziale del componente i e si definisce come la pressione che il componente i

eserciterebbe se occupasse da solo lo stesso volume occupato dalla miscela alla stessa

temperatura. La legge di Dalton afferma che la pressione totale della miscela è data dalla somma

delle pressioni parziali di tutti i componenti, ovvero che la pressione parziale di ciascun

componente è una frazione della pressione totale e dipende dalla frazione molare del componente

stesso.

Un atomo neutro ha tanti elettroni quanti protoni, il numero di protoni (numero atomico z) di un

l’onda elettromagnetica dove c è la velocità della luce nel vuoto, v il

elemento lo definisce. c=ʎv ʎ è la lunghezza d’onda. L’energia di una radiazione

numero di onde in un secondo (frequenza) e

elettromagnetica è direttamente proporzionale alla sua frequenza: E=hv dove h è la costante di

Planck. Gli atomi sono caratterizzati da diversi spettri di assorbimento e emissione ben definiti che

vengono sfruttati (i gas nobili in particolare) per ottenere luci diverse. Per la teoria dei quanti

quando un atomo o una molecola cambia il proprio stato energetico assorbe o emette energia in

quantità uguale a quella necessaria per raggiungere lo stato d’arrivo E -E =hc/ʎ=hv. Il moto

alto basso

può essere descritto in due modi: 1) l’energia di una particella è proporzionale alla

di una particella

sua frequenza E=hv oppure 2) l’energia della particella è proporzionale alla sua massa E=mc 2

. Il

moto dell’elettrone non si può descrivere come una precisa traiettoria, simile all’orbita di un

pianeta, ma solo in termini probabilistici, ossia come zone di spazio (orbitali) entro le quali vi è una

data probabilità di trovarlo. La descrizione della forma e orientazione e dell’energia si ottiene

attraverso l’equazione di Schrödinger. Il Principio di esclusione di Pauli sostiene che nello

stesso atomo non vi possono essere due elettroni caratterizzati dagli stessi quattro numeri

quantici, ciò significa che non ci possono essere due elettroni che occupano lo stesso spazio, a

meno che non ruotino su se stessi in versi opposti e quindi creino due campi magnetici di polarità

opposta che danno luogo ad una certa attrazione. La Regola di Hund sostiene che per ogni

insieme di orbitali di uguale energia la configurazione elettronica dello stato fondamentale si

ottiene sistemando gli elettroni per quanto possibile in orbitali differenti, con spin paralleli. Queste

due regole sono la base del riempimento degli orbitali disponibili in un atomo, in questo modo si

elettronico fondamentale dell’atomo,

ottiene lo stato cioè quello a energia minima e stabilità

massima. P a g . 1 di 17

unipop Riassunto dagli appunti Prof.ssa Fontana Chimica

Legami chimici può essere di due tipi: σ o π; considerando l’elemento più semplice: l’atomo

Il legame covalente

di idrogeno costituito da un elettrone e da un protone avremo che questa non è la situazione di

come quella dell’elio che ha l’orbitale 1s completo, l’idrogeno cercherà dunque

massima stabilità,

di riportarsi alla configurazione elettronica tipo quella dell’elio, che è più stabile, per fare ciò si lega

con un altro atomo H formando un unico orbitale soggetto all’attrazione di entrambe i nuclei. I due

funzioni d’onda

orbitali atomici si combinano formando due orbitali molecolari descritti da nuove

L’orbitale legante ha

ottenute sommando (orbitale legante) o sottraendo (orbitale antilegante).

energia minore degli OA di partenza e gli elettroni si trovano nella zona compresa tra i due nuclei.

È possibile calcolare l’ordine di legame fra due atomi: (n. elettroni leganti – n. elettroni

antileganti)/2. Fra due nuclei legati chimicamente in modo covalente c’è sempre σ,

un solo legame

che può essere o meno accompagnato da ulteriori legami π. Teoria VSEPR il concetto di questa

teoria è che ogni elemento forma composti allo scopo di raggiungere la configurazione elettronica

esterna completa (=gas nobile più vicino) che è la più stabile. Per far questo appaia i propri

elettroni con quelli degli altri elementi formando legami covalenti, finché tutti gli elementi coinvolti

non riescono a soddisfare il requisito di “ottetto completo”. Quindi il primo passo è quello di

indicare i vari atomi coinvolti secondo la rappresentazione di Lewis, cioè indicando con puntini tutti

gli elettroni più esterni. Gli orbitali atomici di ciascun atomo si riorganizzano formando un ugual

numero di orbitali atomici detti IBRIDI. Negli orbitali ibridi devono trovar posto sia le coppie

elettroniche non impegnate in legami sia le coppie elettroniche impegnate in legami di tipo σ. Solo

dopo che gli orbitali sono stati trasformati in orbitali ibridi, questi ultimi si combinano fra atomi

diversi per formare orbitali molecolari, cioè legami. Quando vi sono orbitali contenenti elettroni

spaiati che sono rimasti fuori dall’ibridizzazione possono essere sovrapposti con altri orbitali

semioccupati della stessa simmetria per formare ulteriori legami, i legami π. Per questo i legami π

sono più deboli e non si trovano mai da soli ma sempre associati a un legame σ. Si possono

dunque avere legami doppi (1 σ + 1 π) oppure tripli (1 σ + 2 π). Riassunti i vari tipi di ibridizzazione

Le forze intermolecolari

La tendenza di un atomo ad attrarre su di sé gli elettroni in un legame covalente è detta

e si indica con χ. Fra due atomi legati fra loro quello più elettronegativo

elettronegatività

addenserà se di sé una maggiore parte di carica negativa. La definizione di Pauling è basata sul

fatto che se i due atomi sono diversi la distribuzione degli elettroni sarà asimmetrica e si genererà

così un dipolo ovvero uno sbilanciamento di carica con un addensamento di elettroni presso

l’atomo più elettronegativo. Le forze attrattive che si determinano fra dipoli permanenti sono dette

attrazioni dipolo-dipolo o forze di Van der Waals. Sono molto più deboli rispetto ad un legame

covalente ma comunque facilitano l’aggregazione delle diverse molecole permettendo il passaggio

della sostanza allo stato liquido ad una temperatura tanto più alta quanto più intense sono le forze

stesse. Un caso particolare di attrazione dipolo-dipolo è il legame idrogeno che si manifesta in

molecole in cui è presente un atomo di H legato a N, O, oppure F. Il legame idrogeno è quindi

un’interazione dipolo-dipolo particolarmente forte (fino al 5% di un legame covalente). L’acqua

P a g . 2 di 17

unipop Riassunto dagli appunti Prof.ssa Fontana Chimica

presenta la caratteristica di avere la fase solida meno densa della fase liquida. Nel ghiaccio l’alto

numero di legami idrogeno presenti porta le molecole ad assumere una disposizione ordinata e

con molti spazi vuoti che occupa un volume maggiore. L’acqua presenta inoltre un alto calore

specifico oltre ad alti valori di viscosità (resistenza di un fluido allo scorrimento) e tensione

opposta dai liquidi, all’aumento della propria area superficiale.

superficiale (resistenza,

Tuttavia esistono attrazioni anche fra molecole completamente apolari: la definizione di orbitale è

la zona di spazio in cui si ha una certa probabilità di trovare l’elettrone. La distribuzione degli

elettroni sugli orbitali di molecole di questo tipo è simmetrica in media, ma se verificassimo in un

dato istante questi potrebbero trovarsi tutti concentrati da una parte. Ciò significa che una molecola

simmetrica e priva di dipoli permanenti può però avere dipoli momentanei dovuti alla casuale

oscillazione degli elettroni negli orbitali. Quando una molecola si trova molto vicina ad un’altra

molecola uguale, l’addensamento di carica momentaneo che possiede influenza la distribuzione di

carica della molecola vicina generando un dipolo indotto. A questo punto si hanno due molecole

polarizzate, anche se non in maniera permanente, fra le quali si può instaurare un'attrazione.

L'intensità dei dipoli che si formano e questo tipo di attrazioni sono dette forze di dispersione o

forze di London, dipende dalla polarizzabilità ovvero dalla deformabilità (che dipende a sua volta

dalle dimensioni della molecola: + è grande + sono intense le forze).

Quando più sostanze vengono a contatto fra loro, se si tratta di gas si mescoleranno

completamente, se si tratta di solidi non si avrà miscibilità reciproca, se si tratta di liquidi potranno

mescolarsi o meno a seconda della natura delle forze attrattive tra le molecole. Il simile scioglie il

simile, ovvero sostanze polari tenderanno a mescolarsi con sostanze polari, mentre sostanze

apolari tenderanno a mescolarsi fra loro con sostanze apolari. Volendo rendere solubili in acqua

delle sostanze apolari si possono impiegare dei tensioattivi, ossia componenti in grado di variare la

tensione superficiale dell’acqua. Queste sostanze sono costituite da una parte apolare e una

piccola parte fortemente polare o ionica. Ad esempio sapone.

segue la legge universale PV=nRT solo nell’ipotesi di poter trascurare il volume

Un gas reale

proprio delle molecole rispetto al volume del recipiente che contiene il gas e di considerare le

attrazioni fra le molecole come ininfluenti sul valore della pressione del gas. Quando le

approssimazioni sopra riportate non sono più valide il gas inizia a discostarsi dal comportamento

PV=nRT. È stata elaborata un’equazione detta di Van der Waals che descrive

descritto da il

comportamento dei gas reali tenendo conto sia del volume delle molecole che delle loro reciproche

. questa non è un’equazione uguale per tutti

2

interazioni. [P+a(n/V) ](V-nb)=nRT i gas perché infatti

i valori a e b variano in base alla sostanza. Esiste una fase detta fase critica che si raggiunge

unendo la temperatura critica e la pressione critica, in questo punto il comportamento è intermedio

fra liquido e gas. Sostanze che si trovano in fase gas a valori superiori alla loro temperatura critica

non si possono liquefare per sola compressione. Una sostanza portata a valori sia di T che di P

superiori ai valori critici è un fluido supercritico (viene usata CO2 supercritica per decaffeinare il

caffè che una volta tornata a condizioni ambiente non rilascia residui nel prodotto finito).

Legame ionico

Quando gli atomi sono legati fra loro da legami di carattere prevalentemente covalente si possono

avere due tipi di strutture: molecole e reticoli. Il primo caso prevede gruppi di pochi atomi legati fra

loro detti molecole: esse si attraggono poi fra di loro con interazioni più deboli. Il secondo è relativo

alle strutture più grandi in cui si forma un reticolo di atomi legati da legami covalenti. In questo

caso si tratta di composti sempre solidi in condizioni ambiente molto duri e resistenti, per

disgregare il cristallo occorre rompere un alto numero di legami covalenti e serve molta energia.

Prendendo il carbonio possiamo ottenere allo stato puro la grafite e il diamante: il diamante è

3

costituito da carboni ibridizzati sp e si ottiene un reticolo regolare e rigido, non conduce corrente

2

ed è insolubile. La grafite è ibridizzata sp e forma una struttura anisotropa, ovvero ha diverse

P a g . 3 di 17

unipop Riassunto dagli appunti Prof.ssa Fontana Chimica

proprietà nelle diverse direzioni. Infatti se si vuole rompere il cristallo di grafite in direzione

perpendicolare ai piani occorrerà molta energia perché occorre spezzare i legami covalenti dei

piani stessi. Se si vuole sfaldare il cristallo separando i piani l’uno dall’altro occorre molta meno

energia perché basta vincere le attrazioni fra i dipoli indotti. In comune con il diamante la grafite ha

un punto di fusione molto alto perché per disgregare il reticolo occorre rompere legami covalenti.

2

Esiste una terza struttura: il fullerene che ha ibridizzazione sp ma essendo una struttura

esagonale piana che si lega con altri esagoni va a formare un nanotubo. La silice pura è nota

come quarzo.

La distribuzione di carica negativa all’interno dell’orbitale molecolare di legame è spostata verso

l’atomo più elettronegativo, un legame di questo tipo è detto legame covalente polare e la

presenza di cariche elettriche opposte alle estremità del legame crea un dipolo elettrico che

rafforza il legame stesso. Se i due elementi hanno dunque elettronegatività molto diverse (molto

l’elemento meno elettronegativo

lontani fra loro sulla tavola periodica tipo metallo- non metallo)

perde un elettrone trasformandosi in uno ione (catione) e l’elettrone viene acquistato dall’elemento

più elettronegativo che diventerebbe uno ione negativo (anione). Questo tipo di modello prende il

nome di legame ionico.

Se immaginiamo di avvicinare fra loro due ioni di carica opposta a partire da distanza ∞ si

manifestano forze attrattive crescenti al diminuire della distanza e a distanze molto piccole si

verificano anche forze repulsive fra elettroni e nuclei. Fra varie possibilità si verifica sempre la più

favorevole, ovvero quella che richiede meno energia, e quindi ciò che viene a formarsi è un reticolo

in cui si organizzano grandi numeri di cationi e anioni disponendosi nello spazio in modo da

massimizzare le attrazioni e minimizzare le repulsioni. Per questo motivo i composti che

consideriamo ionici sono sempre solidi. Fondere un composto ionico significa fornire al sistema

un’energia che superi l’energia reticolare e portare le particelle ioniche che costituiscono il reticolo

in uno stato di agitazione termica sufficiente a disgregare il reticolo stesso, quindi quanto è più alta

è l’energia reticolare tanto più alto è il punto di fusione. Un composto ionico fuso è costituito da ioni

positivi e negativi liberi di muoversi in fase liquida: per questo motivo è un conduttore elettrico di

seconda specie, cioè con trasporto di materia.

Legame metallico

Per spiegare la struttura e le proprietà dei metalli nel loro stato puro elementare occorre un

ha l’orbitale legante pieno e quello antilegante

modello diverso da quelli visti finora. La molecola Li 2 l’ottetto non è completo.

vuoto, questa sarebbe una situazione relativamente stabile ma Se

anziché legare fra loro due soli atomi di Li si legano 4 atomi si ottiene un insieme con un numero

maggiore di elettroni leganti. Questo sistema è più stabile del precedente, tuttavia non si ha motivo

di limitare il procedimento a 4 atomi allora se si avvinano n atomi si ha la formazione di una serie di

bande di orbitali di energie molto vicine fra loro così da formare quasi un continuo. Gli OA

semipieni esterni danno luogo a OM molto vicini. Quanto più numerosi sono i livelli energetici

disponibili tante più bande possono essere formate; con una modesta spesa energetica alcuni

elettroni possono passare facilmente dal proprio livello a uno qualsiasi di quelli superiori liberi e

questo permette la conduzione di corrente. La struttura metallica viene descritta come un denso

reticolo d