Fondamenti di chimica per l'elettronica - Appunti

Fondamenti di chimica per l'elettronica

Prof. Metrangolo/BiellaMancuso Raffaele

28 aprile 2014

Indice

• I composti importanti
• Prima prova
  • 1 Gas
  • 1.1 Teoria cinetica dei gas
  • 2 Teoria atomica
  • 3 Legami
  • 4 Acidi e basi
    • 4.1 Definizioni
    • 4.2 pH
  • 5 Equilibrio chimico
  • 6 Soluzioni
  • 7 Termodinamica
    • 7.1 Entalpia
    • 7.2 Entropia
    • 7.3 Energia libera di Gibbs
• Seconda prova
  • 8 Solubilità di composti ionici in acqua
  • 9 Cinetica chimica
  • 10 Elettrochimica
    • 10.1 Regole per il numero di ossidazione
• Organica
  • 11 Gruppi funzionali
  • 12 Prefissi
  • 13 Isomeria
    • 13.1 Denominazione stereocentri: sistema R-S
  • 14 IUPAC
    • 14.1 Nomi comuni e sostituenti
  • 15 Alcani
    • 15.1 Reazioni
  • 16 Alcheni
    • 16.1 Nomenclatura: sistema E-Z
    • 16.2 Dieni
    • 16.3 Stabilità degli alcheni
    • 16.4 Reazioni
      • 16.4.1 Addizione elettrofila
      • 16.4.2 Ossidazione
      • 16.4.3 Riduzione
  • 17 Alogenuri alchilici
    • 17.1 Reazioni
  • 18 Alcoli
    • 18.1 Reazioni
  • 19 Benzene
    • 19.1 Concetto di aromaticità
    • 19.2 Nomenclatura
    • 19.3 Reazioni
    • 19.4 Disostituzione
    • 19.5 Fenoli

Parte I: Composti importanti

Acido acetico: CH₃COOH
Acetato: CH₃COO^-
Acido carbonico: H₂CO₃
Carbonato: CO₃^2-
Bicarbonato: HCO₃^-
Acido cianidrico: HCN
Cianuro: CN^-
Acido solforico: H₂SO₄
Solfato: SO₄^2-
Ammoniaca: NH₃
Ammonio: NH₄⁺ (eccezione)
Ione ammiduro: NH₂^-
Perossido di idrogeno (o acqua ossigenata): H₂O₂
Perossido: O₂^2-
Ione ossido: O^2- (eccezione)
Nitruro: N^3- (eccezione)
Acido formico: HCOOH
Formiato: HCOO^-
Ione idrossido (o ossidrilico): OH^- (è una base forte e un forte nucleofilo)
Idrossido di sodio o soda caustica: NaOH
Ione idronio o ossonio: H₃O⁺
Ione metossido: CH₃O^- (è la base coniugata del metanolo)
Cloruro di tionile: SOCl₂ (utilizzato nella conversione di alcol in alogenuri alchilici)
Acido fosforico: H₃PO₄

Ossidanti

Bicromato di potassio: K₂Cr₂O₇ (forte ossidante)
Triossido di cromo: CrO₃ (il cromo può presentarsi in diversi stati di ossidazione. E' un composto del cromo nel suo stato di ossidazione più elevato, +6, ciò ne giustifica le proprietà fortemente ossidanti)
Permanganato di potassio: KMnO₄ (forte agente ossidante)
Acido cromico: H₂CrO₄ (forte agente ossidante)
X: un qualsiasi alogeno

Fenolo, Toluene, Gruppo fenile, Gruppo benzile

Parte II: Prima prova

1 Gas

Boyle: cost. (a T e n costanti) P V =
Charles: (a n e P costanti) ∝ V T
Gay-Lussac: ∝ P T
Eq. gas ideali: pV = nRT
Avogadro: volumi uguali di gas diversi, alla stessa pressione e temperatura, contengono ugual numero di molecole, ovvero di moli
Condizioni normali: 0 °C, 1 atm
Condizioni standard: 25 °C, 1 atm
In condizioni normali, 1 mole di qualsiasi gas occupa 22.4 litri
Legge di Dalton: "La pressione totale di una miscela di gas è la somma delle pressioni parziali dei singoli gas"
Pressione parziale: pressione che ogni gas di una miscela eserciterebbe sulle pareti se fosse da solo nel recipiente
Frazione molare: χ = n_a / n_tot

1.1 Teoria cinetica dei gas

1. Un gas è costituito da un grandissimo numero di particelle il cui volume è molto minore rispetto al volume disponibile al gas.
2. Le particelle sono in moto costante, rettilineo e casuale e con una certa distribuzione di velocità.
3. Le particelle collidono tra loro e con le pareti con urti elastici (senza perdita di energia). Con gli urti le singole particelle possono acquistare o cedere energia ma l'energia totale resta costante.
4. Le particelle (tranne che durante gli urti, che avvengono in tempi estremamente piccoli) non interagiscono né tra loro né con le pareti del contenitore in cui il gas è confinato (l'energia cinetica dipende dalla sola temperatura e non dalla natura del gas).

2 Teoria atomica

n (principale) = ... ∞
l (momento angolare o numero quantico azimutale, numero di nodi azimutali, cioè di piani) = 0 ... n-1
m (momento magnetico) = -l ... +l

3 Legami

Elencati dal più forte al più debole:

1. Ionico
2. Covalente
   • Polare
   • Non polare
3. Legame a idrogeno
4. Van der Waals
   • Dipolo permanente-dipolo permanente
   • Dipolo permanente-dipolo indotto
   • Dipolo indotto-dipolo indotto (anche detto forza di London)

4 Acidi e basi

4.1 Definizioni

Arrhenius:
Un acido, dissociandosi in acqua, libera ioni H⁺ (H₃O⁺, ioni idronio o catione ossonio)
Una base, dissociandosi in acqua, libera ioni OH^- (idrossido)
Brønsted-Lowry:
Un acido dona ioni H⁺
Una base accetta ioni H⁺
Lewis:
Un acido accetta un doppietto elettronico
Una base dona un doppietto elettronico

4.2 pH

pH = -log [H₃O⁺]
pOH = -log [OH^-]
pH + pOH = 14
Nell'acqua pura, pH=7
Acida: pH < 7
Neutra: pH = 7
Basica: pH > 7
HA (aq) + H₂O(l) ⇌ H₃O⁺ + A^- K_a = [H₃O⁺][A^-] / [HA]
BOH (aq) + H₂O(l) ⇌ B⁺ + OH^- K_b = [B⁺][OH^-] / [BOH]

5 Equilibrio chimico

I sistemi in equilibrio

• Non mostrano a livello macroscopico nessuna variazione misurabile
• Sono raggiunti attraverso variazioni spontanee
• Mostrano un bilanciamento dinamico tra processo diretto e inverso che avvengono con la stessa velocità
• L'equilibrio è raggiunto sia part ...