Fondamenti di Chimica - Teoria ed Esercizi

TEORIA

Indice

La struttura atomica della materia. Le particelle fondamentali. Il modello atomico di Rutherford. Il numero atomico ed il numero di massa. Nuclidi ed isotopi. L'unità di massa atomica. Il peso atomico. Il peso molecolare. La mole ed il numero di Avogadro. La massa molare.

Le reazioni chimiche. Sostanze elementari e composti. I simboli e le formule chimiche: significato. Le reazioni chimiche e loro rappresentazione. Il bilanciamento delle reazioni chimiche: il metodo per verifica. I calcoli stechiometrici: il rapporto molare, il reagente limitante, il rendimento di una reazione.

La struttura elettronica degli atomi. La crisi della fisica classica. La meccanica ondulatoria. L'equazione di Schrödinger. L'equazione di Schrödinger applicata all'atomo di idrogeno, autofunzioni e autovalori. La funzione d'onda ψ ed il significato di |ψ|². I numeri quantici. Gli orbitali atomici. I livelli energetici dell'atomo di idrogeno. Funzioni d'onda dell'atomo di idrogeno. Rappresentazione degli orbitali s: grafici di ψ e |ψ|² contro r/a₀, rappresentazione degli orbitali tramite le superfici di equiprobabilità (superfici a |ψ|² = cost). Orbitali di tipo p. Livelli energetici negli atomi polielettronici. Lo spin dell'elettrone ed il numero quantico di spin. Il principio di esclusione di Pauli. La regola di Hund. Il principio di Aufbau. Le configurazioni elettroniche degli atomi nello stato fondamentale.

La classificazione periodica degli elementi. La Tavola Periodica di Mendeleev e di Moseley. I periodi ed i gruppi. Le proprietà periodiche degli elementi. La carica nucleare efficace. Il raggio atomico. L'energia di ionizzazione. L'affinità elettronica. Andamento delle proprietà periodiche lungo un periodo e lungo un gruppo.

Il legame chimico. Classificazione dei legami chimici. Il legame ionico. L'energia reticolare. Equazione di Born-Landé generalizzata. Il ciclo di Born-Haber di NaCl. Il legame covalente. Il criterio della massima sovrapposizione degli orbitali atomici. Integrale di sovrapposizione. Direzionalità del legame covalente. La teoria degli orbitali molecolari (teoria MO). Il metodo della combinazione lineare degli orbitali atomici (metodo LCAO). Orbitali molecolari di legame e di antilegame. Applicazione del metodo LCAO allo ione molecolare H₂⁺. Orbitali molecolari σ e σ*. Configurazioni elettroniche di alcuni ioni e molecole omonucleari di elementi del primo periodo (H₂, He₂⁺, He₂, H₂⁺, He₂). Ordine di legame. Il legame metallico. La teoria di Bloch (teoria delle bande). Conduttori e isolanti. Semiconduttori intrinseci ed estrinseci: livelli accettori e livelli donatori.

La termochimica ed i principi della termodinamica chimica. Scopo e caratteristiche della termodinamica chimica. I sistemi termodinamici. Le grandezze intensive ed estensive. Variabili di stato e funzioni di stato. L'equilibrio termodinamico. Trasformazioni reversibili e irreversibili. Il calore. Il lavoro. La convenzione termodinamica sui segni di calore e lavoro. Il lavoro meccanico (lavoro di volume). L'energia interna. Il primo principio della termodinamica. La funzione di stato energia interna e le equazioni termochimiche. Lo stato standard. L'entalpia di reazione ΔH_c⁰. L'entalpia

NUCLIDI ED ISOTOPI

NUCLIDI: specie atomica caratterizzata da una ben determinata composizione del nucleo.

es.

ISOTOPI: nuclidi di uno stesso elemento caratterizzati dallo stesso numero atomico con diverso valore del numero di massa. Sono dunque specie dello stesso elemento con diverso numero di neutroni.

Norma isotopo ha un nome, fa eccezione l'IDROGENO (H) che ha 3 isotopi particolari:

• ¹H H IDROGENO
• ²H D DEUTERIO
• ³H T TRIZIO

Anche l'OSSIGENO (O) ha 3 isotopi, che però non hanno un nome. Questi sono tipi di isotopi, sono presenti in natura in abbondanza isotopica naturale, ossia in percentuale per 100 atomi.

Ogni isotopo, nei suoi composti, ha le stesse proprietà fisiche e chimiche fa sempre eccezione l'IDROGENO.

es.

• H₂O bolle a 100°C
• D₂O bolle a 101,42°C
• H₂O si fonde a 0°C
• D₂O si fonde a 3,82°C

LE REAZIONI CHIMICHE

• predire i prodotti dati dei reagenti
• bilanciare
• calcolare rapporti molare reagente limitante rendimento

Predire

Bilanciare

Esistono due tipi di bilanciamento delle reazioni chimiche

• BIL. DI MASSA: eseguo alla formule chimiche degli opportuni coeff. stechiometrici; oppure cambio quelli già esistenti in modo che il numero e il tipo di atomi a sinistra sia uguale al numero e il tipo di atomi a destra.
• BIL. DI CARICA: si esegue quando la reazione contiene delle cariche e si verifica quando la somma algebrica delle cariche nei due membri dell'equazione coincide.

REGOLE:

• non si possono introdurre formule estranee alla reazione;
• non si possono cambiare le formule.

METODO EMPIRICO:

provo finchè non ottengo una situazione di bilanciamento.

SUGGERIMENTI:

• un elemento va bilanciato per primo se compare solo in un composto nelle due parti dell'equazione;
• un elemento va bilanciato per ultimo se esiste come sostanza elementare, ossia se contiene atomi tutti uguali.

equazioni diff. derivate parziali

sistema di più variabili:

ψ = f(x,y,...)

d = derivata parziale

dψ/dx = derivata funz. ψ calcolata considerando n variabile e y1, ... costanti.

ψ = x² + 3y

dψ/dx = 2x    dψ/dy = 3

Schrödinger, nel 1926, scopre l’equazione del moto

dell’elettrone che si basa sulla probabilità e non sulla certezza.

Quest’equazione va risolta per tutti gli elettroni di un elemento.

d²ψ/dx² + d²ψ/dy² + d²ψ/dz² + 8π²m/h² (E - EP)ψ = 0

h = cost di Planck = 6.62 . 10^-34 erg . s

           = 6.62 . 10^-34 J . s

m = massa elettrone    ψ = senza significato fisico diretto

E = ene totale       |ψ|² = densità di probabilità di trovare

EP = ene potenziale  l’e in un punto.

IDROGENO NELLA MECCANICA ONDULATORIA

L’H ha un protone e un elettrone

EP = -2/r² = derive della forza di coulomb F = 9.92 1/r² ε

d²ψ/dx² + d²ψ/dy² + d²ψ/dz² + 8π²m/h² (E + e²/r) ψ = 0

ψ = AUTOFUNZIONI

En = solu. al contorno, AUTOVALORI = -1/n² Z²μe⁴/h²

n = 1,2,3

PRINCIPIO DI ESCLUSIONE DI PAULI

Scoperto nel 1925 è la legge chiave per la costruzione della configurazione dell'elettrone.Dice che in un atomo non ci possono essere due elettroni contraddistinti dalle stesse quattro qualità di valori di n quantici; in un atomo, in ogni orbitale, ci possono essere al massimo due e che soddisfano il principio di Pauli.

SPIN ANTIPARALLELI : 2 elettroni con spin diversi, opposti.SPIN PARALLELI : 2 elettroni con spin uguali.

REGOLA DI HUND

In un gruppo di orbitali con ugual valore di n ed l, e con la stessa energia, gli elettroni, in un atomo allo stato fondamentale, tendono preferibilmente a disporsi in orbitali diversi, occupando il maggior numero di spin paralleli, piuttosto che raggrupparsi a due a due con spin antiparalleli finchè ci siano in quel gruppo degli orbitali liberi.

CONFIGURAZ. ELETTRONICA ALCUNI ATOMI

• H 1s¹
• He 1s²
• Li 1s² 2s¹
• Be 1s² 2s²
• B 1s² 2s² 2p¹
• C 1s² 2s² 2p²