Preparazione appello chimica generale

A: numero di massa = n^o di nucleoni

Z: numero di protoni = numero atomico

A-Z = n^o di neutroni

Mola: n = _m/^MM

Densità di probabilità

NUMERI QUANTICI

• n = 1, 2, 3, ..., ∞ → da 0 a ∞
• l = 0, 1, 2, ..., n-1 → da 0 a n-1
• m_e = -l, -(l-1), ..., 0, ..., (l+1), l → da -l a l

ORBITALI

• l=0 tipo s
• l=1 tipo p
• l=2 tipo d
• l=3 tipo f

Esempio:

• n=5 l=1 m_e=0 → 5p tipo d orbitale
• n=4 l=2 m_e=2 → 4d

ELETTROENEGATIVITÀ: tendenza di un atomo di attirare a sé gli elettroni quando si lega ad altri atomi.

LEGAME SIGMA: sovrapposizione assiale

LEGAME PI: sovrapposizione laterale

IBRIDAZIONE sp³: combinazione di un orbitale s con tre orbitali p, ciò determina la formazione di 4 orbitali atomici tutti equivalenti.

Molecola

Polare - quando il momento dipolare > 0

Apolare - quando il momento dipolare < 0

Risonanza - quando uno o più coppie di e⁻ di legame sono delocalizzati su tutta la molecola

Legame Metallico

Proprietà:

• elevata conducibilità termica ed elettrica
• basse energie di prima ionizzazione
• elevato duttilità e malleabilità
• non trasparenza e lucentezza
• strutture cristalline molto complete

Conduttori - cristallo caratterizzato da bande parzialmente sature

Isolanti - le bande sono completamente sature

Gap molto grande > 4eV

Semiconduttori - struttura delle bande simile agli isolanti, ma il gap è molto più piccolo < 4eV

Il trasferimento di un e⁻ nella banda di conduzione può avvenire mediante irraggiamento o per eccitazione termica.

2) STATO LIQUIDO

Le particelle sono in continuo movimento (anche se più limitato), perciò presenta una struttura altamente disordinata. Le molecole si muovono a zig-zag (moto browniano).

Proprietà: isotropo (stesse proprietà fisiche in tutte le direzioni)

• Fluidità
• Facile diffusione

Ulteriori proprietà:

1. PRESSIONE DI VAPORE: è la pressione esercitata dal vapore della sostanza sulla fase condensata della stessa sostanza quando tali fasi sono in condizioni di equilibrio termodinamico La temperatura alla quale la pressione di vapore è uguale alla temp. esterna è detta T. di ebollizione
2. TENSIONE SUPERFICIALE: le molecole dello stato superficiale hanno un livello energetico superiore alle molecole interne. Quando le molecole si dispongono in modo da avere la minima energia possibile, e in modo perciò di minimizzare l'area superficiale.

Lavoro necessario per aumentare l'area della superficie di un'unità. (J/m²) S. comporta come un' elestica membrana sotto tensione e tende a resistere alla pressione.

Diminuise all'aumentare della temperaturae.

LEGGE DI HESS

In una reazione chimica l'effetto termico a pressione costante è indipendente dagli stati

intermedi attraverso i quali la reazione passa, ma dipende solo dalle condizioni in cui si

trovano i reagenti iniziali e i prodotti finali.

Questa legge permette il calcolo del calore di formazione di un composto, una volta che sia noto

il suo calore di combinazione rispetto a quello degli elementi da cui esso si forma.

SECONDO PRINCIPIO DELLA TERMODINAMICA

Non è possibile realizzare alcuna forma ciclica che abbia come risultato il trasferimento di calore

da un corpo a temperatura più bassa a uno a temperatura più alta.

Da questo enunciato discende il teorema di Clausius.

Il risultato dedotto da * permette di definire una nuova funzione di stato: l'ENTROPIA

In un sistema isolato:

TERZO PRINCIPIO DELLA TERMODINAMICA

L'entropia di ogni specie chimica al tendere della temperatura allo zero assoluto (0 K), indipendentemente

della pressione tende ad un valore costante.

K_c

K_c = 𝑁_i⁺𝑃_m/𝑁_j⁻𝑃_m (1/V)^∑ν

N₂ + 3 H₂ ⇌ 2 NH₃

K_c = 𝑁_NH3²/(𝑁_N2𝑁_H2³) (1/V)⁻²

K_c = K_p (1/RT)^∑ν

K_p

K_p = 𝑁_i⁺𝑃_m/𝑁_j⁻𝑃_m (P/P₀)^∑ν

N₂ + 3 H₂ ⇌ 2 NH₃

K_p = (P_NH3)²/P_N2/P_H2³

K_p = (𝑁_NH3)²/(𝑁_N2𝑁_H2³) (P/P₀)⁻²

K_p = K_c (RT)^∑ν

Equilibrio tra specie in fase diverse

2 A_(s) + b B_(q) ⇌ ℓ L_(g) + m M_(g)

^(A_(s)) 1

attività unitaria perché ln(A)_i = 0 → K = ∠�𝑔/𝑅𝑅_i

Forza degli acidi

• Acido forte - acidi che reagiscono completamente con l’acqua. Si dissociano completamente.
  • HNO₃ → H⁺ + NO₃^-
• Acido debole - acidi parzialmente dissociati
  • CH₃COOH ⇌ H⁺ + CH₃COO^-
• Base forte - basi che reagiscono completamente con l’acqua. Si dissociano completamente.
  • NaOH → Na⁺ + OH^-
• Base debole - basi parzialmente dissociate
  • NH₄OH ⇌ NH₄⁺ + OH^-

pH di acidi e basi forti

pH = -log [H⁺] ⇒ [H⁺] = 10^-pH

pOH = -log [OH^-] ⇒ [OH^-] = 10^-pOH

pH + pOH = pK_w = 14

Dissociazione acidi deboli

HA + H₂O ⇌ H₃O⁺ + A^-

K_a = [H₃O⁺][A^-] / [HA]

Quando K_a è molto basso l’equilibrio è spostato verso sinistra.

Dissociazione basi deboli

B + H₂O ⇌ BH⁺ + OH^-

K_b = [BH⁺][OH^-] / [B]

Quando K_b è basso l’equilibrio è spostato verso sinistra.

2 H₂ + O₂ 2 H₂O ΔH = -285

Fe + 3 H₂O Fe³⁺ + 3 OH^-

2 H₂ + 2 O₂ + 2 He₂ 2 HeO

E₀(Fe²⁺/Fe) = -0.771 V E₀(MnO_4ˉ /Mn²⁺) = + 5,870 V

L = RT/2,303 · log (nF)

Fe Cu

[H₃O⁺] = 10^-3

pH = 3 [H₃O⁺] = 10^-3

PV = nRT

n = \(\frac{PV}{RT}\)