Riassunti fondamenti di chimica inorganica

Numero quantico magnetico di spin (M_s)

Regole per riempimento orbitali:

• Principio di Pauli —> gli elettroni possono occupare gli orbitali atomici solo con spin antiparalleli
• Regola di Hund —> la disposizione più stabile degli elettroni in un sottolivello è quella con il maggior numero di spin paralleli
• Principio di Haufbau —> gli elettroni si addizionano uno ad uno agli orbitali atomici

Legami chimici:

• Regola dell'ottetto: tutti gli atomi tendono ad acquisire la configurazione elettronica del gas nobile più vicino; questa tendenza può essere collegata alla formazione di legami chimici

Eccezioni alla regola dell'ottetto:

• Ottetti incompleti —> il numero di elettroni intorno all'atomo centrale è inferiore a 8 (es. Be, B, BFAl) —> 3
• Ottetti espansi —> atomo centrale circondato da più di 8 elettroni (alcuni elementi dal 3° periodo in poi)

1. —> 5 , 6
2. ffi fi• legame ionico> 1,7
3. —> scambio permanente elettroni• legame covalente< 1,7
4. —> elettroni in compartecipazione• Legame dativo —> legame covalente in cui un atomo dona una coppia dielettroni ad un altro atomo
5. —> Legge VSEPR :Un atomo isolato ha una con gurazione elettronica approssimativamente sferica,ma quando entra a far parte di un legame cambia la sua con gurazione così darendere minima la repulsione elettronica intorno a sé.
6. • Formule di risonanza di LewisGeometria coppie elettroni Geometria della molecola
7. AB Lineare Lineare
8. 2AB Trigonale planare Trigonale planare
9. 3AB Tetraedrica Tetraedrica
10. 4AB Trigonale bipiramidale Trigonale bipiramidale
11. 5AB Ottaedrica Ottaedrica
12. 6AB E trigonale planare Angolare (piegata)
13. 2AB E Tetraedrica Piramidale trigonale
14. 3AB E Tetraedrica Angolare (piegata)
15. 2 2AB E Trigonale bipiramidale Lineare
16. 2 3• -cis -transGeometria di legame o
17. Ordine di legame:N° di

coppie di legame condivise

Più l’ordine è elevato, maggiore è la forza con cui i due atomi sono legati tra loro

• Distanza di legame (d) —> distanza tra i centri degli atomi considerati
• Energia di legame —> energia che occorre fornire per rompere il legame
• Orbitali ibridi —> orbitali ottenuti per combinazione di orbitali atomici
  • p
  • sp
  • sp²
  • sp³ (gli elettroni dei legami pgreco (doppi, tripli) non intervengono negli orbitali ibridi)

Polarità: genera forze intermolecolari di natura elettrostatica

• Dipolo indotto-dipolo indotto o forze di London —> molecole non polari, generando piccoli dipoli temporanei. Più la molecola è distesa, più saranno le interazioni; più è compatta e sferoidale, minore sarà l’efficacia delle interazioni intermolecolari
• Dipoli-dipolo —> interessano molecole con un dipolo permanente
• Legame/ponte a H

—> molecole in cui H è legato ad un elemento molto elettronegativo, ad es. O-H, N-H, F-H • ione-dipolo Interazione —> interessano ioni__ molecole d’acqua solvatano lo ione (simile scioglie simile) 20% aria è costituito da ossigeno Resa reazione = moli ottenute/moli teoriche oppure massa (g) ottenuta/ m(g) teorica Termodinamica Scienza che studia le variazioni di temperatura che accompagnano le reazioni sia siche che chimiche, prendendo in considerazione solo lo stato iniziale e finale Sistema —> una qualsiasi parte finita del mondo si con universo Sistema + ambiente = isolato Sistema (no scambio E e materia con ambiente) chiuso Sistema (no scambio E, sì materia con ambiente) aperto Sistema (sì scambio E e materia con ambiente) Funzioni di stato —> grandezze la cui variazione dipende solo dagli stati iniziali e finali Energia interna di un sistema —> sommatoria energie cinetiche e potenziali; è possibile calcolarne solo lavariazione1° principio termodinamica: L'energia può essere trasferita da un corpo ad un altro, senza essere creata né distrutta Calore -> energia trasferita tra corpi a temperature diverse Lavoro -> energia liberata se da un corpo è applicata una forza Processo esotermico -> calore liberato dal sistema nell'ambiente ΔH<0 Processo endotermico -> calore assorbito dal sistema ΔH>0 Entalpia -> ΔH = Δu + pΔVn (mol) x ΔH = Q sviluppato Q(riscaldamento) = m x Cspec. X delta T Stato standard -> è la forma pura di una sostanza alla pressione di 1 atm Reazione di formazione -> reazione per la formazione di 1 mole di una sostanza a partire dagli elementi che la costituiscono, considerati nel loro stato standard. Convenzionalmente la temperatura è di 298 K. Legge di Hess -> usata per descrivere la variazione di entalpia direazione(dipende dai coe cienti stechiometrici della reazione chimica considerata e dal numero di moli -> proprietà estensiva)

Entropia (Δs) -> funzione di stato che indica il grado di disordine di un sistema (più la sostanza è complessa, maggiore sarà la sua entropia)

2° principio termodinamica:

In ogni processo spontaneo Δs > 0

In ogni processo all'equilibrio Δs = 0

3° principio termodinamica:

Un solido cristallino puro ha Δs = 0 alla temperatura di 0 K.

Energia libera di Gibbs

ΔG = ΔH - TΔs

EQUILIBRIO

Reazione di equilibrio -> reazione in cui si ha la parziale trasformazione dei reagenti in prodotti; la velocità di formazione del prodotto è pari a quella di retrocessione di quest'ultimo in reagente

Quoziente di reazione Q = [C] / [A] [B]

c a b

ΔG = ΔG° + RT ln (Q) con R = 8,314 J/mol*K

All'equilibrio ΔG = 0, quindi ΔG° = 0

ΔG = RT ln (Q/K)

Se il n legami formati > n legami rotti, ΔH<0 (nelle combusti. <0)

Se K eq aumenta con la temperatura —> reaz. endotermica e ΔH>0

Se n moli gas aumenta —> ΔS>0

K eq >1 nelle parti di gra co sotto asse x

Principio di Le Chatelier:

• Un sistema all’equilibrio soggetto ad una perturbazione, tende a ripristinarel’equilibrio minimizzando gli e etti della perturbazione stessa. (Es. se si aggiunge un reagente —> l’equilibrio si sposta verso i prodotti eviceversa)
• Kp = Kc * RT ricordando che C = n (mol)/V (volume)

Equilibri in soluzione acquosa:

• Non elettroliti —> sostanze in in acqua si sciolgono senza formare ioni
• Elettroliti —> sostanze che in acqua si sciolgono formando ioni
• Elettroliti forti —> reazione spostata verso dx, completamente dissociati
• Elettroliti deboli —> non completamente dissociati (anione +

Equilibri in soluzione acquosa di composti poco solubili:

Più la Kp è piccola, meno il sale è solubile. I solidi non intervengono nella costante.

Corpo di fondo —> sale che rimane non sciolto sul fondo del recipiente all'equilibrio —> soluzione satura del sale.

Tutto ciò che ha ordine inferiore a 10^-3 sposta l'equilibrio verso i reagenti.

Equilibrio in acqua pura

Autoionizzazione dell'acqua, dovuta al fatto che essa è in grado di trasportare corrente elettrica.

Scala pH:

pH= - log [H3O+]

pH + pOH = 14

pH=7 —> soluzione neutra

pH > 7 —> soluzione basica

pH < 7 —> soluzione acida

Acidi e basi

Arrhenius

Acido —> sostanza in grado di liberare ioni H+ in acqua

Base —> sostanza in grado di liberare ioni OH- in acqua

Broensted-Lowry

Acido —> sostanza in grado di liberare ioni H+

Base —> sostanza in grado di accettare ioni H+

liberati dall'acido

HA + H2O —> A- + H3O+

LewisAcido —> sostanza in grado di accettare un doppietto elettronico (elettrone)

Base —> sostanza in grado di liberare un doppietto elettronico (nucleo)

Acido debole —> dissociazione parziale

Acido forte + base forte —> acqua + sale (ioni spettatori non reagiscono più)

Acido debole + base forte —> acqua + sale (ioni spettatori che reagiscono nuovamente per idrolisi basica)

[H+] = Rad (Ka x Ca) = rad [(Kw/Kb x Cs)

SOLUZIONI TAMPONE

Soluzione formata da un componente debole e un suo sale che mantiene invariato il valore del pH a seguito dell'aggiunta di ioni OH- o H+

HA + H2O —> H3O+ + A-

M+A- —> M+ + A-

A- + H2O —> HA + OH-

equazione di Henderson-Hasselback

pH = pKa + log (Cs/Ca)

Ki = Kw/Ka fi fi

ELETTROCHIMICA

Reazioni redox —> trasferimento di e- da una specie ad un'altra

Cella

galvanica (o voltaica o pila) —> trasforma en. chimica in elettrica

Cella elettrolitica —> trasforma en. elettrica in en. chimica

Ossidazione —> perdita di elettroni (ES. Zn —> Zn + 2e ) [anodo (-)]2+

Riduzione —> acquisto elettroni (ES. Cu + 2e —> Cu) [catodo (+)]2+

Scala dei potenziali di riduzione —> proprietà intensiva, poiché non dipende dal numero di moli

la coppia a potenziale più alto si riduce, mentre quella a potenziale più basso si ossida

In una pila:

Anodo —> polo negativo —> ossidazione

Catodo —> polo positivo —> riduzione

Se ΔG<0 E(pila)>0

ΔG = - n (moli e-) x F x ΔE con F = costante di Faraday = 96500 (C/mol e-)

Equazione di Nerst:

ΔE = ΔE - (0,059/n) log Q con Q = [prodotti] /[reagenti] coe . stechiom. coe . stechiom.0

log Keq = n* ΔE°/0,059

f.e.m = E - E(+)

All'interno di Q [solidi] approssimata ad 1; vi rientrano solo gas e ioni. Elettrolisi ΔG >0 -> -> reazioni chimica di ossidoriduzione non spontanee causate dal passaggio di corrente elettrica tra due elettrodi immersi in una soluzione acquosa di elettroliti o elettroliti fusi. Es. purificazione rame metallico -> dall'ossidazione di Fe e Zn con formazione di Cu puro sul catodo. Gli elettrodi, collegati ad una batteria, sono