Riassunto Chimica Generale e Inorganica, prof L. Storaro

Capitolo 3 – Relazioni di massa nelle reazioni chimiche

Da composizione percentuale a formula empirica

Percentuale in massa moli → ogni elemento (%/MM) rapporto molare tra elementi (n moli/valore inferiore n → moli) formula empirica (ricondurre indici a n interi).

Quantità reagenti e prodotti

Eq bilanciata trasformare in moli quantità note di sostanze → coefficienti eq usati per trovare n moli quantità non nota di sostanze trasf moli in unità → richieste.

Reagente limitante e in eccesso

aA + bB prodotti, quantità (gr) reagenti nota. Si calcola quantità necessaria di B per far avvenire reazione con quantità nota di A (o viceversa): se quantità necessaria B < quantità nota B => B è in eccesso e A limitante (se maggiore viceversa). Utilizzare reagente limitante per trovare quantità prodotto.

Resa teorica: quantità prodotto risultante se tutto reagente limitante reagisse. Resa effettiva: quantità effettivamente ottenuta. Resa % = Reff/Rt * 100.

Capitolo 4 – Reazioni in soluzione acquosa

Soluzione e elettroliti

Soluzione = solvente + soluto. Elettrolita = sostanza quando sciolta in acqua conduce elettricità; non elettrolita, elettrolita debole (no completa dissociazione in ioni, reversibile), elettrolita forte (dissociazione completa, irreversibile).

Idratazione e precipitazione

Idratazione = ione è circondato da molecole d’acqua (dipolo) in maniera non causale. Solvente generico: solvatazione. Precipitazione = solido insolubile (precipitato) si separa da soluzione. Eq molecolare, eq ionica, eq ionica netta, togliere ioni spettatori che non reagiscono.

Solubilità

Solubilità = g solvente/L soluto = max quantità di soluto che si scioglie in una data quantità di solvente a una specifica temperatura. A 25°C solubili: ioni metalli alcalini, ammonio, nitrato, bicarbonato, clorato, alogenuri, solfato. Insolubili: carbonato, fosfato, cromato, solfuri, ione idrossido, Ag⁺, Hg₂²⁺, Pb²⁺.

Ossido-riduzioni

Trasferimento di elettroni, semireazione di ossidazione (perdita e-, aumento n.o.), semireazione di riduzione (acquisto e-, diminuzione n.o.). Chi si riduce è agente ossidante, chi si ossida agente riducente.

Numero di ossidazione = carica che atomo avrebbe (molecola/composto ionico) se elettroni fossero trasferiti completamente.

Tipi di ossido-riduzione

• Combinazione A+B → C
• Decomposizione C → A+B (elevata T oppure spontanee ed esotermiche)
• Combustione A+O₂ → B
• Spostamento A+BC → AC+B (di idrogeno, metallo, alogeno)
• Serie attività dei metalli: metallo + acido/acqua idrossido + H₂. Metalli alcalini maggiore potere riducente di alcalino-terrosi, non metalli non reagiscono con acidi/acqua.
• Serie attività alogeni: parte alta gruppo (F₂) più forte di parte bassa (I₂). Solo più forte può spostare più debole.

Disproporzione

Elemento sia ridotto che ossidato. Bilanciamento ossidoriduzione metodo semireazioni:

• Scrivere reazione in forma ionica.
• Attribuire numero ossidazione agli elementi per individuare ossidazione e riduzione.
• Scrivere semireazioni separate.
• Bilanciare massa elementi e aggiungere elettroni persi e acquistati.
• Bilanciare cariche con ioni H⁺ (ambiente acido) o OH^- (basico), aggiungere acqua per bilanciare ossigeno.
• Eguagliare elettroni ceduti con quelli acquistati.
• Sommare semireazioni e controllare reazione complessiva.

Capitolo 5 – Gas

Caratteristiche fisiche dei gas

I gas assumono volume/forma dei loro contenitori, più comprimibili e meno densi di liquidi e solidi. Se nello stesso contenitore, si mescolano in modo omogeneo.

Pressione = Forza/Superficie (N/m² = Pascal, atm, mmHg=torr).

Leggi dei gas ideali

• Legge di Boyle: P*V = costante – P ∝ 1/V – T e n costanti.
• Legge di Charles/Gay-Lussac: V/T = costante – V ∝ T – n e P costanti (T in Kelvin).
• Legge di Avogadro: V/n = costante – V ∝ n – T e P costanti.

V = costante * nT/P - V ∝ nT/P. Equazione dei gas ideali PV = nRT, R = costante dei gas, R = 0,082 L*atm/mol*K a condizioni normali: 0°C = 273,15 K, 1 atm.

Densità dei gas

Densità di un gas d = m/V (in g/L) = n*MM/V (PV=nRT) d = P*MM/RT MM = dRT/P.

Legge delle pressioni parziali di Dalton

P totale di una miscela di gas è data da somma delle pressioni parziali dei gas componenti: P_tot = P_i se T e V costanti. P_i = X_i*P_tot Frazione molare di un composto i X_i = n_i/n_tot.

Teoria della cinetica molecolare nei gas ideali

• Gas composti da molecole che sono separate tra di loro con distanze molto più grandi delle loro dimensioni, esse sono considerate dei punti: possiedono una massa ma hanno volume trascurabile.
• Molecole di gas in costante movimento in direzioni casuali e collidono frequentemente tra loro, tali collisioni sono perfettamente elastiche.
• Molecole non esercitano né forze attrattive né forze repulsive tra loro.
• Energia cinetica media delle molecole è proporzionale alla temperatura del gas in kelvin. Qualsiasi gas alla stessa temperatura avrà la stessa energia cinetica media.

E_c = ½ mu ∝ T (E_c e u sono valori medi).

Questa teoria può spiegare

• Comprimibilità gas.
• Legge Boyle (T cost): P ∝ velocità collisione parete ∝ densità ∝ 1/V P ∝ 1/V.
• Legge Charles (P cost): P ∝ velocità collisione parete ∝ Energia cinetica media ∝ T. P ∝ T.
• Legge di Avogadro: P ∝ velocità collisione particelle ∝ densità ∝ n P ∝ n.
• Legge Dalton: molecole non si attraggono né respingono, pressione di una molecola non influenzata da presenza di altri gas, P_tot = P_i.

Distribuzione velocità di Maxwell/Boltzmann

Velocità di singole molecole a una data temperatura sono distribuite in una serie continua di valori secondo una distribuzione statistica (curva gaussiana). Picco della curva dà la velocità più probabile = velocità posseduta dalla maggior parte delle molecole. Velocità quadratica media √3RT/MM.

Diffusione ed effusione dei gas

Diffusione dei gas = graduale mescolamento delle molecole di un gas con quelle di un altro in virtù delle proprietà cinetiche. Effusione dei gas = un gas sotto pressione si sposta da un compartimento di un contenitore ad un altro passando attraverso una piccola apertura.

v = √(MM₁/MM₂).

Gas reali

Deviazione da comportamento ideale: a basse pressioni prevalgono forze attrattive, ad alte pressioni prevalgono forze repulsive. Forze attrattive tra le molecole fanno sì che esse urtino contro le pareti con forza minore, pressione minore rispetto a comportamento ideale.

PV = nRT (gas ideali)

Equazione di Van der Waals per gas non ideali (reali)

((P + an²/V²)*(V - nb)) = nRT, a, b costanti di VdW, dipendono da tipo di gas.

• Alla pressione esercitata dal gas reale aggiungere un contributo per le forze attrattive (molecole urtano con meno forza contro le pareti).
• Al volume occupato dal gas sottrarre il volume occupato dalle molecole (spazio infinitesimale).

Capitolo 7 – Teoria dei quanti, struttura elettronica degli atomi

Luce e onde elettromagnetiche

Nel 1873 Maxwell propone di considerare luce visibile come onde elettromagnetiche: campo elettrico + magnetico. Velocità della luce (e tutte radiazioni elettromagnetiche) c = λυ.

Problema Corpo Nero

Ogni corpo emette radiazioni elettromagnetiche (Energia ∝ T), ma non sempre T non sufficiente per rendere radiazione visibile. Ogni corpo può anche assorbire radiazioni; se un corpo assorbe tutta la radiazione incidente, si dice Corpo Nero.

Teoria dei Quanti di Planck

Nel 1900, Planck propone che ogni processo di assorbimento e di emissione di radiazione di frequenza avviene non in modo continuo ma in una successione discreta di eventi elementari, ognuno dei quali comporta assorbimento o emissione di energia pari a E = hυ (h = costante di Planck = 6,63×10^-34 J·s). Energia (luce) viene emessa o assorbita sotto forma di unità discrete, i quanti (Energia quantizzata).

Effetto Fotoelettrico

Quando la luce colpisce alcuni metalli, questi espellono elettroni, energia da frequenza della radiazione incidente.

Einstein e i fotoni

Nel 1905 Einstein afferma che radiazione è quantizzata e viaggia in pacchetti/quanti di energia detti fotoni, ognuno con E = hυ, evidenziando la duplice natura ondulatoria e corpuscolare della luce.

Spettri di emissione e modello atomico di Bohr

Nel 17° secolo Newton osserva che la luce solare è composta da componenti colorate, iniziando studi degli spettri di emissione di elementi/sostanze eccitati (energia termica o scariche elettriche per i gas): emissione di luce a specifiche lunghezze d'onda (spettri a righe).

Nel 1913 Bohr introduce il concetto che l'elettrone occupa solo certe orbite con una specifica energia (energie degli e^- quantizzate), se un atomo è eccitato un e^- passa su un’orbita a minore energia (+ interna), liberando un fotone. E = -R_H (1/n₂) con n = numero quantico principale (n=1 stato fondamentale), R_H = costante di Rydberg. Passaggio da un livello di energia a un altro: ΔE = R_H(1/n_i² – 1/n_f²).

Dualismo onda-particella e meccanica quantistica

Nel 1924 De Broglie suggerisce che l'elettrone è sia particella che onda, comportandosi come un’onda stazionaria. Relazione tra circonferenza orbita e λ: 2πr = nλ, relazione particella-onda λ = h/mu, dove m = massa e^-, u = velocità e^-.

Principio di Indeterminazione di Heisenberg

È impossibile conoscere simultaneamente e con esattezza il momento (massa per velocità) e la posizione di una particella, superando il modello atomico di Bohr.

Equazione di Schrödinger e funzione d’onda

Nel 1926 Schrödinger introduce la funzione d’onda Ψ, che incorpora la natura ondulatoria-corpuscolare degli e^-:

• Descrive l'energia dell'e^- associata a un dato Ψ.
• Probabilità di trovare e^- in un determinato volume di spazio (|Ψ|²).

Ψ = fn(n, l, m_l, m_s) con i seguenti numeri quantici:

• n = numero quantico principale (1,2,3,4…) distanza e^- dal nucleo.
• l = numero quantico angolare (0,1,2…n-1) forma volume di spazio occupato da e^-:
  l = 0 orbitale s (in un atomo: 1 orbitale s, 2 e^-)
  l = 1 orbitale p (3 orbitali p, 6 e^-)
  l = 2 orbitale d (5 orbitali d, 10 e^-)
  l = 3 orbitale f (7 orbitali f, 14 e^-)
• m_l = numero quantico magnetico (-l…0…+l) orientamento orbitali nello spazio.
• m_s = numero quantico di spin (+ ½ o – ½) verso rotazione e^-.

Principio di esclusione di Pauli

In un atomo non esistono due e^- con stessi 4 numeri quantici.

Livelli e sottolivelli elettronici

Livello = e^- con stesso valore di n.
Sottolivello = e^- con stesso valore di n e l.
Orbitale = e^- con stesso valore di n, l, m_l contiene due elettroni (spin + ½ o – ½).

Energia degli orbitali

In un sistema monoelettronico (un e^-) l'energia dipende da n (valida eq Bohr/Rydberg), ma nei sistemi multielettronici l'energia dipende anche da l.

Principio dell’Aufbau e regola di Hund

Riempimento e^- negli orbitali, da energia più bassa a più alta. Regola di Hund: disposizione più stabile e^- in un sottolivello è quella con maggior numero di spin paralleli (riempire prima spin paralleli, poi antiparalleli).

Riempimento in quest’ordine:

• Atomo paramagnetico: elettroni spaiati, stesso spin (es da 2p¹ a 2p³).
• Diamagnetico: elettroni accoppiati, spin opposto (da 2p⁴ a 2p⁶).

Capitolo 8 – Tavola periodica

Configurazione elettronica e ioni

Elementi dello stesso gruppo hanno stessa configurazione elettronica esterna.

Cationi (es Na⁺, Ca²⁺, Al³⁺): atomi perdono e^- raggiungendo config elettr esterna del gas nobile più vicino (con minor dispendio energia: periodo precedente).

Anioni (es F^-, O^2-, N^3-): atomi guadagnano e^- raggiungendo c.e.e. del gas nobile più vicino (con minor dispendio en: stesso periodo).

Cationi metalli di transizione (es Fe²⁺, Fe³⁺): rimuovere prima e^- da orbitali ns (4s), poi da orbitali (n-1)d (3d).

Carica nucleare effettiva e raggio atomico

Carica nucleare effettiva Zeff: carica positiva effettivamente sentita da un e^- sull'orbitale più esterno sentirà carica positiva del nucleo ma sarà schermata dalla carica negativa degli elettroni più interni. Zeff = Z – σ (costante di schermo, compresa tra 0 e Z). Zeff aumenta, raggio atomico diminuisce: e^- sono più attratti dal nucleo.

Raggio atomico (pm o Å) = semidistanza tra centri di due atomi adiacenti (metalli) o dei due atomi di una molecola diatomica.
Diminuisce lungo il periodo: avvicinandosi a gas nobile (condizione di stabilità, ottetto completo) sempre più difficile perdere elettroni.
Aumenta lungo il gruppo: aumenta numero di livelli energetici riempiti.

Dal 4° periodo: alcune inversioni di tendenza nei metalli di transizione.

Raggi atomici e ionici

• M rispetto M⁺: eliminato e^- dell’ultimo orbitale (s), carica nucleare rimane la stessa ma c’è un e^- in meno, meno repulsioni tra e^-, diminuiscono dimensioni nuvola elettronica.
• A rispetto A^-: aggiunto e^- nell’ultimo orbitale (p), carica nucleare rimane la stessa ma le repulsioni risultanti dall’e^- in più aumentano dimensioni nuvola elettronica.

Composto ionico: catione più piccolo dell’atomo di provenienza, anione più grande.

Energia di ionizzazione

Energia minima (kJ/mol) richiesta per rimuovere un elettrone da un atomo gassoso nel suo stato fondamentale, formando un catione. Se si rimuove un solo e^- (X → X⁺ + e^-) si parla di Energia di prima ionizzazione I₁ (I₁ < I₂ < I₃).

• Aumenta lungo il periodo: gas nobili hanno la maggiore energia di prima ionizzazione perché hanno orbitali pieni e quindi elevata stabilità, difficile levare un e^-; metalli alcalini minore perché instabili, tendono a perdere facilmente e^-.
• Diminuisce lungo il gruppo: elementi con molti e^- perdono più facilmente e^- esterni.
• Alcune eccezioni nel secondo periodo, es N-O: secondo andamento N dovrebbe avere E_dpi minore di O, ma N (1s² 2s² 2p³) ha E_dpi maggiore di O (1s² 2s² 2p⁴) perché orbitale 2p è semiriempito (3 e^- con stesso spin).
• Idrogeno: E_dpi più alta di altri elementi difficile togliere l’unico e^-.

Affinità elettronica

Valore cambiato di segno della variazione di energia quando atomo allo stato gassoso acquisisce un elettrone per formare un anione (X + e^- → X^-). Anione più stabile dell’atomo neutro reazione esotermica.