Riassunto completo Chimica I

Cose da Ricordare

Modulo 1

• massa elettrone: 9,1 . 10^-28 g
• massa protone: 1,67 . 10^-24 g
• carica protone e elettrone: ± 1,6 . 10^-19 C
• 1 uma: 1,66 . 10^-24 g
• NA: 6,022 . 10²³

Modulo 2

• E = hν _h Energia quantizzata di Planck (ν frequenza)
• h = 6,6 . 10^-34 J . s Costante di Planck
• ΔX . mΔV ≥ h / 4π Principio di indeterminazione di Heisenberg
• n numero quantico principale / l num. quant. del momento angolare / m num. quant. magnetico
• Orbitali degeneri: orbitali con stesso n e l
• Principio di esclusione di Pauli: in un atomo non esistono due elettroni con gli stessi quattro numeri quantici.
• Regola di Hund: gli orbitali degeneri vengono prima occupati tutti singolarmente e solo successivamente da altri elettroni che si accoppiano con i precedenti.
• Carica nucleare effettiva: carica che sentono gli e al netto della schermatura degli e più interni e dai protoni del nucleo.
• Energia di ionizzazione: energia minima necessaria per rimuovere 1 mol di e da 1 mol di atomi gassosi, nello stato fondamentale.
• Affinità elettronica: l'energia che viene liberata (per convenzione neg.) da una mole di atomi neutri gassosi, nel loro stato fondamentale, quando acquista una mole di e.

MODULO 3

• Legame ionico: è un legame di natura elettrostatica e si forma quando si combinano due elementi aventi bassa energia di ionizzazione (metallo) e un'alta affinità elettronica (non metallo)
• Energia reticolare: è l'energia richiesta per separare una mole di un solido ionico nei suoi ioni allo stato gassoso
  • E = K Q₁Q₂ / r => dipende dal numero di carica e dal raggio atomico
• Non si può misurare sperimentalmente, ma attraverso il ciclo di Born Haber
• Legame covalente: i 2 p_z elettroni sono condivisi da due atomi per raggiungere una configurazione più stabile e minore energia
• Energia di legame: energia necessaria per vincere le forze attrattive tra nuclei legati ed elettroni condivisi (ΔH richiesta per rompere legame...)
  • aumenta con le molteplicità (simp.doppio.triplo)
  • diminuisce con il numero di coppie sostitute su atomi contigui
  • diminuisce dell'aumento del raggio atomico (HF > HCl > HBr > HI)
• Elettronegatività: è la capacità relativa di un atomo legato di attrarre verso di sé gli elettroni di legame
• diminuisce lungo i gruppi ↑ aumenta lungo i periodi →
• Carica formale: e valenza - e non condivisi - 1/2 e di legame
  • vicine a 0, non simile su atomi vicini, meglio su più elettroneg
• Legame dativo: uno dei due atomi coinvolti nel legame mette a disposizione una coppia elettronica e l'altro ha un orbitale vuoto

• Classificazione dei solidi
  • Cristalli metallici
  • Ionici
  • I solidi reticolari (legami covalenti)
  • Cristalli molecolari (forze intermolecolari)
• Allotropia: quando uno stesso elemento esiste in forme diverse per il modo in cui gli atomi si legano tra loro (diamante/grafite) o per il numero di atomi costituenti le unità molecolari.
• Polimorfismo: quando una specie chimica si presenta in più forme cristalline che differiscono per il modo in cui le unità costituenti il cristallo sono impacchettate.
• Difetti nei cristalli
  • Difetti puntuali: Difetti di Schottky (vacanza), di Frenkel (presenza dove NON dovrebbero)
  • Difetti lineari: distorsioni attorno ad una linea (dislocazione)
  • Difetti sostituzionali (drogaggio)

MODULO 3

• Primo principio della termodinamica: L'energia può essere convertita da una forma all'altra, ma non può essere né creata né distrutta. L'energia dell'universo è costante ed è una funzione di stato

∆E = q + w

Entalpia: calore svolto a pressione costante ∆H = ∆E + P∆V

∆E: ∆H - ∆nRT

• Calore molare: quantità di calore necessaria per elevare di 1°C la temperatura di 1mol a V costante C_v = ∆E/∆T a pressione costante C_p = ∆H/∆T
• Legge di Hess: L'entalpia di una reazione è sempre la stessa sia che si faccia avvenire in uno stadio, sia in più stadi
• L'entropia (S) è una misura dell'ordine o disordine di un sistema, misura di come è dispersa l'energia di un sistema

S = k ln W

Condizione aromaticità: 4n+2 elettroni π e planare (regola di Huckel)

nomenci.: metil benzene o toluene / amm. metil benzene / anilina / fenolo (oh) / Acido benzoico

• Alogenoderivati: suffisso con nome dell’alogeno
• Alcoli -olo, C legato a OH col numero più basso possibile, idratazione alcheni
• Eteri: R-O-R, 2 alcoli = etere + ...
• Aldeidi R-C₁ numerazione parte da –cho, –aleda ossidazione di alcoli primari
• Chetomi R₂C=O numero più basso possibile = –oneda ossidazione alcoli secondari
• Acidi carbossilici R-C¹=O acido –oicoformico, aceticoda ossidazione di alcoli primari e aldeidi
• Esteri R-C¹ = O O-R¹ radicale alchilico dell’alc. e –oato carboxilato dell’acidoda acido carbossilico e un alcol
• Amine N₄-R
  • 0 ammonio (sost.)
  • 2 – ammina (principale)
  da ammoniaca per sostituzione
• Amidi R-C¹=O N¹sostituisco –oico con –ammideda gruppo carbossilico e ammoniaca/ammine

Acidi carb., esteri, ammidi, aldeidi, chetoni, fenoli, alcoli, amminee