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
• N_A: 6,022 . 10²³

MODULO 2

• E = h n Energia quantizzata di: Planck ({n} frequenza)
• h = 6,63 . 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 / s: 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 delle schermature degli e^- più interni e dei protoni del nucleo.
• Energia di ionizzazione: energia minima necessaria per rimuovere 1 mol di e^- da 1 mol di atomi gassosi, nello stato fondamentale.
• Aumenta lungo il gruppo, aumenta a salire il periodo
• Affinità elettronica è l'energia che viene liberata (per convenzione neg.) da 1 mole di atomi neutri, gassosi, nel loro stato fondamentale quando acquisito uno moli di e^- da uno ad uno i ion neg. gassosi
• Aumenta lungo il gruppo, aumenta a salire il periodo

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
• N_A: 6,022 · 10²³

Modulo 2:

• E = hν Energia quantizzata di Planck (ν frequenza)
• h = 6,63 · 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 efficace: carica che sentono gli e^- al netto delle schermature degli e^- più interni e dei protoni del nucleo.
  • (Dim. raggiO) - Aumenta lungo il gruppo e più protoni, ma stesso n (stesso schermo)
  • (Aum. raggiO) - Il livello n_g cresce lungo i periodi. → e^- più gusci: interni di elett.
• Energia di ionizzazione: energia minima necessaria per rimuovere 1 mol di e^- e da 1 mol di atomi gassosi nello stato fondamentale.
  • Aumenta lungo il gruppo → aumenta e salire il periodo
• Affinità elettronica: è l'energia che viene liberata (per convenzione neg.) da una mole di atomi neutri, gassosi, nel loro stato fondamentale, quando acquista una mole e^- da uno stato di non diponibilità nei gusci.
  • Aumenta lungo il gruppo → aumenta e salire il periodo

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 Q₁ Q₂ / r => dipende dal numero di carica e dal raggio atomico
• Non si può misurare sperimentalmente, ma attraverso il ciclo di Born-Haber
• Legame Covalente: 2 o più 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 (H richiesta per rompere il legame..)
  • aumenta con la molteplicità (singolo, doppio, triplo)
  • diminuisce con il numero di coppie solitarie su atomi contigui
  • diminuisce all’aumentare 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
  • vicina a 0, non simile su atomi vicini, meglio su più elettronegativi
• Legame dativo: uno dei due atomi coinvolti nel legame mette a disposizione una coppia elettronica e l’altro ha un orbitale vuoto

Modulo 4

• VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion)
  • AB₂: lineare
  • AB₃: trigonale planare
  • AB₄: tetraedrica
  • AB₅: trigonale bipiramidale
  • AB₆: ottaedrica
  • AB₂E: angolare
  • AB₄E: trigonale piramidale
  • AB₂E₂: angolare
• Ibridizzazione: orbitale ibrido con la stessa forma e la stessa energia in seguito alla combinazione lineare delle funzioni d'onda degli orbitali atomici di partenza
• Ordine di legame: ¹/₂[(num. e- legami) - (num. e- non leganti)]

Modulo 5

• Teoria delle bande: bande = continui energetici (no livelli discreti)
• Forze di Van der Waals:
  • Forze dipolo-dipolo (tra molecole polari)
  • dipolo-dipolo indotto (molecole polare genera E di polarizzazione molecole apolare)
  • dip. istantaneo-dip. istantaneo (London), le forze di dispersione aumentano con MM e a piccole distanze
• Forze ion-dipolo: ioni intermedioari (com. polare e dipolo indotto)
• Legame a idrogeno
• Tensione superficiale: è la quantità di energia richiesta per aumentare la superficie di un liquido di una unità d'area
• Viscosità: è una misura della resistenza del fluido al suo scorrere

MODULO 6

1 atm = 760 mmHg = 101,3 Kpa ≃ 1 bar

• Legge di Boyle (isoterma) PV=costante
• Legge di Charles (isobara) V/T=costante
• Legge di Gay-Lussac (isocora) P/T=costante

Principio di Avogadro: condizioni normali (0°C - 1 atm), 1 mol = 22,414 L

R=8,3/mol K R=0,082/mol K densità: d=MM•P/RT

Massa molecolare media: MM=x₁MM₁ + x₂MM₂ + xₙMMₙ... densità media d=MM•P/R•T

E=3/2RT per una molecola: 3/2kT, v=√3RT/MMR=8,314 J/mol K

Velocità di effusione v₁/v₂=√MM₂/MM₁

Gas REALI: (P+a/V²)(V-mb)=mRT

L'effusione dei gas è il processo per cui un gas sotto pressione si sposta da un compartimento di un contatore in un altro passando attraverso un foro.

La diffusione dei gas è il graduale mescolamento delle molecole di un gas con le molecole di un altro gas.

La temperatura critica è la temperatura sopra la quale la forma gassosa di una sostanza non può essere liquefatta indipendentemente dell'entità della pressione esercitata.

MODULO 7

• Fase è una porzione di materia caratterizzata in ogni punto della stessa proprietà fisiche e chimiche, cioè dello stesso stato di aggregazione e della stessa composizione chimica.
• Tensione di vapore è la pressione esercitata dalla fase vapore sulla fase liquida ad una certa T è costante.
• Punto di ebollizione è la temperatura alla quale la tensione di vapore di un liquido è uguale alla pressione esterna.

Modulo 8

• Una soluzione è una miscela omogenea di più composti chimici.
• ΔH_idr, ΔH_solvente, ΔH_solvato direttamente proporzionale alla carica, inversamente proporzionale al raggio ionico.
• Solubilità concentrazione soluzione satura
  • Nei composti ionici aumenta all’aumentare di T (in generale)
  • Nei gas diminuisce al ↑T, perché T_c ↑, d. disponibilità ↑, legami ↑, aumenta e P ↓
  • S = K_H * D
    • K_H: costante di Henry
    • P: pressione del gas sulla soluzione
• Proprietà colligative (che dipendono solo da m)
  • Abbassamento della tensione di vapore: ΔP = P_solvente * (1 - m_soluto/m_soluto N/rd_solv) P_solv
  • Se la soluzione congela o bolle, varia i soluti nel tempo
    • Innalzamento ebullioscopico: ΔT_eb K_eb molalità
    • Innalzamento crioscopico: ΔT_cr K_cr molalità
  • Osmosi: passaggio di molecole attraverso una membrana semipermeabile
    • oppure la pressione necessaria per impedire la variazione di volume
    • π= mRT_i / V
• Coefficiente di Van’t Hoff
  • i = 1 + α (Z-1)
• Colloidi: sistemi costituiti da un mezzo disperdente e da una sostanza dispersa
• Solidi: cristallini: struttura ordinata
  • celle elementare: unità, struttura ripetitiva di un solido cristallino
  • numero di coordinazione e numero di atomi primi vicini
  • celle elementare cubica semplice: atomi/cella: 1, NC = 6, 52%
  • cubica a corpo semplice: atomi/cella: 2, NC = 8, 68%
  • cubica a facce centrate: atomi/cella: 4, NC = 12, 76%
  • esagonale compatta
• Conosciamo la disposizione tramite la diffrazione dei raggi X, e legge di Bragg

• Classificazione dei solidi:
  • Cristalli metallici
  • Reticolari ionici
  • Solidi reticolari (legami covalenti)
  • Cristalli molecolari (forze intermolecolari)
• Allotropia: quando uno stesso elemento esiste in forme diverse e differiscono per il modo in cui gli atomi si legano tra loro (diamante/grafite)
• Polimorfismo: quando una specie chimica si presenta in più forme cristalline e differiscono per il modo in cui le unità costituenti il cristallo sono impacchettate
• Difetti nei cristalli
  • Difetti puntuali: difetti di Schottky (vacanze), di Frenkel (presenza dove non dovrebbe)
  • Difetti lineari: distorsioni reticolari attorno ad una linea (dislocazioni)
  • 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
  • ΔE = q + w
• Entalpia: calore svolto a pressione costante ΔH = ΔE + pΔV
  • ΔT: ΔH = nC_PΔT
• Calore molare: quantità di calore necessario per elevare di 1°C la temperatura di 1 mol a V costante C_V = ΔE/ΔT o pressione costante C_P = ΔH/ΔT
• 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 della casualità o disordine di un sistema, misura di come è dispersa l'energia di un sistema
  • S = klnW

MODULO 10

• Velocità di reazione: la variazione di concentrazione di un reagente/prodotto nel unità di tempo dt
• Fattori che influenzano la velocità: concentrazione, stato fisico, temperatura, catalizzatore
• Equazione cinetica: K[A]^x[B]^y
• K = A e^-E/RT A: fattori di frequenza e orientamento urti
• Complesso attivato: instabile tale da non poterlo isolare
• Intermedio di reazione: si può isolare
• Catalisi: omogenea/eterogenea (fasi diverse), reazione Haber catalisi (metallo finemente disposto, impedisce di adsorbire i reagenti (es. per Fe N₂))

MODULO 11

• Equilibrio: velocità dirette = inverse, ΔG = 0, [reagenti] e [prodotti] costanti
• Relazione K_p, K_c K_p . K_c (RT)^{Δn(reagenti-prodotti)}
• Relazione K_x, K_p K_x = K_p p^Δn
• Principio di Le Châtelier: se una perturbazione esterna agisce su di un sistema all'equilibrio, il sistema subisce una reazione in modo da ridurre la perturbazione e raggiungere un nuovo stato di equilibrio:
• Concentrazione: se aggiunta una sostanza, la consuma/se rimossa, la forma
• Aumento pressione, minore volume => dove ci sono minore moli di gas
• Minore pressione, più volume => dove ci sono più moli di gas

K_ps varia solo se varia T:

Reazione esotermica: aumenta T => diminuisce K / diminuisce T => aumenta K

Reazione endotermica: aumenta T => aumenta K / diminuisce T => diminuisce K

ΔG^o = -RT ln K / ΔG = RT ln Q/K

Modulo 12

Secondo Arrhenius: In Acqua: Acido produce H⁺, Base produce OH^-

K_a = [H₃O⁺][A^-]/[HA]

pH₂ = -log [H₃O⁺]

pK_a = -log K

Secondo Brønsted Lowry: Non solo in acqua e non solo se hanno OH:

• Un acido è un donatore di protoni
• Una base è un accettore di protoni e deve possedere doppietto libero

K_W K_a K_u = 1×10^-14

Secondo Lewis: Acido accettore di una coppia di elettroni

Base donatore di una coppia di elettroni (es CO₂)

Modulo 13

Soluzione satura è una soluzione in cui è disciolta la massima quantità di un soluto a una certa T.

• Solubilità: concentrazione del soluto in soluzione nella soluzione satura
• Se elettrolita il soluto si dissocia

Prodotto ionico Q_ps = [prod] [reag] -> se non solidi

Costante prodotto di Solubilità K_ps dal equilibrio

Solubilità :) S: (K_p)^1/n dove n somma coeff. stec. reagenti

La presenza di uno ione comune diminuisce la solubilità

Se c'è l'anione di un acido debole la solubilità aumenta con un acido forte

ESERCITAZIONI

• Diluire una soluzione C_iV_i = C_fV_f
• Coefficiente di Van't Hoff i = 1 + α (^V−1/_V)
• Abbassamento della tensione di vapore: ΔP_sv = P_SU - P_SLN
• Innalzamento ebullioscopico: ΔT_eb = K_EB(i·m)
• Abbassamento crioscopico: ΔT_cr = K_cr(i·m)

ELETTRO CHIMICA

• Ossidazione (perdita di elettroni) | Riduzione (acquisto di elettroni)
• Cella voltaiche galvaniche: più dispositivo elettrochimico in grado di sfruttare le spontaneità delle reazioni per produrre corrente
• Anodo (ossido) − Catodo (riduzione): supporto metallico su cui avviene il trasferimento elettronico
• Cella voltaica: due semicelle collegate tramite il ponte salino per il flusso degli elettroni e collegamenti ionici tramite ponte salino
• E_celle = f.e.m = massima differenza di potenziale fra i due elettrodi
• Correlazione con il lavoro: W = i · t · ΔV
• F. costante di Faraday è la quantità di carica portata da una mole di elettroni: W = -n · F · E_celle
• Relazione con l'energia libera: ΔG_m = -nF E_celle
• Relazione con costante di eq. E_celle = 0,0592 V log K
• E_celle = E_c - E_anodo (potenziale di riduzione)
• Equazione di Nernst: Quando le celle elettrochimiche non contengono specie in condizioni standard: E_i = E° - (^RT/_nF) log Q
• Se T: 298 K => E = E° - 0,0592/n log Q

Elettrolisi: Processo in cui l'energia elettrica viene utilizzata per indurre una reazione non spontanea, non è necessario 2 semicelle. La polaritá degli elettrodi è impostata dalla sorgente esterna: anodo (+), catodo (-)

Elettrolisi dell'acqua con un sale per aumentare gli ioni

• Polo neg.: riduzione (catodo), scarico H₂ gassoso
• Polo pos.: ossid (anodo), scarico O₂ gassoso

L'O₂ su grafite ha sostanziare

Leggi di Faraday:

1. La massa di un elemento depositato agli elettrodi è proporzionale alla quantità di elettricità passata
2. Le masse di elementi diversi depolirate dalla stessa quantità di elettricità dipendono dal numero di elettroni scambiati

Organica

Alcani: saturi, reazioni di sostituzione (radicaliche) e di combustione

• CH₄: Cl₂ -> CH₃Cl + HCl, isobutano

Isomeri costituzionali:

• Strutturali: diverso scheletro carbonioso
• Posizionali: posizione diversa gruppi funzionali
• Funzionali: diverso gruppo funz.

Stereoisomeri: disposizione degli atomi nello spazio.

• Conformazionali: rotazione attorno a un legame σ (proiez. di Newman)
• Geometrica: impedimento alla rotazione per legame π (cis, trans)
• Ottica: presenza di centri chirali (enantiomeri)

Cicloalcani: ciclo prop. e butano - tensione angolare, cicloesano: barca, sedia.

Alcheni:

• Nomenclatura: il doppio legame numero più basso
• Gruppi alchenilici simile, vinile, allile
• Addizione elettrofila: (elettrofili: lo rompe π) - 1º base di Lewis, regioselett.

Alchini: addizione, etino o acetilene

Aromatici: densità elettronica delocalizzata in un unico orbitale esteso a tutto l'anello, molto stabile. Sì ma addizione ma sostituzione.