Riassunto di Fondamenti di chimica

PERMANENTE-DIPOLO

INDOTTO

FORZE DI LONDON

dovuti sostanzialmente

dal fatto che gli elettroni

ruotanocostantemente

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LA RISONANZA, LE FORMULE LIMITE

È per risolvere questa incongruenza che si ricorre al concetto di risonanza. Esso comporta che la struttura di

una molecola venga descritta da più formule, ognuna delle quali è detta forma limite, fra le quali si dice che

”

“risuona la reale struttura molecolare; ogni forma limite si ottiene dall’altra ridistribuendo tra gli atomi legati

le coppie di elettroni di valenza.

Si tatta di descrivere le molecole soltando spstando elettroni.

CARBONIO:

1)IDROCARBURI SATURI: Solo legami semplici ALCANI (ANI)

metano, etano,propano,butano

2)IDROCARBURI INSATURI:hanno un doppio legame ALCHENI (ENI)

etano, etilene, propene

3)IDROCARBURI INSATURI: triplo legame ALCHINI (INO)

STRUTTURE DI KEKULE (IDROCARBURI AROMATICI)

FORME ALLOTROPICHE DEL CARBONIO

-STRUTTURA DEL DIAMANTE: ibridazione sp3

4 legami sigma, struttura tetraedrica

-STRUTTURA DELLA GRAFITE: ibridazione sp2

struttura planare formata da tanti piani, tra un piano e l’altro abbiamo legami deboli perché abiamo già esaurito i

legami sigma forti

REAZIONI SENZA SCAMBIO DI ELETRONI

quelle reazioni in cui non vi è una modificazione deglio ioni ma solo della nomenclatura

REDOX

REAZIONI CON SCAMBIO DI ELETRONI:(reazioni di ossidoriduzione)

per una reazione con scambio di elettroni si avrà una semireazione di ossidazione e riduzione.

OSSIDANTE: specie chimica in grado di ossidare una specie chimica, ovvero di strappare elettroni

RIDUCENTE: specie chimica in grado di ridurre un’altra specie, ovvero di donare suoi elettroni

in una reazione redox il numero di elettroni strappati dalla specie ossidante è uguale al numero di elttroni donati

dalla specie riducente.

DEFINIZIONE NUMERO DI OSSIDAZIONE

rappresenta la carica formale che l’atomo di un elemento cede o acquista durante la formazione di un composto.

-Composti covalenti -→compos dove il trasferimento ele ronico non è completo

-composti ionici-→compos dove il trasferimento ele ronico è completo

DEFINIZIONE GENERALE DI UNA REAZIONE REDOX

è una reazione nella quale una specie chimica aumenta il suo numero di ossidazione ossidandosi mentre un’altra

diminuisce il suo numero di ossidazione riducendosi

REGOLE PER LA DETERMINAZIONE DEL NUMERO DI OSSIDAZIONE

1)il n.o di un atomo allo stato elementare è 0

2)il n.o. di un qualsiasi ione monoatomico è uguale alla carica dello ione

3)il n.o. dell’idrogeno è sempre uguale a1

4)n.o. ossigeno uguale a -2

5)gli elementi del primo e secondo terzo periodo hanno numero positivo pari al gruppo

6)la somma algebrica dei n.o. di un composto neutro deve essere uguale a 0

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NOMENCLATURA DEI COMPOSTI

-------------------------------------------ELEMENTI IONICI--------------------------------------------------

-IONI POSITIVI (CATIONI)

Gli ioni monoatomici positivi prendono il nome dal rispettivo metallo da cui provengono.

Specificando nel caso aggiungendo il suffisso

oso→ numero di ossidazione più basso

ico→ numero di ossidazione più alto

-ione sodio -ione rameico -ione ferroso

-IONI NEGATICI(ANIONI)

Gli ioni negativi prendono il nome dall’elemento (generalmente elementi a destra nella tavola periodica) da cui

derivano aggiungendo la desinenza uro

-ione idruro -ione solfuro -ione bromuro

-------------------------------------------COMPOSTI BINARI------------------------------------------------

COMPOSTI BINARI:

I nomi dei composti binari (formate cioè da due sole specie atomiche si formano dando la desinenza -uro

all’elemento più elettronegativo (più a destra nella tavola periodica), fatta eccezione per l’ossigeno i cui composti

sono chiamati ossidi

-NaCl cloruro di sodio CaO ossido di calcio -SiC carburo di silicio -H2S Solfuro di idrogeno

---NON METALLI---

ANIDRIDI (OSSIGENO+NON METALLO)CO2

Per gli ossidi dei non metalli è ancora molto diffusa la terminologia anidride seguita dall’aggettivo dell’altro

elemento che lo compone seguito dagli aggettivi:

-osa numero di ossidazione maggiore

-ica numerodi ossidazione minore

Bisogna distinguere quando l’ossigeno lega con dei non metalli (in questo caso si usa anidride mentre se lega con

altri elementi di usa ossido)

-CO2 anidride carbonica -SO3anidride solforica -

---NON METALLI---

IDRACIDI (IDROGENO+NON METALLO)Hcl

composti formati dall’idrogeno con elementi non metallici (essendo un legame covalente polarizzato si

comportano in acqua come acidi)

Sono indicati aggiungendo la desinenza -idrico alla radice del nome dell’elemento non metallico

-Hcl acido cloridrico -HF acido fluoridrico -HCN acido cianidrico -Hbr acido bromidrico

----------------------------------------------COMPOSTI TERNARI-------------------------------------------

-ossoacidi

-idrossidi

-sali ---NON METALLI---

OSSOACIDI (GRUPPO OH+NON METALLO)HNO3

Formati da un atomo di un elemento non metallico legato con uno o più gruppi OH e ad eventuali atomi di

ossigeno, si indicano con la scritta -acido seguita dall’aggettivo

-ico all’acido il cui non metallo ha numero di ossidazione più alto

-oso all’acido il cui non metallo ha numero di ossidazione più basso

-HNO3 acido nitrico H2SO4 acido solforico

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---METALLI---

IDROSSIDI (GRUPPO OH+METALLO)NaOH

Sono composti formati da un catione metallico e da uno o più gruppi OH- che ne neutralizzano la carica

Vengono designati con il nome di idrossido (aggettivati con ico e oso)

-NaOH idrossido di sodio -FeOH idrossido ferrico -MgOH idrossido di magnesio

OSSOANIONI E RELATIVI SALI

(si toglie l’idrogeno nell’ossoacido, si tratta di non metalli legati con ossigeno)

-nuova nomenclatura

si sostituisce la desinenza ico dell’ossoacido con la desinenza ato o ito

HNO NO

→

acido nitrico ione nitrato

3 3-

HNO NO

→

acido nitroso ione nitrito

2 2-

-nomenclatura tradizionale

HClO ClO

→

acido perclorico ione perclorato

4 4-

HClO ClO

→

acido clorico ione clorato

3 3-

NOMENCLATURE IMPORTANTI D ARICORDARE:

-OSSOANIONI E RISPETTIVI ACIDI:

CO Ione Carbonato H CO Acido Carbonico

3 2 3

NO Ione Nitrito HNO Acido Nitroso

2 2

NO Ione Nitrato HNO Acido Nitrico

3 3

PO Ione fosfato H PO Acido fosforico

(orto) (orto)

4 3 4

SO Ione Solfito H SO Acido Solforoso

3 2 3

SO Ione Solfato H SO Acido Solforico

4 2 4

Cr O Ione Bicromato H Cr O Acido Bicromico

2 7 2 2 7

MnO Ione Permanganato HMnO Acido Permanganico

4 4 SALI DEGLI OSSIACIDI

La nomenclatura deriva dal ossoanione seguito da nome del catione metallico

CaSO solfato di calcio

4 TABELLA RIASSUNTIVA NOMENCLATURA COMPOSTI

- COMPOSTI SINGOLI -

-Ioni positivi (cationi) -

-ico Grado oss. Più alto Cu2+ Ione rameico

-oso Grado odd. Più basso Ione rameoso

-Ioni negativi (anioni) -

-uro - H- Ione idruro

COMPOSTI BINARI -

Composti binari standard -

-uro Elem. + elettronegativo NaCl Cloruro di Sodio

ANIDRIDI (OSSIGENO+NON METALLO) Non metalli

Anidride... -ica Ossidazione maggiore Co2 Anidride carbonica

Anidride... -osa Ossidazione minore CO Anidride carbonosa

IDRACIDI (IDROGENO+NON METALLO) Non metalli

Acido… -idrico - HCl Acido cloridrico

-

COMPOSTI TERNARI

OSSOACIDI (GRUPPO OH+NON METALLO) -

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Acido… -ico N.metallo con n.o.+alto HNO3 Acido nitrico

Acido… -oso N.metallo con no+basso HNO2 Acido nitroso

IDROSSIDI (GRUPPO OH+METALLO) -

Idrossido… -ico Ossidazione + alto NaOH Idrossido di Sodio

Idrossido… -oso Ossidazione + basso Fe(OH)2 Idrossido ferrico

SALI DEGLI OSSOACIDI (ossoanione+ cat. metallico)

(elem.dx)..-ato di ___ - NaNO3 Nitrato di sodio

STATI DI AGGREGAZIONE DELLA MATERIA

STATO SOLIDO, STRUTTURE CRISTALLINE COMPATTE

-Principio di minima energia, gli atomi tendono a disporsi occumando il minor spazio possibile

-il numero di coordinazione rappresenta con quanti atomi si trova a contatto un certo atomo

LO STATO GASSOSO

--Relazione che lega la pressione al volume: PV

Legge di Boyle-quando il volume dimezza la pressione raddoppia

--Relazione che lega volume e temperatura: VT

Legge di Charles-il volume è nullo al tendere della temperatura allo zero assoluto

--Relazione che lega temperatura e pressione TP

Legge di Avogadro-raddoppiando il numero di particelle raddoppio anche il volume

Gas Ideale→ Comportamento a cui tendono tutti igas al tendere della temperatura a zero

PV=nRT

LEGGE DI DALTON SULLE PRESSIONI PARZIALI:

pressione che eserciterebbero se si trovassero da soli a paritò di volume.

La pressione totale è la somma delle pressioni parziali.

GAS REALI

IL reale comportamento de gas differisce da quello ideale, andando verso pressioni maggiori bisogna tenere

conto di termini corretivi

EQUAZIONE DI VAN DER WAAALS:

(P+a/v)(v-b)=RT

Il processo di liquefazione dei gas avviene solo ad una temperatura inferiore ad un valore

critico che viene chiamato temperatura critica (T ). A temperature maggiori della T non è

c c

quindi possibile la liquefazione del gas qualunque sia la pressione che viene esercitata

(prevale comunque l’agitazione termica rispetto alla attrazione tra le particelle) .

Maggiore è la forza di attrazione, maggiore sarà la temperatura e la pressione critica.

LO STATO LIQUIDO

Pressione Vapore →E’ la pressione esercitata dal vapore quando si trova in equilibrio dinamico con la fase

condensata

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la pressione vapore è fortemente dipendente dalla temperatura, all’aumentare della temperatura aumenta

esponenzialmente anche la pressione vapore.

MOLARITA’(o concentrazione molare)→numero di moli contenute in un litro di sostanza

MOLALITA’→numero di moli contenute in un kg di solvente

FOGLIO 3

CENNI DI TERMODINAMICA

La termodinamica studio su scala macroscopica come l’energia possa essere trasferita, trasformata

ed utilizzata

TIPI DI SISTEMI:

-APERTO -si scambio energia -si scambio materia

-CHIUSO -si scambio energia -no scambio materia

-ISOLATO -no scambio energia -no scambio materia

un sistema può essere:

-IN EQUILIBRIO: tutte le variabili non cambiano nel tempo

-IN TRASFORMAZIONE, la quale può essere a sua volta:

→reversibile, se il sistema può evolvere in entrambi i sensi

&rar