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Riassunto esame di Chimica generale ed inorganica con elementi di organica, Prof. Pappalardo, Libro consigliato Fondamenti di chimica, Lanfredi, Tiripicchio

Riassunto per l’esame di Chimica generale e inorganica con elementi di organica, basato su appunti personali e studio autonomo del testo consigliato da docente Pappalardo“Fondamenti di chimica” di Lanfredi, Tiripicchio, dell'università del Sannio - Unisannio.

Esame di Chimica generale e inorganica con elementi di organica docente Prof. D. Pappalardo

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−¿

r +¿

r

¿

raggioione più piccolo =¿

raggioione più grande

Strutture ioniche: ad ogni tipo di combinazione e ogni stechiometria dei composti corrisponde una

ben definita struttura del reticolo cristallino della costante di Madelung.

Proprietà dei composti ionici: vi sono alcune proprietà comuni a tutti i composti ionici che spesso

servono ad identificarli.

Sono sostanze solide cristalline, dure ma fragili;

- Hanno un punto di fusione (e di ebollizione) molto alto;

- Generalmente sono solubili nei solventi polari e con un’alta costante dielettrica;

- Sono buoni conduttori allo stato fuso e in soluzione.

-

Legame ionico: trasferimento di elettroni da un atomo all’altro in modo da formare uno ione

negativo, tra i quali nasce un’attrazione elettrostatica.

Legame covalente: parte della carica elettrostatica si sposta verso la zona intermedia tra i nuclei;

alcuni elettroni risentono dell’attrazione di entrambi i nuclei.

Teoria del legame di valenza o teoria di Lewis (1916): i legami covalenti sono formati da due

elettroni, condivisi tra due atomi, che appartengono alla sfera di valenza (sfera più esterna).

Formalismo simbolico di Lewis:

Rappresentazione conveniente degli elettroni di valenza;

- Consiste nel simbolo chimico dell’elemento più un puntino per ogni elettrone di valenza, in

- cui i punti singoli rappresentano un elettrone spaiato.

Legami covalenti omeopolari: coinvolgono atomi uguali.

Legame triplo: legame costituito da tre coppie di elettroni.

Legami covalenti eteropolari: coinvolgono atomi differenti.

Regola dell’ottetto: gli elementi del secondo periodo, ponendo solo quattro orbitali di valenza, non

possono essere mai circondati da più di otto elettroni. L’ottetto è una configurazione elettronica

stabile. La regola dell’ottetto si esegue in maniera rigorosa per gli elementi del 1° periodo mentre

per quelli dei periodi successivi si hanno delle eccezioni.

Molecole deficienti di elettroni: non hanno elettroni sufficienti a soddisfare la regola del’ottetto.

Molecole con ottetto espanso: si hanno quando l’atomo centrale appartiene ad un periodo superiore

al secondo.

Cariche formali: in una formula di Lewis ad ogni atomo può essere associata una carica formale

(ipotetica) secondo le seguenti regole:

Gli elettroni di legame sono equamente condivisi fra i due atomi legati;

1) Le coppie solitarie sono assegnate all’atomo di appartenenza.

2) La carica formale è data da:

3) numero di elettroni condivisi

numero di elettroni di valenza atomo neutro−( numero dielettroni non condivisi+ )

2

Strutture di risonanza (o formule di risonanza): si usano per descrivere lo stesso composto, sono

usate nella chimica organica principalmente e danno l'idea della distribuzione degli atomi nello

spazio.

Molecola di benzene (C H ): nella molecola di benzene tutti i legami di carbonio sono uguali tra di

6 6 2

loro, questa molecola è descritta da due ibridi (sp ).

Legame dativo: il legame dativo presuppone la formazione di un legame covalente dove c’è una

specie che dona una coppia di elettroni e una specie che li accetta avendo gli orbitali disponibili.

Molecola di ozono (O ): l’ozono è un allotropo dell’ossigeno, gli allotropi sono le forme con cui gli

3

elementi si possono trovare in natura, l’ozono ha la funzione di assorbire la radiazioni UV. L’ozono

è una molecola angolata di circa 117° ed ha una distanza di legame pari a 128 pm. La distanza di

legame osservata ha un valore intermedio tra quella di un legame singolo e quella di un legame

doppio.

Geometria molecolare.

Numero doppietti direzionati Geometria molecolare prevista

2 Lineare

3 Triconale planare

4 Tetraedrica

5 Bipiramidale triangolare

6 Ottaedrica

Ibridazione: nell’atto di formazione del legame gli orbitali di partenza si ibridano producendo un

set di orbitali con carattere intermedio tra s e p e vengono chiamati orbitali sp. Con l’ibridazione si

spiega la geometria molecolare. Gli orbitali sp si organizzano dalla fusione di un orbitale s e di un

orbitale p, sono due e hanno la stessa energia.

• 2 2

Ibridazione sp ; per ibridazione di 1 orbitale s e 2 orbitali p si ottiene un set di 3 orbitali sp .

Un solo orbitale p non vene coinvolto nell’ibridazione.

• 3

Ibridazione sp ; per fusione di un orbitale s e 2 orbitali p si ottiene un set di quattro orbitali

3

ibridi sp .

Legame covalente polare: nel legame covalente polare la coppia di elettroni è più spostata verso

uno dei due atomi, il baricentro delle cariche positive non coincide con quello delle cariche

negative; la molecola si deve comportare come un dipolo elettrico e deve possedere un momento

bipolare μ. Il momento dipolo è una grandezza vettoriale, ciò comporta delle conseguenze verso la

molecole. La polarità di una molecola ne determina la differenza di elettronegatività degli atomi e le

sue forme.

Interazioni intermolecolari: dalle interazioni coinvolte dipendono la forma e la disposizione degli

atomi nelle molecole.

Interazioni deboli:

- Forze dipolo – dipolo: si manifestano tra molecole polari che presentano momenti di

o polo permanenti; le molecole vengono sistemate disordinatamente favorendo le

interazioni tra poli di segno opposto, con l’abbassamento della temperatura si

favoriscono le interazioni rispetto allo stato di agitazione termica. Con il tempo si ha

un abbinamento delle molecole polari. Anche le molecole polari possono presentarsi

in stati condensati.

Forze dipolo – dipolo indotte (o forze di Van der Walls): sim manifestano in

o molecole apolari, queste forze sono dovute alle nuvole elettroniche, se la nuvola

elettronica cresce aumenta la possibilità di creare interazioni e la loro importanza.

Con l’aumento del peso si ha un aumento della nuvola elettronica e di conseguenza

un aumento delle forze di Van der Walls che rendono più unite le molecole tra loro.

Legame a idrogeno: interazione debole che si verifica quando un atomo d’idrogeno

o si interpone tra due atomi elettronegativi. Il legame a ponte idrogeno è sempre

presente anche quando l’acqua è usata come solvente. Questi tipi di legame sono

direzionali e avvengono secondo delle precise direzioni in cu si trova una coppia

solitaria (coppia tetraedrica).

Gli stati di aggregazione.

Lo stato gassoso: lo stato gassoso, caratterizzato da forze di legame intermolecolari molto deboli

(forze di Van der Waals), è uno stato disordinato in cui le particelle dotate di elevata energia cinetica

si muovono indipendentemente l’una dall’altra.

Le proprietà dei gas: le proprietà dei gas sono:

Bassa viscosità;

1) Non hanno forma e volume proprio;

2) Alta comprimibilità;

3) Sono miscibili tra loro;

4) Esercitano una pressione cioè una forza per unità di superficie sulla parete a contatto a

5) seguito degli urti su queste ultime particelle costituite durante il loro moto disordinato.

L’esperienza di Torricelli (1643):

Pressione: forza che qualsiasi corpo esercita sull’unità di superficie, viene misurata con i

- barometro di Torricelli.

Torricelli prese un sottile e lungo tubo di vetro, lo riempì di mercurio e rovesciò il tubo in una

vaschetta, quando egli misurò l’altezza del mercurio nella vaschetta notò che il mercurio aveva

un’altezza di 760 mm. Torricelli ipotizzò la presenza di una forza che determinava l’altezza del

mercurio. Un gas esercita la pressione di atmosfera qaundo è in grado di bilanciare la pressione

esercitata da una colonna di mercurio alta 760 mm e 0°C a livello del mare.

Legge di Boyle (1660): se abbiamo un gas in un recipiente a temperatura costante ed aumentiamo la

pressione il volume diminuisce. (PV = costante)

Legge di Charles (1787): il volume di una certa quantità di gas mantenuta a pressione costante

varia linearmente con la temperatura. (V = KT)

t

Legge di Avogadro: volumi uguali di gas diversi alle stesse condizioni di pressione e temperatura

contengono lo stesso numero di moli. Volume di 1 mole di gas a 0°c a pressione di 1atm (c.n.)=

22.414 litri.

Legge generale dei gas: PV = nRT (P = pressione, V = volume, n = numero di moli, T =

temperatura e R = costante universale dei gas uguale a 0.082057 latm/Kmol ). L’equazione vale solo

in determinate condizioni:

Devono essere trascurabili le attrazioni e le repulsioni tra le particelle.

- Il volume occupato dalle particelle deve essere trascurato rispetto a quello in cui si muove il

- gas.

Legge di Dalton (legge delle pressioni parziali): la pressione di una miscela di gas è uguale alla

somma delle pressioni parziali delle singole componenti.

RT n RTn

A B

P P

= =

A B

V V

RT n RT n RT RT

A B

P P n

( )

=P + = + = +n =n

TOT A B A B TOT

V V V V

n

i

P P P

= =x ∑x = 1 x = frazione molare del gas “i”

i TOT i TOT

n i 1

TOT

La teoria cinetica dei gas: l’energia cinetica dipende solo dalla temperatura che aumenta la

frequenza degli urti esercitati dalle molecole sulle pareti del recipiente. Postulati:

• Il gas è costituito da particelle puntiformi assimilabili a piccole sfere tra cui non esistono

forze attrattive e/o repulsive e il cui volume è trascurabile rispetto a quello del recipiente che

contiene il gas.

• Le particelle si muovono con moto rettilineo urtando tra loro e urtando la parete del

recipiente.

• Gli urti sono elastici (energia cinetica complessiva costante).

• Le molecole trasformano energia termica in energia cinetica. all’aumentare della

temperatura aumenta l’energia cinetica media.

Definizione microscopica di pressione: urti sulla parete del recipiente.

1 2

PV Nm v

=

Equazione di gas perfetto secondo la teoria cinetica dei gas: dove N = numero di

3

2

molecole, m = massa delle molecole, v = velocità quadratica media (media dei quadrati delle

velocità).

Legge di Graham: consente di separare sulla base del peso molecolare le molecole gassoe, è una

legge sperimentale. √

v M

1 2

=

v M

2 2

Diffusione ed effusione gassosa: le particelle gassose con molecole più leggere effondono più

velocemente. a

( )

v p+

( )

−b =RT

Equazione di stato dei gas reali (equazione di Van der Waals): dove v – b =

2

v

volume disponibile singole molecole, a = dipende dal volume (se b triplica a = 0), a e b sono

parametri che cambiano a seconda del gas considerato.

Lo stato solido: nei solidi le forze che esistono tra le particelle sono importanti e non possono

essere vinte dall’agitazione termica.

Proprietà dei solidi:

Rigidità;

1) Incomprimibilità;

2) Forma geometrica definita.

3)

Tipi di solidi:

• Solidi cristallini:

Omogenei;

o Figura solida delimitata da fecce piane;

o Proprietà anisotrope (variano a seconda della direzione).

o

• Solidi amorfi:

Disposizione disordinata degli atomi;

o Non assumono forme poliedriche;

o Proprietà isotrope.

o

Polimorfismo: una stessa sostanza può avere più forme cristalline (diamante).

Isomorfismo: sostanze diverse cristallizzano nella stessa forma (A BO ).

2 4

Reticolo cristallino: reticolo lineare, reticolo piano; ciascuno di essi è regolato da costanti reticolari

che ne determinano il tipo.

Proprietà dei composti ionici:

Non formano molecole discrete e allo stato solido i legami si estendono a tutte le strutture;

1) Elevata temperatura di fusione e di ebollizione;

2) Buoni conduttori di elettricità allo stato fuso (non nel solido);

3) Si sciolgono bene in solventi polari (come H O) dando soluzioni che conducono la corrente

4) 2

+(aq) -(aq)

elettrica: NaCl → Na + Cl .

Solidi molecolari: sono formati da molecole legate tra loro attraverso forze intermolecolari. In

questi solidi i legami tra glia atomi non sono tutti dello stesso tipo:

Gli atomi che costituiscono una molecola presentano legami covalenti;

- Gli atomi di molecole diverse sono legati da forze intermolecolari:

- Forze di Van der Waals;

o Interazioni dipolo – dipolo;

o Legami ad idrogeno.

o

Solidi covalenti: vi è un legame covalente che si estende a tutto il solido, l’esempio più

significativo è dato dal diamante (carbonio) che presenta una struttura tetraedrica con legami

covalenti.

Solidi metallici: si distingue anche in essi un reticolo cristallino, i legami tra solidi metallici sono

tutti tra atomi elettropositivi. I metalli alcalini perdono un elettrone mentre i metalli alcalini terrosi

perdono due elettroni. I metalli sono ottimi conduttori di calore, affinché sia possibile la conduzione

il metallo è legato alla mobilità delle particelle. Nel solido gli atomi oscillano in posizioni fisse,

aumentando la temperatura l’oscillazione aumenta nei metalli, allora, come nel diamante, una

particella che oscilla ne colpisce un’altra e così via. Nei metalli avviene l’effetto fotovoltaico perché

gli elettroni non sono fissi ma mobili.

Lo stato liquido: l’energia attrattiva è leggermente superiore all’energia cinetica. le proprietà dei

liquidi sono:

Ordine a corto raggio e disordine a lungo raggio;

1) Hanno volume proprio ma non hanno forma propria;

2) Hanno una densità minore di quella dei solidi;

3) Sono isotropi;

4) Si estendono per innalzamento della temperatura;

5) Sono volatili (passano facilmente allo stato gassoso).

6)

Evaporazione: è un fenomeno che avviene in maniera spontanea, le particelle per evaporare devono

avere una certa velocità (velocità di soglia); l’aumento della temperatura fa aumentare le molecole

con velocità superiore alla velocità di soglia. Questo processo avviene continuamente fino ad

eguagliare la velocità che delle particelle che dallo stato liquido passano allo stato vapore e la

velocità delle particelle che dallo stato gassoso passano a quello liquido.

Equilibrio liquido-vapore; stato stazionario: il numero di molecole che passano dallo stato liquido

a quello gassoso (L → V) è uguale al numero di molecole che passano dallo stato vapore allo stato

liquido (V → L). -B/T

Tensione di vapore: è la pressione esercitata dal vapore nell’equilibrio liquido – vapore. P = Ae

dove A, B sono costanti dipendenti dalle sostanze.

Diagramma di stato: si possono capire da esso le trasformazioni fisiche che si possono effettuare su

una determinata sostanza alle condizioni di temperatura e pressione.

Temperatura di fusione: temperatura alla quale si ha il passaggio solido – liquido alla pressione di

1 atm.

Temperatura di ebollizione: temperatura alla quale si ha il passaggio liquido – gas alla pressione di

1 atm.

Temperatura di sublimazione: temperatura alla quale si ha il passaggio liquido – solido alla

pressione di 1 atm.

Le soluzioni.

Una soluzione è una miscela fisicamente omogenea, cioè un insieme di due o più componenti che

costituiscono un’unica fase.

Il composto in eccesso è chiamato solvente mentre gli altri sono detti soluti.

La solubilità di un composto in un altro dipende dall’affinità del composto per il solvente.

Le soluzioni che si formano sono fisicamente omogenee e hanno caratteristiche simili.

Soluzioni ioniche o elettroniche: presentano ioni positivi e negativi, pertanto conducono la corrente

elettrica.

Solubilità dei gas:

Influenza della temperatura: la solubilità di un gas a pressione costante diminuisce con

- l’aumentare della temperatura.

Influenza della pressione (legge di Henry): la stabilità di un gas in un liquido a temperatura

- costante è direttamente proporzionale alla pressione parziale del gas sopra la soluzione.

S = KP

Dove K = solubilità del gas, P = pressione del gas e K = costante di Henry.

Tensione di vapore nelle soluzioni:

Legge di Raoult: per una generica sostanza sciolta in una soluzione la tensione di vapore

- della sostanza generica è uguale alla frazione molare per la tensione di vapore del composto

puro. 0i

P = X P

i i

Dove P = pressione parziale nella miscela generica del composto “i”, X = frazione molare

i i

0i

di “i” nella soluzione e P = tensione di vapore nel composto “i” puro.

Legge di Raoult (enunciato specifico): la pressione parziale di ciascun composto volatile

- nella miscela è minore della tensione di vapore che eserciterebbe allo stato puro.

0A 0B.

Legge di Dalton: P = P + P nel caso di due composti volatili P = X P + P

- A B A XB

Legge di Dalton (specifica per i gas): P = y P .

- i i TOT

Soluzioni ideali: sono quelle in cui i componenti A e B sono simili (hanno le stesse caratteristiche).

Proprietà colligative delle soluzioni: proprietà che dipendono dal numero di particelle disciolte e

non dalla loro natura.

Pressione osmotica: in un tubo di vetro coperto da una membrana semipermeabile (lascia passare il

solvente ma non il soluto) passiamo da un lato l’acqua e dall’altro il soluto più un solvente disciolto.

Inizialmente il livello dei due tubi è uguale poi spontaneamente nei due braci si crea un dislivello

dovuto al passaggio del solvente verso la miscela solvente soluto. Il processo si ferma quando il

flusso di molecole di soluto viene bloccato. Π = CRT.

Termodinamica e termochimica.

Sistema: porzione di materia che contiene una o più sostanze in una o più fasi. Il sistema può

essere: Aperto, il sistema può scambiare energia e materia con l’ambiente.

- Chiuso; il sistema continua a scambiare energia con l’ambiente ma non materia.

- Isolato; il sistema non scambia né energia né materia con l’ambiente.

-

Fase: sistema omogeneo per composizione chimica e stato di aggregazione. Esempi di fase sono le

miscele acqua e sale (una fase) e acqua e sabbia (due fasi).

Equilibrio: il sistema è in equilibrio quando il numero di particelle che passa ad uno stato coincide

con quello trovato allo stato originario. Non avviene trasformazione.

Lo scambio di calore avviene quando è possibile trasferire energia cinetica alle particelle vicine.

Energia cinetica = energia totale = energia cinetica + energia potenziale

L’unico modo per scambiare energia è con il calore e con il lavoro.

Calore: energia trasferita tra sistema e ambiente, causata dalla differenza di temperatura tra due

corpi; lo scambio avviene fin quando i due corpi non raggiungono la stessa temperatura. È definito

come energia trasferita in conseguenza di una differenza di temperatura (caldo → freddo).

q = c∆t

Dove c = calore specifico (per 1 grammo di sostanza, 1 caloria = 4.184 Joule) e ∆t = differenza di

temperatura.

q > 0 (+) se entra nel sistema

q < 0 (-) se esce dal sistema

Il lavoro è positivo (w > 0) se esce dal sistema.

Il lavoro è negativo (w < 0) se entra nel sistema.

Funzioni di stato: le variabili che descrivono lo stato di un sistema sono funzioni di stato se:

Esiste una legge matematica che le correla: nota una variabile se ne può conoscere un’altra;

1) Le loro variazioni dipendono solo dal risultato finale e dal valore di partenza e non dal

2) processo seguito.

I principio della termodinamica: ∆E = q – w

Misura del ∆E in una trasformazione chimica: ∆E = qv

Calorimetro: Q = c (T – T ) dove c = capacità termica del calorimetro.

0

Calori di reazione: se la pressione è costante ∆E = q - P∆V

p

Entalpia: rappresenta la quantità di calore scambiato a pressione costante.

Se: ∆H = H – H > 0 processo endotermico (il calore è assorbito)

- f i

∆H = H – H < 0 processo esotermico (il calore è ceduto)

- f i 0f

Entalpia di formazione dei composti ∆H : variazione di entalpia relativa alla reazione di

formazione del composto allo stato standard a partire dagli elementi che lo compongono anch’essi

ai rispettivi stati standard. Le entalpie di formazione degli elementi nei loro stati standard sono nulle

per convenzione.

Legge di Hess: l’entalpia di una reazione non dipende dal cammino percorso per passare dallo stato

iniziale a quello finale ma è sempre la stessa sia che tale reazione si faccia avvenire in un unico

stadio o in più stadi.

Processo irreversibile: l’energia potenziale iniziale si trasforma senza più tornare allo stato iniziale.

Sono processi reali che non si fermano dato che non si raggiunge mai l’equilibrio.

Processo reversibile: sono processi ideali che avvengono in tutti i sensi, essi sono costituiti da una

successione di equilibri.

Entropia: funzione di stato che descrive l’entità del disordine di un sistema.

III principio della termodinamica: ogni trasformazione reale (irreversibile) avviene nella direzione

in cui produce un aumento di entropia.

∆S > 0 processo irreversibile

∆S = 0 processo reversibile all’equilibrio

Affinchè il principio sia valido ∆S (∆S +∆S ) >0 deve essere sempre valido.

TOT sistema ambiente

Definita G (energia libera di Gibbs) si ha che ∆G = ∆H - T∆S

Se: ∆G < 0 processo spontaneo

- ∆G > 0 processo non spontaneo

- ∆G = 0 processo in equilibrio

-

∆G = ∆H - T∆S dipende dal contenuto entalpico.

∆H < 0 ∆S >0 processo spontaneo

- ∆H > 0 ∆S< 0 processo spontaneo

-


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AUTORE

Sgt.Fury

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8 mesi fa


DETTAGLI
Corso di laurea: Corso di laurea magistrale in scienze geologiche per le risorse, l'ambiente e il territorio
SSD:
A.A.: 2013-2014

I contenuti di questa pagina costituiscono rielaborazioni personali del Publisher Sgt.Fury di informazioni apprese con la frequenza delle lezioni di Chimica generale e inorganica con elementi di organica e studio autonomo di eventuali libri di riferimento in preparazione dell'esame finale o della tesi. Non devono intendersi come materiale ufficiale dell'università Sannio - Unisannio o del prof Pappalardo Daniela.

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