Riassunto stechiometria, prime lezioni

NATURA ATOMICA MATERIA

_26/08/19

Numero atomico (Z) = n° protoni = n° elettroni

Atomo: più piccola parte di un elemento che presenta le carett. di esso.fatto di un nucleo con protoni + elettroni attorno

^AX_Z

• 1803 -> Dalton
• 1904 -> Thomson (cariche positive e negative)
• 1911 -> Rutherford (nucleo)
• 1913 -> Bohr (livello energetico)
• 1926 -> Schrodinger (modello a nuvola elettronica)

H

(idrogeno) -> gli atomi di H non sono tutti ugualiSono degli isotopi -> le proprietà chimiche non variano bensìvariano le velocità di reazione

nuclidi¹H₁ ²H₁ ³H₁Prozio Deuterio Trizio

Spesso Z può venire omesso

Spettrometro di massa -> Strumento che sfrutta un campo magnetico per separare le particelle in base al rapporto massa/caricasubiscono una deflessione

La massa atomica di un elemento è la media ponderata che tiene conto degli isotopi di quell'elemento.

^{n° moli} n = m/M_m → massa molare (g/mol)

NATURA ATOMICA MATERIA

Numero atomico (Z) = n° protoni = n° elettroni

Atomo: più piccola parte di un elemento che presenta le caratt. di esso.Fatto di un nucleo con protoni + elettroni attorno

• 1803 ➔ Dalton
• 1904 ➔ Thomson (cariche positive e negative)
• 1911 ➔ Rutherford (nucleo)
• 1913 ➔ Bohr (livello energetico)
• 1926 ➔ Schrodinger (modello a nuvola elettronica)

H (idrogeno) ➔ Gli atomi di H non sono tutti ugualiSono degli isotopi

Le proprietà chimiche non variano bensì variano le velocità di reazione

• nuclidi
  • ¹H₁ ➔ Prozio
  • ²H₁ ➔ Deuterio
  • ³H₁ ➔ Trizio

Spesso Z può venire omesso

Spettrometro di massa ➔ Strumento che sfrutta un campo magnetico per separare le particelle in base al rapporto massa/carica

La massa atomica di un elemento è la media ponderata che tiene conto degli isotopi di quell'elemento.

n_mol = m / M_{mmassa molare (g/mol)}

TP e Proprietà Periodiche

Metalli alcalini → gruppo 1

Di solito si trova idrogeno perché ha

n alcalino-terrosi → gruppo 2

la stessa configurazione elettronica di

metalli di quel gruppo.

Alogeni → gruppo 17

H₂, N₂, O₂, O₃, F₂, Cl₂, Br₂, I₂

Si trovano sempre come molecole

biatomiche o triatomiche.

Forme Allotropiche del Carbonio (C)

Atomi di C disposti spazialmente in modo diverso

_{ibridazione sp²}

Grafite ← Atomi legati con forze di Van der Waals

Diamante

_{ibridazione sp³}

Il Grafene è formato da un unico strato di grafite. _{ibridazione sp² del C.}

Forme Allotropiche dello Zolfo (S), Fosforo (P), Ossigeno (O)

• -bianca
• -rossa
• -O₂
• -O₃

Configurazione Elettronica

• Numeri quantici di Schrödinger
• Numero di spin

Relazione con energia

Valori interi e positivi

Valori m-l → Geometria orbitale

Valori [-l, e, l]

Periodi della Tp

• p = 0 → sfera (s)
• p = 0,1 → doppia goccia (p)
• p = 0,1,2 → Orbitale (d)

Totale orbitali = n²

→ Notaz. a caselle

" spdf "

Tabella:

n = 2 m = 0, m = 0 2pe = 0 m = 0e = 0 m = 0, m = 0

metalli → tendono a perdere elettroni → danno origine a cationi

non metalli → tendono ad acquistare → → → anioni

Dimensioni atomiche

Volume e raggio aumentano lungo un gruppo e diminuiscono lungo un periodo

(perchè aumenta l'attrazione tra e^- e il nucleo)

^{(generalmente diminuisce)}

Energia per cedere e^-

(di ionizzazione)

→ diminuisce lungo un gruppo e aumenta lungo un periodo

Affinità elettronica

→ diminuisce lungo un gruppo e aumenta lungo un periodo

energia di quando un e^- viene aggiunto

Elettronegatività

→ tendenza ad attirare elettroni

[NUMERO di OSSIDAZIONE]

→ carica reale o formale che assumerebbe l'elem. in un composto se gli e^- di legame venissero attribuiti all'elemento più elettronegativo

Cariche reali quando il legame è ionico

(formali) (covalente)

1. n.o di una specie chimica allo stato elementare è 0
2. cationi e anioni hanno n.o = alla loro carica
3. in una molecola la somma degli n.o è uguale a 0
4. ione
5. alert
6. alla carica

n.o. H → sempre +1, tranne negli idruri che è -1

n.o. O₂ → sempre -2, tranne per i perossidi (-1) e nel OF₂ (+2)

n.o. metalli → sempre positivi

n.o. alogeni → sempre -1

dopo il fluoro i n.o aumentano perchè gli atomi diventano più grandi e gli e vengono messi più in gioco

es.

Ca (OH)₂

CaO

Mg SO₄

Fe₂ O₃

H₂ O₂

V₂O₅

NOMENCLATURA

- Il primo fu Lavoisier

• Tradizionale: divide elementi in metalli e non metalli, tiene conto del n.o
• di Stock: fornisce informazioni più chiare sui numeri di ossidazione e lo indica tra parentesi
• UPAC: evidenzia i componenti della molecola
• Composti binari
  • Ossidi basici
  • Ossidi acidi
  • Idruri → MeH
  • NH₃
  • Idracidi (idrogeno e alogeni o zolfo, es HCN
  • sali → Me l'Alo
• Composti ternari
  • Idrossidi → Me (OH)
  • Ossoacidi → HMeO
  • Sali → MeNMeO 

→ SALI IDRATI

es: CaCl₂ 6H₂O

Cromo e Manganese danno origine a ossidi con n.o minori, ad anidridi con n.o maggiori

CH₂O

→ Aldeide formica

M_molecolare = 30,03 u

• 1 atomo di C
• 2 atomi di H
• 1 atomo di O

1 mole di molecole di CH₂O

1 mole di atomi C → m = 12,01 g

2 moli di H → m = 2,02 g

1 mole di O → m = 15,99 g

%_1/3 C = 12,01 g : 30,03 x 100

%_g H = 6,73% → 7%

%_g O = 53,25% → 53%

CH₃COOH

→ Acido acetico

M_molecolare = 60,03 u

M_m = 60,03 g/mol

• %C = 40%
• %H = 7%
• %O = 53%

In 1 mol di CH₃COOH

• 2 moli di C → 2 : 12,01 g
• 2 moli di H → 4 : 1,01 g
• 2 moli di O → 2 : 15,99 g

I rapporti sono gli stessi della molecola precedente

perciò essi non sono sufficienti

per identificare la molecola in modo univoco

%C = 40%

%H = 7%

%O = 53%

trovare la molecola x

Su 100g di x

C = 40g

H = 7g

O = 53g

C_xH_yO_z

n = 40g / 12 g/mol = 3,33 mol

n = 7g / 1,008 g/mol = 6,9 mol

n = 53 g / 15,999 g/mol

3,33

6,9

C_3,33H_6,9O_3,31

C₁H₂O₁

7/10/19

Per capire che composto ho, avendo la sua formula chimica devo per forza avere la massa molecolare

dati di analisi percentuale ci fornisce uno strumento &#xrarr;

ANALISI ELEMENTARE

• campione

campione

SINTESI DELL’ASPIRINA &#xrarr; Tramite analisi elementare

Esercizi

1. Qual è la massa in grammi di un atomo di oro?

   _n = ^N/_NA

   _m = n ∙ _mn

   _m = ^N/_NA ∙ _mN ≈ ^32,7/_{10^-3 g ≈ 3,27 ∙ 10^-22 g}

2. _mFe = 15 g

   n ≈ _m/_Mm ≈ 0,27 mol

   n?

3. m?

   _n ≈ 3,6 mol

   n = _m/_Mm ≈ ^198,696/g

4. m_d?

   _mNACl = 10 g

   n_NA = _m/_Mm ≈ 0,43 mol = n_NaCl

   _mCdCl2 = n ∙ _Mm = 25,13 g

5. N₂H₄ ≈ 1 kg

   _Mm = 280,17 g/mol

   n ≈ ¹/_280,17 ≈ 3,6 mol

   n ≈ 0,0356 mol

   n_Ni = n ∙ Mm ≈ 0,21 g

   n_S = n ∙ Mm ≈ 0,12 g

   n_O = n ∙ Mm ≈ 0,23 g

   n_H2O = n ∙ Mm ≈ 0,45 g

Leggi fondamentali chimica

Il padre della chimica fu Lavoisier perché ha fondato la chimica moderna su basi quantitative introducendo la bilancia

1° legge: conservaz. massa (Lavoisier)

In un sistema chiuso: Reagenti = Prodotti

I bilanciamenti delle reazioni chimiche sono dirette conseguenze di questa:

Reazione chimica bilanciata = Equazione chimica

2° legge: delle proporzioni definite (Proust)

Quando 2 o più reagenti si combinano in un composto lo fanno sempre secondo proporzioni in massa definite e costanti.

La stechiometria è la branca della chimica che studia i rapporti quantitativi delle sostanze chimiche nelle reazioni.

Reagente limitante è quel reagente che limita la reazione perché in assenza.

Resa di una reazione =

Reagente pesato 100 / G esatico

3° legge: proporzioni multiple (Dalton)

Fissata fissa la quantità di un elemento, quella dell'altro sarà un multiplo o sottomultiplo di se stessa, in rapporti con numeri piccoli e interi.