Schemi completi Chimica

Nucleo Atomico e la mole

ATOMO: costituito da un nucleo formato da protoni (p⁺) e neutroni. Attorno al quale ruotano elettroni (e^-).

Scambiati fra atomi nel corso di reazioni chimiche, il numero di e^- determina il comportamento chimico di un elemento.

Atomo isolato è una specie elettricamente neutra: il numero di e^- è uguale al numero di p⁺.

• Numero di protoni nel nucleo = numero atomico (Z) (quello che determina l'individualità di un elemento chimico).

Durante reazioni chimiche gli elettroni possono essere persi, donati, acquisiti, condivisi o messi in comune. I protoni non variano mai!

Un elemento può esistere in natura sotto forma di isotopo diversi fra loro nel numero di neutroni ma non nella reazione chimica.

• A = numero di massa = n° protoni + n° neutroni
• Z = numero atomico = n° protoni

Carbonio esiste negli isotopi ¹²C (il più comune) e ¹⁴C (quello radioattivo).

Unità di massa atomica (uma) = massa pari a 1/12 della massa del ¹²C

1 uma = 1,66·10^-27 kg

Crosta terrestre composta di 91 elementi chimici. Nucleo del globo terrestre costituito di Fe e Ni mentre gli elementi più abbondanti nell'universo sono H e He.

nucleo più stabile in assoluto è il Fe da cui è possibile ottenere

ENERGIA - FISSIONE NUCLEARE: rompo i nuclei più pesanti

FUSIONI NUCLEARE: aggregando nuclei leggeri

una specie è tanto più stabile quanto è minore il contenuto di energia

Prenede la fusione

2 nuclei di deuterio (2H) a formare un nucleo di He

MOLE 6,023·10²³ atomi

FORMULA CHIMICA= notazione che indica quanti atomi e di quale tipo ci sono in una sostanza chimica e serve come è costituita una molecola

massa molecolare = somma masse che costituiscono una molecola

EQ. STECHIOMETRICA = rappresenta una reazione chimica fra diverse sostanze

2H₂ + O₂ = 2H₂O

coefficiente stechiometrico

1 mol H = 1 g, ma non abbiamo H₂ = 2g

1 mol = 16 g

2H₂ + O₂ = 36 g = 2H₂O

AGENTE LIMITANTE (quello presente in minori quantità)

se facciamo reagire 1 g di Fe con 1 g di S

1 g Fe = 55,845 g/mol = 0,0178 mol Fe

1 g S = 32,064 g/mol = 0,0314 mol S

mol Fe < mol S

agente limitante

Legami Chimica

Quando gli atomi si avvicinano per formare un legame solo gli elettroni più esterni parteciperanno all'operazione, che sono chiamati elettroni di valenza o il legame. Il loro numero coincide con il numero romano del gruppo.

Questi elettroni si rappresentano con la notazione di Lewis.

• elettrone spaiato
• coppia di elettroni

Regola dell'ottetto

Un atomo raggiunge il massimo della stabilità acquistando, cedendo o condividendo elettroni con un altro atomo in modo da raggiungere l'ottetto, ossia avere una configurazione elettronica esterna simile a quella del gas nobile nella posizione più vicina nella tavola periodica.

Questa regola fu enunciata da Lewis nel 1916.

Un atomo è particolarmente stabile quando ha 8 elettroni nello stato di valenza.

Il motivo della stabilità dei gas nobili risiede nel fatto che la loro configurazione elettronica presenta 8 elettroni nello stato esterno che quindi è completo.

Esistono 3 tipi di legami fra atomi

• covalente (polare o apolare)
• ionico
• metallico

Il tipo di legame dipende dalla differenza di elettro-negatività tra gli atomi.

Forze Intermolecolari

Forze, fra molecole, da rompere per avere un passaggio di stato

• Forze di Van der Waals (dipolo-dipolo) Forza attrattiva che si determinano fra dipoli permanenti (molecole polari), è un'interazione più debole rispetto al legame covalente, ma facilità comunque l'unione di diverse molecole, permettendo il passaggio della sostanza allo stato liquido con una temperatura più alta, in base all'intensità della forza.

Sono importanti soprattutto per molecole formate da atomi non metallici piccoli (carica concentrata) e con forti differenze di elettronegatività.

Un caso particolarmente intenso di attrazione dipolo-dipolo è il cosiddetto LEGAME IDROGENO, che si manifesta in molecole dove è presente un atomo di H legato a: N (azoto), O (ossigeno) o F (fluoro). H ha elettronegatività 2.1 mentre gli ultimi tre elementi sono fra i più elettronegativi e contemporaneamente sono piccoli.

• Forze di London (dipoli momentanei) Attrazione fra molecole polari in cui gli elettroni si muovono all'interno degli orbitali in modo casuale e casualmente si possono accumulare in un punto determinando un'alterazione di carica (dipoli momentanei). Questo forza è sempre presente, è particolarmente importante nei non è presenti dipoli permanenti.

Sono importanti soprattutto per molecole formate da atomi non metallici grandi (molti elettroni e molto spazio libero a loro disposizione) e con bassa elettronegatività (elettroni poco attratti al nucleo e quindi liberi di muoversi).

Acqua

In fase solida ha una struttura molto spaziale a causa dell'alto numero di legami ad idrogeno per questo motivo il ghiaccio è meno denso rispetto all'acqua liquida, il ghiaccio galleggia sull'acqua se T < 4 °C.

• È un solvente universale: liquida in condizione ambiente e per ampi intervalli di temperatura.
• Ha un'alta viscosità, che è la tendenza di un liquido allo scorrimento.
• Ha un'alta tensione superficiale, che è la resistenza all'aumento della propria area superficiale.

Solubilità

Sostanze in contatto fra loro: gas si mescolanosolidi non si: ha miscibilità reciprocaliquidi si mescolano in base alle forze attrattive tra molecole

Il simile scioglie il simile, le sostanze polari/apolari tendono a mescolarsi con altre sostanze polari/apolari: L'acqua non mi mischia con l'olio.

Per rendere solubili in acqua sostanze/apolari vengono impiegati i tensioattivi (sapone), che variano la tensione superficiale dell'acqua e hanno molecole costituite da un estremo apolare e uno polare, effetto piccola zona fortemente polare. Così facendo si crea un "ponte" fra due fasi liquide diverse.

Equazione di Van der Waals

Descrive il comportamento dei gas reali tenendo in considerazione il volume intrinseco delle molecole e delle loro reciproche forze attrattive.Non è un equazione universale come PV=nRT dove R è costante per tutti i gas in questo caso a e b variano a seconda in sostanza

[P + a (n/V)²] (V - nb) = nRT

Come conseguenza del comportamento reale dei gas abbiamo la liquefazione per compressione, che avviene solo se il gas si trova al di sotto di una specifica Temperatura Critica (maggiore temperatura a cui si può formare un liquido), al di sopra di questa T abbiamo un fluido supercritico

ENERGIA LIBERA G (Gibbs)

Definiamo ora una nuova funzione di stato termodinamica chiamata Energia Libera di Gibbs

ΔG = ΔH - TΔS

Viene chiamata energia libera, perché si collega all'enunciato 3) del secondo principio, dove avendo a disposizione una certa quantità di energia (ΔH), solo una parte di questa sarà energia libera (cioè disponibile per compiere lavoro), mentre il resto (TΔS) deve essere dissipata per aumentare entropia dell'ambiente.

Quando siamo a condizioni standard si scrive così

approssimare all'equazione di una retta y=ax+b

ΔG_reaz = ΔH_reaz - TΔS_reaz e si può: dove y=ΔG°, a=-(ΔS_fg), x=T e b=ΔH°

ΔH - TΔS ≃ ΔG°

• ΔG ₍₀ 0, reazione spontanea, esotermica disordinante
• ΔG ₍∞>0 reazione spontanea, endotermica disordinante ma non-spontanea, endotermica ordinante

Costante di equilibrio ^{[conc prodotti]}⁄_{[conc reagenti]} con α e β = coeff. stechiometrici

che può essere definita sia in base alle pressioni parziali che alle concentrazioni.

A+2B⇄C

k_p = [C]^c⁄[A]^a [B]^b P_c⁄ P_a^aP_b^b

Quindi

ΔG° = –RT ln (K)

N.B. ΔG°1 ΔG°>0 se K confrontare Q con K:

• Q>K, ln>0 quindi ΔG>0 --> reazione non spontanea, evolve verso sinistra
• Q