Unità 1 Chimica

UNITÀ DIDATTICA 1

• Mole: Cos'è e come si calcola → g

È una quantità di sostanza che contiene tante unità elem. quante sono gli atomi contenuti nel num. di Avogadro 6,022-10^23

A = B/C

• A = mole
• B = grammi (peso)
• C = peso atomico/molecolare

Un esercizio possono essere due incognite. Come risolvere?

• ? = B/C → B = ?·C
• A = ?/C → C = ?/A
• A = B/? → ? = B/A

Peso atomico/molecolare

Num. atomico = num. protoni [Z] = num. di massa - num. prot. + neutr. [A]

Proprietà simili si trovano anche in elementi con peso diverso ma comportamenti simili (questo avviene nella tavola periodica) → per es. gli isotopi

Atomo

• Protone 10^-27 kg
• Elettrone 10^-31 kg
• Neutrone 10^-27 kg

La massa dei prot. e dei neut. = 1 UMA / massa elettrone = 1/1836 UMA

Gli elettroni sono molto veloci e sono lontani dal nucleo

Elettroni di Valenza

Solo quelli presenti nel suo ultimo livello di energia - partecipano ai legami chimici - determinano le prop. chimiche degli elementi.

nella tavola periodica: sono i numeri sopra le varie colonne.

Es. H, Li, Na, Rb, Cs, hanno 1 elettr. di val.

Nella tav. periodica:

• 1^o liv: MAX 2 elettr. (→ H, He)
• 2^o livello: MAX 8 elettr. (→ Li, Be, B, C, N, O, F ecc.)
• 3^o liv.: MAX 18 elettr.

Numeri Quantici

Descrivono le caratteristiche degli elettroni.

• 1^o Principale
• 2^o Azimutale
• 3^o Magnetico
• 4^o Numero quantico di spin

Orbitali Atomici:

• s = MAX 2 elettroni;
• p = MAX 6 → 3 orientamenti
• d = MAX 10 → 5 orientamenti

- Per calcolare la configurazione elettronica:

• Indicano il liv. energ.
• Es. Potassio: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹
• Es. Carbonio: 1s² 2s² 2p²
• Es. Litio: 1s² 2s¹

bisogna ammettere che gli orbitali nucleari possono combinarsi generando

do orbitale ibridi

Quando in un legame sono coinvolti + di 2 elettroni x uno stesso atomo

bisogna combinare elettromani + orbitali atomici: ⇒ IBRIDI (geom. molec.)

IBRIDO SP3109.5°s px py pz

IBRIDO SP2120°s px py

IBRIDO SP180°s py

GEOMETRIA TETRAEDRICASIMMETRIA CILINDRICALEGAME TIPO σes: CH₄ NH₄ H₂O1 ORB. I_US / 3 ORB. P

GEOM. PLANAREes: BF₃ C₆H₄1 ORB. S / 2 ORB. P

GEOM. LINEAREes: CO₂ HCN C₂H₂1 ORB. S / 1 ORB. P

(E il carbonio forma sempre orbitaliibridi!)

POLARITÀ: proprietà delle molecole per cui queste presentano una carica

parzialmente positiva su una parte della molecola e una neg.

tiva su un’altra.

Le molec. con più di due atomi, quando gli atomi sono tutti uguali: ha C_tot

0 con un atomo centrale differente (CCl₄): le molec. non è polare perché

le cariche sono disposte in maniera uniforme intorno.

H₂O: ha una carica + vicino all’0, una carica - vicino al 2 H.

1. IL GRADO DI POLARITÀ VARIA AL’ AUMENTARE DELLA DIFF. ELETTRONEGATIVITÀ

TRA GLI ATOMI COINVOLTI NEL LEGAME

* HCl e HF sono polari perché costituite da 2 atomi con grande diff. d’ elettronnegav,

quindi un’autta e elettroni e baricentro di carica neg.

* Condizione necessaria ma non sufficiente per avere una molec. polare + avere

legami polari: la geom. della molecora può annullare le polarità dei legami.