Unità 1 Chimica

UNITA' DIDATTICA 1

MOLE: COSA E' + COME SI CALCOLA → g

peso in grammi di una molecola

È UNA QUANTITA' DI SOSTANZA CHE CONTIENE TANTE UNITA' ELEM. QUANTE

SONO GLI ATOMI CONTENUTI

N° di Avogadro

6,022·10²³

A = B/C

A = mole

B = grammi (peso) ☞ In esercizio possono essere due incognite.

C = peso atomico/molecolare COME RISOLVERE ?

A = ? ☞ B/C → B/C

A = ? ☞ C·A →

A = B/? ☞ B/A

☜ di un singolo atomo ☞ UNITÀ DI MISURA: U.M.A. ☞ unità massa atomica

PESO ATOMICO/MOLECOLARE ☞ 6massa ☞ di una molecola [☜Usuale dei pesi atomi usati come collegamento n. di Avogadro] ^{altri UMA}

NUM. ATOMICO: NUM. PROTONI [Z] = NUM. DI MASSA: NUM. PROT. + NEUTR. [A]

PROPRIETA' SIMILI SI TROVANO ANCHE IN ELEMENTI CON PESO DIVERSO MA COMPORTAMENTI SIMILI (QUESTO AVVIENE NELLE CELLE TAVOLA PERIODICA) ☞ per es.: isotopi.

✎PROTONE 10^-27 kg ☞SEN./NUM PROT. = NUM. ELETTR. ☞ATOMO NEUTRO

ATOMO

• ELETTRONE 10^-31 kg
• NEUTRONE 10^-27 kg

↳ il peso e' dato dai protoni perchè molto più pesante, il rapporto e' quello fra in palazzo (protoni) e una penna (elettr.)

✎VOGLIONO 1836 ELETTRONI PER AVERE LA MASSA PARI DI 1 PROTONE

MASSA PROTONE O NEUTRONE ≈ 1 UMA // MASSA ELETTRONE ≈ 1/1836 UMA

⟶ gli elettroni sono molto veloci e sono lontani dal nucleo

• posizionarsi lungo più aniciari -* [WORDS UNCLEAR] loro la loro vicini
• le distanza fra loro e' determinata dall'energia.

epulirdi^orbitalus

UNITA' DIDATTICA 1

MOLE: COSA E' + COME SI CALCOLA -> g / PESO ATOMICO O MOLECOLARE

E' una quantita' di sostanza che contiene tante unita' elem. quante sono gli atomi contenuti in 12g di un qualsiasi elemento.

A = B/C

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

Com'e' risolvere?

• ? = B/C -> B/C
• A = ?/C -> A = B / A

Unità di misura: U.M.A

NUM. ATOMICO: NUM. PROTONI [Z] = NUM. DI MASSA - NUM. PROT + NEUTR. [A]

PROPRIETA' SIMILI SI TROVANO ANCHE IN ELEMENTI CON PESO DIVERSO MA COMPORTAMENTI SIMILI (questo avviene nella tavola periodica)

• PROTONE _10^-27 kg
• ELETTRONE _10^-31 kg
• NEUTRONE _10^-27 kg

Se num prot = num elett => atomo neutro

Massa protone o neutrone = 1 UMA / Massa elettrone = 1/1836 UMA

Il peso e' dato dal protone perché molto piu' pesante, il rapporto e' quello fra Un Palazzo (protoni) e Una Pennola (elett.)

Gli elettroni sono molto veloci e sono lontani dal nucleo posizionato lungo gli anelli - non possono stare vicini

Elettroni di Valenza

Sono quelli presenti nel suo ultimo livello di energia - partecipano ai legami chimici - determinano le prop. chimiche dell’elemento.

• Nella tavola periodica sono i numeri sopra le varie colonne (per es. H, Li, Na, K, Rb, Cs, hanno 1 elet. di val. - gruppo 1 etc).

Nuova tav. periodica

• 1^° MAX 2 elettr. -> 2 -> H, He
• 2^° livello MAX 8 elettr. -> 2ⁿ 2 Li, Be, B, C, N, O, F etc
• 3^° liv. : MAX 18 elettr.

Numeri Quantici

Descrivono le caratteristiche degli elettroni

1. Principale: Corrisponde allo livello energetico - quanto è lontano e quindi stabilisce quell’energia (n)
2. Azimutale: Indica che geometria ha l’orbitale in cui abita e l’energia (l) -> Momento angolare (l) = n-1
3. Magnetico: Tutte le possib. orientaz. nello spazio (m_l)
4. Numero quantico di spin (m_s)

Come si ricava

• n = 1,2,3,4...
• 0 < l < n-1; l: s = 0, p = 1
• m_l = l - 1, l - 2, ..., 0
• m_s = +¹/₂ -¹/₂

Orbitali Atomici

• s: MAX 2 elettroni; questo liv. contiene 1 orbitale (1^°)
• p: MAX 6 3 orbitali (a partire dal 2^° liv.)
• d: MAX 10 5 orbitali (nel 3^°, 4^°, 5^° liv. energ.)

Per Calcolare la Configurazione Elettronica

• Indicano il liv. energ.
  1. 1s
  2. 2s 2p
  3. 3s 3p 3d
  4. 4s 4p 4d 4f
  5. 5s 5p 5d 5f
  6. 6s 6p 6d
  7. 7s

Esempio:

• Potassio (₁₉), 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹
• Carbonio (₆), 1s² 2s² 2p²
• Elium (₃), 1s² 2s¹

ISOTOPI:

Atomi avendo lo stesso numero atomico che diff. num. di massa.

Sono atomi che appartengono allo stesso elemento a cambiano

ne sono i NEUTRONI.

es:

ISOTOPI DELL’IDROGENO

• 1 prot.
• 1 prot.
• 1 prot.
• 0 neutr.
• 1 neutr.

(a prot.) proti.

isotopi del cloro

• 35 CR 18 neut.
• 37 CR 20 neut.

(a prot.)

AFFINATÀ ELETTRONICA (o elettronegatività):

Tendenza ad acquistare/lanciare

l'energia che si scatverà quando un atomo

accetta un elettrone

10 più elettroni di valenza.

Se un atomo perde un elettrone diventa CATIONE (carica posit.), sennò ANIONE

(carica neg.).

Entrambi sono ioni, cioè atomi che hanno perso/preso 1(+) elettroni

è collegabile alla grandezza degli atomi e tipicamente è una energia rilasciata dall’acquisto

di un elettrone. Nella tav. periodica da SXBASSO a DXALTO gli elementi → gruppo[escludendo i gas nobili).

prendono un elettrone e raggiungono l’OTTETTO completato (“Cioè è stabile”).

- decresce dall’atto. navagato il ramo 4 rapporta a elettroni dell’ultima loro

di energia e l’effetto schermo è dissolto.

LEGAME CHIMICO

E residuo le interazioni tra atomi (Specificatamente: elettr. di valenza) che

provocano una formazione di molecore (etc.): queste interag. producono

variazione della struttura elettronica degli atomi, producono forze di atrazione.

di valenza si incontrano tendono a utilizzare livelli di energia e essere in equilibrio. [MINIMO ENERGETICO]

CLASSIFICAZIONE DEI LEGAMI INTRAMOLECOLARI

LEGAME COVALENTE:

Ciascun atomo condivite un elett. : coppia di elett. in comune.

1. PURO: Si realizzga fra atomi dello stesso elemento (equivalente in com.)
2. POLARE: “\” Atomi di elementi differenti che devono avere diff.

   rezza di elettronegatività >1,9. La coppia è tra atomi con elet. negativo.

3. DATIVO: Un atomo DONATORE fornisce sia coppia di elettroni a un).

SI CREA UN DIPOLO

atomo accettore. Una volta effettuato non si distingue la differenza con un altro tipo di legame covalente.

Il leg. covalente è caratterizzato da parametri di energia e lunghezza

Legame ionico: si identifica quando la diff. di elettronegatività fra due elementi è > 1.9, l’atomo più elettroneg. trasferisce l' (quasi completamente)

i suoi elettroni a quello meno.

Na_•••• Cl_•••

Legami intermolecolari: si intendono le forze attrattive fra molecole.

1. Stato gassoso: le molecole hanno elevata energia cinetica e sono indipendenti le une dalle altre.
2. Stato liquido e solido: le molecole pur avendo molta energia cinetica, quindi hanno molta energia, possiedono anche delle interazioni questo vale soltanto però per le altre molecole che non sono forze di Van Der Waals.

• Sono forze molto deboli; con un’energia 100 mila volte inferiore agli altri legami. Aumenta la distanza fra molecole minore è l'energia.

• Ne esistono 3 tipi:
  • Interazione dipolo-dipolo
  • Dipolo permanente-dipolo indotto
  • Dipolo istantaneo-dipolo indotto [dette anche forze di London]

Schema riassuntivo dei legami:

INTERAZIONI → FRA ATOMI → LEGAMI FORTI → COVALENTE IONICO METALLICO PURO POLARE FRA MOLECOLE → LEGAMI DEBOLI → VAN DER WAALS A IDROGENO

Come si calcola la formula minima di un composto?

esempio: Composto formato da C, H, O con il seguente calcolo percentuale: C: 40%. H = 6,33%. O = 53,33%

1) Calcolare la percentuale fratto il peso atomico standard

• nC = 40/12,01 = 3,33 mol*
• nH = 6,33/1 = 6,33 mol*
• nO = 53,3/16 = 3,33 mol*

2) Per ricavare poi riduci numeri dividere i risultati* per il num. minore ottenuto

• O,C: 3,33/3,33 = 1
• H: 6,33/3,33 = 2

CH₂O

LEGAME IDROGENO: Si forma fra idrogeno parzialmente + perché legato ad un atomo molto elettroneg. di un altra molecola e la parte parzialmente - di un'altra molecola. (mole minimo 1/10 una tenac tetra)

Si forma solo con F, O, N [molto elettroneg.]

FORZE DI LONDON: Quando due molecole/atomi appaiono collisioni gli elettroni si respingono, mi vengono a creare dei dipoli Temporanei che lo annichilano

TEORIA DEL LEGAME DI VALENZA (Valence bond Theory):

• prendere un processo di fusione degli orbitali degli atomi che compongono una molecola. I principi di base sono due
• I LEGAMI SI FORMANO APPAIANDO GLI ELETTRONI DI VALENZA
• GLI ORBITALI POSSONO SOVRAPPORSI FRONTALMENTE (LEGAMI o) OPPURE LATERALMENTE (legami IT)

Un legame semplice è tipo SIGMA (a), un legame doppio = SIGMA + PIGRECO (o + IT) in legame Triplo= SIGMA + 2PI GRECO (a + 2nt)

ES: H₂ è il risultato della sovrapposizione dei 10retorbitali.

di due elettroni si appaiano (Hanno spin accoppiato)

Non è sempre possibile spiegare i legame chimici con le regle sopra

L'insieme aumenta, cioè gli antichi nucleari possano combinarsi generando

degli orbitali ibridi

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

insieme combinare l'energemento + orbitale atomici ibridi (geom. molec.)

IBRIDO sp³

IBRIDO sp²

IBRIDO sp

109.5°

120°

180°

Geometria Tetraedrica

Simmetria cilindrica elettrone tipo s³

Geom. PIANARE

Geom. LINEARE

e.: CH₄ NH₄ H₂O

e.: BF₃ CH₄ CH₄, NH₄

e.: CO₂ HCN C₂H₂

1 ORB. S / 3 ORB. P

1 ORB. S / 2 ORB. P

1 ORB. S / 1 ORB. P

Fitcarbonio forma neurale - entità indist.

POLARITA': proprietà delle molecole per cui queste presentano una carica

parzialmente positiva su una parte della molecola e una neg.

attiva su un'altra

Le molec. con più di due atomi quando più atomi sono tutti uguali fa . Lo

io con un atomo centrale differente (CH₄): le molec. non e' polare perché

le cariche sono disposte in maniera uniforme intorno.

e.: H₂O: una carica + vicina a H, una carica - vicino a O

IL GRADO DI POLARITÀ VARIA AL AUMENTARE DELA DIF. ELETRONECATIVITÀ

TRA GLI ATOMI COINVOLTI NEL LEGAME

* HCl e HF sono polai perché costituiti da 2 atomi con grande diff. d'eletrong

quello che attiere + eletroni è parzialmente di carico.neg.

Condizione necessaria ma non sufficiente, per avere un molec. polar * avere

legami polar. Da geom. delli molecole pur annullare le polarità di legumites

ESERCIZI

MOLE

m = g/peso at.

1. quante moli di rame sono contenute in 10 g di rame? Cu: 63,55 m = 10/63,5 = 0,157 mol
2. qual è la massa di 2,50·10^-3 mol di acido fosforico H₃PO₄? mol: 2,50·10^-3 peso at: H = 1·3 = 3 P = 30,97·1 = 30,97 O = 16·4 = 64 H₃PO₄ = 99,97 2,50·10^-3/99,97 = 99,97·2,50·10^-3 = gi g = 244,92·10^-3
3. quante molecole di H₂ sono presenti in 0,604 moli della stessa sostanza? 1 mol = 6,022·10²³ x = 6,022·10²³ = 0,604: X X = (6,022·10²³ · 0,604) / 1 = 3,89·10²³ molecole
4. quante moli corrispondono a 3,011·10²³ molecole di acido solforico H₂SO₄? 6,022·10²³ = X = 3,011·10²³ (3,011·10²³) / 6,022·10²³ = X X = 0,5 mol
5. quanti atomi ci sono in 10 g di C? 1 mole di C che massa: 12,01 g    → NUM.MOLI = MASSA g / MASSA MOLEC 10/12,01 = 0,83 moli di carb. 0,83·6,022·10²³ ATOMI/MOL = 5·10²³ atomi