Appunti Chimica

Elementi, Composti, Miscele

Elementi più semplici —> composti solo da una specie di atomo.

Molecole —> atomi diversi legati chimicamente tra di loro.

Composti: elementi diversi legati chimicamente tra di loro (parti fisse in massa).

Miscele: sostanze diverse legate fisicamente tra di loro.

Legge di conservazione della massa: la massa rimane costante in una reazione.

Legge della composizione definita e costante: gli elementi in un composto sono presenti in parti fisse in massa.

Frazione in massa: parte del composto costituita da uno specifico elemento, può essere espressa in percentuale —> PERCENTUALE IN MASSA.

TEORIA ATOMICA DI DALTON: 4 postulati

1. Massa formata da atomi —> particelle indivisibili che non possono essere né create né distrutte.
2. Un atomo di un elemento non può essere trasformato in un atomo di un altro elemento.
3. Un atomo di un elemento ha una massa e delle proprietà differenti dagli atomi di un

altroelemento.

4)composto costituito da specifici rapporti di atomi di differenti elementi.

Atomo:entità sferica attorno a cui ruotano gli elettroni,nucleo -> protoni-neutroni(Z) numero atomico:numero dei protoni(A)numero di massa atomica:numero dei protoni e dei neutroni

Isotopi:stesso Z ma diversa A

Unità di massa atomica (U) 1/12 della massa del C12 si misura anche indalton(da)=1,066054 x10(alla -24) grammi

TAVOLA PERIODICA :

-1870 sviluppata da Mendeleev-elementi in ordine crescente di numero atomico-8 gruppi e 7 periodi-8 gruppi A-> elementi principali-10 gruppi B-> elementi di transizione + due transizioni esterne :LANTANIDI E ATTINIDI.

-a sx metalli. Al centro semimetalli o metalloidi. a dx non-metalli

Legame ionico: ione positivo->ione negativo

Legame covalente: non metallo->non metallo

Formule chimiche -empirica HO-molecolare H2O2-struttura H-O-O-H

MOLE:quantità di sostanza di un sistema che contiene tante

entità quanti atomi sono presenti in 0,012 kg di C12

1 mol = 6,022x10²³ atomi

Massa molare: massa delle singole entità (atomi, ioni, ...)

EQUAZIONE CHIMICA - tradurre l'enunciato

Reagenti → Prodotti - bilanciare - aggiustare i coefficienti - verifica - stati di aggregazione

Reagente: - limitante limita la quantità di formazione di una sostanza - eccesso

Resa percentuale = resa effettiva / resa teorica x 100

Molarità: mol di soluto / L di soluzione mol/L

REAZIONI:

- di precipitazione: 2 reagenti solubili → prodotto insolubile

- acido-base: (quando una base e un acido reagiscono)

- ossidoriduzione: trasferimento di elettroni da un reagente all'altro

Numero di ossidazione: carica che un atomo avrebbe se gli elettroni fossero trasferiti completamente.

- Zn, H, Mg = 0

- Zn(ione) = carica della ione

- composto: somma delle cariche = 0

- ione poliatomico = carica dello ione

- H = +1, -1 con i metalli e boro

- O = -2, -1 perossido e ferro

- 7A = -1

GAS: si misura con il barometro o con il manometro

unità di misura Pa=N/m alla seconda; ATM=101325 Pa; mmHg=733,322 Pa, bar= 1 x10 alla 5 Pa-il comportamento fisico viene descritto dalle relazioni tra P,V,T,n● Legge di boyle (T e n fisse) V direttamente proporzionale a 1/p PV =costanteV =costante/P● Legge di charles ( P e n fisse) V direttamente proporzionale a T V/T =costanteV=costante x T● Legge di avogadro (P e T fisse) V direttamente proporzionale a n V/n=costanteV=costante x nValori standard :1 ATM (760 mmHg) 0 gradi (273,15 K)(Volume molare standard=22,41 litri)Equazione di stato dei gas perfetti :PV=nRT. R costante universale dei gas 0,0821 atm l/kmol o 8,314 Pa m(al cubo)/K molLegge di dalton delle pressioni parziali :Ptot=P1+P2+P3..TERMOCHIMICA:studio del calore scambiato nelle reazioni-sistema —>energia interna deltaE = deltaE(finale) - deltaE(iniziale)Se l’energia esce dal sistema E(finale)<E(iniziale)Se l’energia entra nel sistema E(finale)>E(iniziale). DeltaE =q +wSe

w = 0

ΔE = q

Se il calore esce dal sistema, E(finale) < E(iniziale). -q → -ΔE

Se il calore entra nel sistema, E(finale) > E(iniziale). +q → +ΔE

Se q = 0, ΔE = w

Se il lavoro viene fatto dal sistema sull'ambiente, +w → +ΔE

Se il lavoro viene fatto dall'esterno sul sistema, -w → -ΔE

ENTALPIA (H) = E + pV

ΔH = ΔE + pΔV

Processo esotermico: E(finale) < E(iniziale), ΔH < 0

Processo endotermico: E(finale) > E(iniziale), ΔH > 0

Primo principio della termodinamica: l'universo è costante

ΔE universo = ΔE sistema + ΔE ambiente = 0

Calore termico (C): quantità di calore da assorbire per far variare di un kelvin la temperatura del corpo.

Calore specifico (c): quantità di calore da assorbire per variare di un kelvin la temperatura di un grammo di sostanza.

q = c x massa x ΔT

Unità di misura dell'energia è il joule (J). Caloria = 4,184 J. 1 cal = 4,184 J = 0,2390 cal

Legge di Hess: la variazione

di entalpia in un processo complessivo è uguale alla somma delle variazioni di entalpia delle singole tappe. Luce: radiazione elettromagnetica - frequenza (Hz) - lunghezza d'onda - ampiezza - velocità di propagazione (lunghezza d'onda per frequenza) Corpo nero: corpo in grado di assorbire tutte le radiazioni incidenti su di esso E=nhv: h=costante di Planck = 6,626 x 10 alla -34 Js Effetto fotoelettrico: frequenza di soglia - assenza di ritardo temporale. Viene spiegato da Einstein introducendo il concetto che l'energia ha una natura particellare, particelle=fotoni. Equazione di de Broglie: Lunghezza d'onda = h/massa per frequenza Principio di indeterminazione di Heisemberg: non possiamo conoscere simultaneamente la posizione e la velocità della particella. Deltax = massa x deltau > h/4π Numeri quantici: - n: dimensione dell'orbitale (0 → n-1) - l: forma dell'orbitale (-l → +l) - m: orientazione nello spazio (-l → +l) - ms: (+1/2, -1/2)-¹/₂) rotazione dell'asse Livelli(gusci) dipendono da n Sottolivelli (sottogusci) dipendono da l l=0 orbitale s l=1 orbitale p l=2 orbitale d l=3 orbitale f Principio di Pauli: un atomo può contenere un massimo di due elettroni con spin antiparallelo Regola di Hund: se ho più orbitali isoenergetici devo prima mettere gli elettroni negli orbitali e poi se me ne avanzano, completarli con l'elettrone con spin antiparallelo. Configurazione elettronica esterna 1s¹ 2p²... Diagramma degli orbitali Elettroni - interni / esterni / di valenza PROPRIETÀ PERIODICHE - Raggio atomico: distanza tra i due nuclei diviso due; aumenta verso il basso e diminuisce andando verso destra. - Energia di ionizzazione: energia che serve per rompere 1 mole di elettroni da 1 mole di ioni gassosi; aumenta andando verso destra e diminuisce verso il basso. - Affinità elettronica: energia che serve per attirare una mole di elettroni verso una mole di ioni gassosi; diminuisce verso il basso.Basso e aumenta andando verso destra.
Raggio ionico: parte della distanza tra i nuclei di ioni; aumenta dal basso verso l'alto e aumenta da sinistra verso destra.
Legami chimici:
- metallo - metallo: legame metallico
- non metallo - non metallo: legame covalente
- metallo - non metallo: legame ionico
Ordine di legame: numero di coppie condivise da due atomi legati
- Legame singolo: 1 coppia
- Legame doppio: due coppie
- Legame triplo: tre coppie
Lunghezza di legame
Energia di legame: energia necessaria per rompere il legame tra due atomi
Elettronegatività: capacità di attrarre elettroni di legame; diminuisce dal basso verso l'alto e aumenta da sinistra verso destra.
Strutture di risonanza: stessa posizione degli atomi, diversa posizione dei legami doppi e singoli.
Per trovare quale è quella più importante occorre trovare la carica formale: numero di elettroni di valenza - (elettroni di valenza non condivisi + 1/2 di elettroni di valenza condivisi)
Eccezioni regola

dell'ottetto: molecole elettrodeficienti

Molecole con numero dispari di elettroni

Gusci di valenza espansi

TEORIA VSEPR:

i gruppi di elettroni sono messi a distanza gli uni dagli altri per minimizzare le repulsioni.

Gruppo di elettroni: qualsiasi numero di elettroni in una regione localizzata attorno all'atomo.

TEORIA VB: un legame covalente si forma quando gli orbitali di due atomi si sovrappongono e sono occupati da una coppia di elettroni che hanno la più alta possibilità di essere localizzati.

-spin opposti

-sovrapposizione massima dell'orbitale

-orbitali ibridi -> ibridazione: processo di rimescolamento di orbitali atomici per formare orbitali ibridi.

Ibridazione. Sovrapposizione degli orbitali -> di testa (legame-sp. sigma) di fianco (legame p geco)

-sp2

-sp3

-sp3d

-sp3d2

TEORIA MO: una molecola è visualizzata come un insieme di nuclei con gli orbitali delocalizzati attorno alla molecola.

Addizione di funzioni d'onda -> orbitali di

legame (legante)

Sottrazione di funzioni d'onda —>orbitali di antilegame (antilegante)

Ordine di legame = ½ (numero di elettroni nell'orbitale di legame - numero di elettroninell'orbitale di antilegame)

Forze elettrostatiche -forze intermolecolari(nella molecola e influenzano le proprietàchimiche )-forze intermolecolari (intorno alla molecola e influenzano le proprietà fisiche)

Transizioni di fase

Pressione di vapore :pressione del vapore esercitato all'equilibrio.

Più alta è la temperatura più alta e la pressione di vapore .

Più sono deboli le forze intermolecolari più è alta la pressione di vapore.

Forze intermolecolari: -intramolecolari ,relativamente forti- intermolecolari, relativamente deboli —>forze di Van der Waals

● Dipolo-dipolo

● Ione-dipolo

● Legame H (fluoro ,ossigeno e azoto)

● Forze di london o di dispersione

Proprietà dell'acqua

● Tensione superficiale

o della pressione di vapore● Aumento del punto di ebollizione● Abbassamento del punto di congelamento● Osmosi