Chimica

MATERIA

Materia: tu o ciò che ha massa e occupa spazio

Massa: quan tà di materia che cos tuisce un corpo

Energia: l’a tudine a compiere lavoro

TEORIA DELL’ ATOMO

- Dalton

- Lavoiser: la massa si conserva

- Thomson: nube di materia carica nega vamente, par celle nega ve(ele roni)

- Rutherford: nucleo al centro, ele roni sparsi in uno spazio vuoto

STECHIOMETRIA

Mole: la quan tà di sostanza di un sistema che con ene en tà elementari quan sono gli atomi di 12g

di C-12. Tale numero di en tà elementari corrisponde al numero di Avogadro. Una mole con ene

6.022x10^23 en tà elementari.

Massa molare: massa di una mole di una data sostanza

STRUTTURA ATOMICA

- Max Plank: emissione luminose avviene so o forma di quan (l’energia di un atomo e quindi

quan zzata e non con nua)(E=hv)

- Einstein: effe o fotoele rico, fotoni(E=hv) l’effe o fotoele rico si produce per impa o di un singolo

fotone su un singolo ele rone del metallo, che assorbendo il fotone ne riceve tu a l’energia.

- Bohr (atomo di idrogeno): applicato all’atomo di Rutherford, 5 postula

- De Broglie: se l’energia è di natura par cellare allora la materia è di natura ondulatoria;

non posso sapere la posizione e la quan tà di moto contemporaneamente.

- Principio di indeterminazione di Heisenberg

- Equazione di Schrodinger

NUMERI QUANTICI

- n: livello energe co dell’ele rone (1,..,inf) nella tavola periodica (1,..,7), maggiore è l’energia

maggiore è la distanza dal nucleo

- l: forma geometrica della nuvola ele ronica (0,..,n-1)

- m: orientazione degli orbitali l’uno rispe o all’altro (-l,..,l)

- spin ele ronico: +1/2 spin su, -1/2 spin giù

CONFIGURAZIONE ELETTRONICA

- Au au: si riempiono progressivamente i vari orbitali (dagli ele roni con energia più bassa)

- Pauli: in un atomo non possono esistere due ele roni con 4 numeri quan ci uguali

- Hund: atomi assegna ad orbitali degeneri hanno spin paralleli

PROPRIETÀ PERIODICHE

- raggio atomico: metà della distanza reciproca tra due nuclei di atomi adiacen

(raggio ionico: con la relazione tra Zeff e raggio atomico si può prevedere la dimensione del

raggio ionico rispe o a quello del’ atomo originale: ca oni più piccoli, anioni più grandi)

- energia di ionizzazione: energia necessaria per la rimozione completa di una 1 di ele roni da 1mol

di atomi o ioni gassosi (sempre posi va). Prima ionizzazione e seconda ionizzazione

- affinità ele ronica: variazione di energia che accompagna l’aggiunta di 1 mol di ele roni a 1 mol di

aromi o ioni in fase gassosa (rilasciata energia quando viene aggiunto un ele rone, aff ele <0)

- ele ronega vità: capacità di un atomo in una molecola di a rarre ele roni condivisi nel legame

covalente

MODELLI DEL LEGAME CHIMICO

- legame ionico: M+NM, si ha trasferimento di ele roni da un metallo a un non metallo per formare

ioni che si uniscono in un composto ionico solido. La forza di a razione ele rosta ca che si

stabilisce tra i due ioni di carica opposta è il legame ionico. Il modello del legame ionico (for forze

a ra ve) spiega la natura dei solidi ionici (duri, rigidi, fragili, temperature elevate di eb e fus)

- legame metallico: M+M, gli atomi metallici me ono in comune i loro ele roni di valenza in un

‘mare di ele roni’ che fluisce a orno agli ioni metallici tenendoli uni , gli ioni metallici non sono

tenu nelle loro posizioni tanto rigidamente quanto in un solido ionico. Questo po di legame

gius fica le proprietà dei metalli (conducibilità ele rica e termica, malleabilità e du lità)

- legame covalente: NM+NM, si realizza mediante la condivisione di una o più coppie di ele roni, in

modo che i due atomi possono raggiungere la configurazione ele ronica esterna stabile (ele roni

forni dallo stesso atomo legame da vo). Al diminuire la distanza tra i nuclei, le a razioni fanno



avvicinare gli atomi tra loro, fino ad arrivare a una certa distanza dove l’a razione e massima e

l’energia potenziale è nulla. (ORDINE DI LEGAME, ENERGIA DI LEGAME, LUNGHEZZA DI LEGAME)

STRUTTURE DI LEWIS

Compos o enziali

Eccezioni: molecole ele ron-deficien molecole gassose contenen Be, B o Al



molecole con numero dispari di ele roni sono de e radicali liberi e contengono un



ele rone solitario che le rende paramagne che ed estremamente rea ve

strato di valenza espanso molte molecole e mol ioni hanno più di 8 ele roni di valenza



a orno all’atomo centrale

TEORIA DI VSEPR

Definisce la geometria delle molecole, ciascun gruppo di ele roni di valenza a orno a un atomo centrale

è situato il più lontano possibile dagli altri gruppi per minimizzare le repulsioni

La disposizione dipende dal numero di atomi, dalla lunghezza e dall’angolo che i legami formano tra loro

- lineare: N.S = 2, angolo 180°, AX2, ibridazione sp

- trigonale planare: N.S = 3, angolo 120°, AX3, ibridazione sp2

angolata: Ax2E, un doppie o ele ronico non legato

- tetraedrica: N.S = 4, angolo 109.5°, AX4, ibridazione sp3

trigonale piramidale: uno dei 4 gruppi è una coppia di non legame, angolo<109.5°, AX3E

piegata: due dei 4 gruppi sono coppie di non legame, angolo<109.5°, Ax2E2

- bipiramidale trigonale: N.S = 5, angoli nei gruppi equatoriali 120°, nei gruppi assiali 90°, AX5,

ibridazione dsp3

altalena: AX4E, uno dei gruppi è una coppia di non legame

T: AX3E2, due dei gruppi sono coppie di non legame

Lineare: AX2E3, tre dei gruppi sono coppie di non legame

- o aedrica: N.S = 6, angolo 90°, AX6, ibridazione d2sp3

piramidale quadrata: AX5E, uno dei gruppi è una coppia di non legame

planare quadrata: AX4E2, due dei gruppi sono coppie di non legame

polarità molecolare: in una molecola con più di due atomi dipende dalla geometria molecolare e

dalla polarità di legame:

- lineare: le polarità si controbilanciano e conferiscono un momento di dipolo nullo

quindi la molecola non è polare

- angolare: momento di dipolo molto elevato, le pol non si controbilanciano quindi la

molecola è polare

una molecola con momento dipolare non nullo ha temperatura di ebollizione maggiore

TEORIA DI VALENZA

Un legame covalente si forma per sovrapposizione parziale di due orbitali atomici

- sovrapposizione di testa: sovrapposizione dell’estremità di un orbitale all’estremità dell’altro, si

origina un legame σ (perme e la libera rotazione)

- sovrapposizione laterale: sovrapposizione laterale di un orbitale di un atomo con quello di un altro,

si origina un legame π (più debole di σ, limita la rotazione a orno al legame stesso)

GAS

Volume varia con temperatura e pressione, viscosità bassa, densità bassa, miscibili.

Gas perfe :

- insieme di singole par celle con volume estremamente piccolo, hanno massa ma non volume

- moto re lineo casuale con nuo

- ur elas ci, le par celle colliden si scambiano energia, energia cine ca costante

- tra le par celle non si instaurano forse di a razione e repulsione

Teoria cine ca dei gas: ogni par cella varia la propria velocità in ogni urto velocità media (curva di



distribuzione della velocità, più pia e e più larghe all’aumentare di T) E = 3/2 K x T

b

k

- Legge di Boyle: PV=K

- Legge di Charles: V/T=K unione di queste 4 leggi: PV=nRT

- Legge di Lussac: P/T=K

- Legge di Avogadro: V/n=K

- Legge di Dalton: ptot = pa+pb..

-Legge di Graham: effusione e diffuzione: veff= 1/rad (MM)=vdiff

Gas reale si comporta idealmente a T prossime a quelle ambiente e p<1atm (anche T alte e p basse)

- A razioni intermolecolari: pest aumenta o T diminuisce diminuisce la p del gas poiché le a razioni dim

 e diminuisce il volume libero

LIQUIDI E SOLUZIONI

Stato condensato della materia, disposizione disordinata, ek<gas e > solidi, densità < dei solidi (tranne acqua), V

maggiore viscosità rispe o ai gas

aumenta con La T,

- Forze intramolecolari legami, influenzano le prop chimiche, più for , tra specie con cariche ele riche



permanen e specie polarizzabili

- Forze di Van der Waals forze intermolecolari, influenzano le prop fisiche, dipendono inversamente da r



-Forze di London: dipolo istantaneo-dipolo indo o, dipendono da numero ele roni e da geometria

molecolare, polarizzabilità aumenta con la MA

-forze carica-dipolo indo o:

- Forze ione-dipolo (molecole polari): ione e mol pol di a raggono

- Forze dipolo-dipolo: tra molecole polari =dipolo

-Legame a idrogeno: più forte di dipolo, atomi piccoli e ele ronega vi, aumenta Teb liquidi

-Tensione superficiale: energia per aumentare di una quan tà unitaria la superficie

- Tensione di vapore: pressione esercitata dal vapore all’equilibrio, dipende solo da T per un liquido puro

-Equazione di Clausius: relazione tra pressione di vapore e temperatura

-Ebollizione: pest=pvap

- diagramma di stato: punto triplo e punto cri co

-solubilità: quan tà massima si soluto che si scioglie in una quan tà fissa a T specifica(satura parte del

soluto rimane indisciolto)

PROPRIETÀ COLLIGATIVE

- Legge di Rault: p = pixXi

- Innalzamente ebulloscopico: Teb soluz>Teb solv puro

- Abbassamento crioscopico: Tcr soluz< Tcr solv puro

- Pressione osmo ca: (solo soluz acquose) osmosi, è la differenza di pressione all’equilibrio, pressione

necessaria per impedire il movimento ne o di acqua tra due soluzioni a diversa M

- ele rolita: sostanza che in acqua si dissocia in ioni vi è un aumento di par celle presente in soluzione

-i: numero di par celle che si liberano da un u di soluto

TERMOCHIMICA

- I principio termodinamica: ΔU = q+w, ΔU<0 se l’energia esce dal sistema, conservazione energia

- Entalpia: (funzione di stato): p=cost, ΔH = ΔU+pΔV, è la quan tà di calore acquisita o ceduta a pcost

- reazione a cui non partecipano gas: ΔH ~ ΔU

- reazioni dove mol di gas non varia: ΔH = ΔU

- reazioni in cui la quan tà di gas varia: ΔH > >pΔV

Calore nei prodo ΔH<0 esotermico

 

Calore nei reagen endotermico

 

ΔH>0

- Capacità termica: quan tà di calore necessaria per variare di 1K la sua T

- Calore specifico: quan tà di calore necessaria per variare di 1K la sua T dell’unità di massa di una

sostanza

- Calore specifico molare: quan tà di calore necessaria per variare di 1K la sua T di 1 mol di sostanza

Legge di Hess: ΔH = Σ ΔH reazioni che sommate danno la reazione di interesse

TERMODINAMICA

Tu i processi endotermici spontanei producono un aumento della libertà di movimento delle par celle

Entropia: misura il grado di disordine o della casualità di un sistema S = k x lnW

b

Generalmente i processi spontanei sono anche irreversibili, qrev-qirr è una misura della tendenza alla

spontaneità del processo

II principio della termo:

- entropia di un sist isolato non può diminuire

- entropia durante un processo spontaneo aumenta

- entropia dell’universo aumenta (tu e le trasformazioni avvengono spontaneamente nella

direzione che aumenta l’entropia)

L’entropia è una grandezza estensiva

L’entropia aumenta con aumentare di T e aumenta quando si passa da uno stato più ordinato a uno stato

meno ordinato, aumenta con in numero di atomi nel composto

Energia libera di Gibbs: misura la spontaneità della reazione: ΔG = H-TΔS (contributo di H molto maggiore)

- ΔG<0 reazione spontanea (irreversibile)



- ΔG>0 reazione non spontanea



- ΔG=0 trasformazione all’equilibrio (reversibile)



In mol casi la spontaneità complessiva dipende dalla temperatura

La funzione energia libera di Gibbs ci perme e di calcolare il lavoro massimo o enibile da un processo

spontaneo. In un processo non spontaneo Gibbs ci da la misura del minimo lavoro che dovremmo fare

perché il processo possa avvenire.

Quindi la funzione di Gibbs rappreseta la parte ordinata dell’energia interna di un sistema

EQUILIBRI OMOGENEI E ETEROGENEI

- Legge dell’azione di massa: kc e kp è costante a T cost indipendentemente dalle condizioni iniziali

- k piccola prevalenza di reagen , spostata a sinistra



- k grande prevalenza di prodo , spostata a destra



-k intermedia sono presen sia reagen che prodo



- Quoziente di reazione (Q)(in qualsiasi momento della reazione) :

- Q<K reazione verso destra ΔG<0

 

- Q>K reazione verso sinistra ΔG>0

 

- Q=K equilibrio ΔG=0

 

EQUILIBRI ETEROGENEI fasi diverse



- Solidi o liquidi puri hanno sempre la stessa concentrazione (li ignoriamo)

- Principio di Le Chatelier: non più equilibrio torna all’equilibrio (per variazione di p, V, M, T)



Fuori dalle condizioni di equilibrio si può calcolare il prodo o ionico Qps:

- Qps<Kps verso destra il sale si scioglie

 

- Qps>Kps verso sinistra il sale precipita (reazione di precipitazione, precipita prima chi ha M

 

minore)

- Qps = Kps equilibrio la soluzione è satura di sale

 

EQUILIBRI IN SOLUZIONE E PH

Arrhenius Bronsted-Lowry Lewis

Acidi Si dissocia in acqua per Dona ione H+ in una Acce a un doppie o di

produrre H+ reazione chimica e- (ele rofila)

Basi Si dissocia in acqua per Acce a ione H+ in una Dona un doppie o di e-

produrre OH- reazione chimica (nucleofila)

(tu e le basi di Bronsted sono anche basi di Lewis, molte sostanze che non sono acidi di B sono acidi di L)

- Acidi di Lewis con legami mul pli polari

- Neutralizzazione/salificazione/acido-base: acido1+base2↔base1+acido2 (verso specie più debole)

Legge di diluizione di Ostwald: se diminuisce M aumenta α per tenere Ka=cost (solo per acidi monopro ci

deboli)

Autoionizzazione di H2O: l’acqua si dissocia lievemente in ioni (ele rolita debole) , equilibrio spostato a sx

- Soluzione acida [H3O+] > [OH-] pH<7

 

- Soluzione basica < [OH-] pH>7

[H3O+] 

Kw = Ka x Kb

Idrolisi: ioni libera da un sale + H2O, se ques ioni reagiscono con l’acqua verrà generato in parte

l’ele rolita debole (acido o base) da cui derivano gli ioni variazione pH



- AF+BF no idrolisi pH neutro

 

- AF+BD idrolisi acida pH acido

 

- AD+BF idrolisi basica pH basico

 

Titolazioni: processo in cui si usa una soluzione a M nota per determinare la concentrazione incognita di

un’altra soluzione mediante una reazione monitorata

Titolazione acido forte M (HCl trovo) x V(HCl noto) = M (KOH noto) x V(KOH noto)



- punto di equivalenza della soluzione: quando tu e le moli di protoni derivate dall’ acido con Vi

hanno reagito con un numero equivalente di moli di ioni ossidrile aggiunte dalla bure a

- punto finale: quando si ha un piccolo eccesso di ioni ossidrile che fa assumere permanentemente

all’indicatore il colore che ha in una base

ELETTROCHIMICA

Tu e le reazioni ele rochimiche sono redox scomposte in due semi reazioni (avvengono in zone fisiche

diverse)

- ossidazione avviene all’anodo E0 minore (E0 è una grandezza intensiva)

 

- riduzione avviene al catodo E0 maggiore

 

Celle ele rochimiche: sistemi in cui una reazione redox viene usata per produrre o u lizzare energia

ele rica

Cella galvanica: cella ele rochimica che u lizza una redox spontanea, il sistema compie lavoro sull’ambiente

Cella ele roli ca: cella ele rochimica che u lizza una redox non spontanea, l’ambiente compie lavoro sul

sistema (non è necessario far avvenire separatamente le due reazioni più semplice di voltaica)



Pila di volta: si