Chimica Generale e Inorganica: Teoria Atomica e Molecolare, Unipr

Teoria Atomica e Molecolare

MOLE (mol) > la mole è una quantità di sostanza di un sistema che contiene tante unità elementi (molecole, ioni, atomici o altre particelle) quante quelle contenute in 12g dell'isotopo -12 del Carbonio. Il NUMERO DI AVOGADRO esprime il numero di particelle elementari contenute in una mole di sostanza. Tale numero è pari a 6.022 x 1023.

Fattore di conversione : (6.022 x 1023 / 1 mol) X Grammi = num. moli (massa molare / 1 mol) MASSA MOLARE -> le masse molari sono espresse in g/mol e contengono sempre lo stesso numero di atomi. La massa molare di una sostanza è la massa atomica degli elementi che la compongono. IOSOTOPO > atomi che possiedono lo stesso numero atomico (numero di protoni dell'atomo, rappresenta l'identità chimica dell'atomo), ma non lo stesso numero di massa (somma del numero di protoni ed elettroni contenuti nell'atomo).

IONE -> indica un'entità molecolare elettricamente carica, in genere derivante dalla cessione o dall'acquisto di uno o più elettroni da parte di un atomo, una molecola o un gruppo di atomi legati tra loro.

Lo IONE MONOATOMICO è uni ione costituito da un unico atomo (es. Na+), mentre lo IONE POLIATOMICO è costituito da almeno due atomi (es. NH4+). Lo IONE SPETTATORE è uno ione che non viene coinvolto nella reazione complessiva.

• ANIONE > ione con carica negativa;
• CATIONE > ione con carica positiva;

REAGENTE LIMITANTE > reagente che in una reazione si consuma completamente essendo (stechiometricamente) in difetto.

REAGENTE IN ECCESSO > reagente presente in quantità (stechiometricamente) maggiore di quella necessaria per reagire con la quantità di reagente limitante presente.

RESA EFFETTIVA > quantità di prodotto effettivamente ottenuta in una reazione chimica.

RESA TEORICA > massima quantità di prodotto ottenibile dai reagenti sulla basa della stechiometria di reazione, considerando il reagente limitante.

RESA % -> (resa effettiva / resa teorica) 100 > in generale calcolo tutto normalmente calcolando il reagente limitante ecc poi, per esempio, se mi chiede una resa del 75% faccio una proporzione.

Grammi / 100 = x / 75 MOLARITA' (M) > il numero di moli di soluto sciolte in 1 litro di soluzione. M cambia in base al variare della temperatura.

M = numero di moli (mol) / 1L di soluzione M1V1 = M2V2 NORMALITA' (N) > esprime il numero di equivalenti* di soluto contenuti in 1L di soluzione.

Rapporto tra Molarità e normalità : M = N / n (= numero di elettroni, protoni o ossidrili scambiati) MOLALITA' (M) > il numero di moli di soluto sciolte in 1Kg di solvente. NON cambia al variare della temperatura.

M = numero di moli / massa del solvente Kg *EQUIVALENTE CHIMICO (peso equivalente) > quantità in grammi g che una mole rilascia o acquista di elettroni, protoni o ossidrili.

• REDOX > grammoequivalente = grammo mole (peso molecolare) / numero elettroni
• ACIDO > grammoequivalente = grammo mole (peso molecolare) / numero protoni
• BASE > grammoequivalente = grammo mole (peso molecolare) / numero ossidrili

CONCENTRAZIONE > La quantità di soluto presente in una data quantità di soluzione. Metodi per esprimere la concentrazione sono:

1. FRAZIONE MOLARE = n soluto / n solvente + n soluto Rapporto tra numero di moli di un componente della miscela e il numero totale di moli di tutti i componenti presenti nella miscela
2. PERCENTUALE IN MASSA (%m) = (m soluto / m sovente) 100 Rapporto tra la massa del soluto e quella della soluzione, moltiplicato per 100
3. MASSA - VOLUME PERCENTUALE (%p/v) = (m soluto / v soluzione) 100
4. VOLUME PERCENTUALE (%v/v) = (v soluto / v soluzione) 100

TEORIA CINETICA MOLECOLARE DEI GAS > qualsiasi gas alla stessa temperatura, ha la stessa energia cinetica media.

Ec = 1/2 m u2 1/2 m u2 = C T Vu2 = V 3RT/M (dove m è la massa della molecola e u la sua velocità. C è la costante di proporzionalità e T la temperatura assoluta. M è la massa molare, uguale al numero di Avogadro per la massa, mentre R è la costante dei gas uguale a 8,314 J/K mol )

Struttura Atomica e Teoria del Legame Chimico

Introduzione e Storia

• Problema del corpo nero, risolto da Planck nel 1900;
• L'effetto fotoelettrico di Einstein e la doppia natura della luce (natura ondulatoria e corpuscolare);
• Modello atomico di Bohr;
• De Broglie con la dualità onda / particella;
• Principio di indeterminazione di Heisenberg;
• EQUAZIONE D'ONDA DI SCHRODINGER;

le soluzioni dell'equazione di Shrondinger sono dipendenti dai numeri interi e sono detti NUMERI QUANTICI -> numeri che descrivono le proprietà di una particella. I numeri quantici sono tre:

n : livello, numero quantico principale > distanza dal nucleo (1,2,3,4 ... ecc.) I : sottolivello, numero quantico secondario > forma del volume di spazio occupato dall'elettrone (0,1,2 ... ecc. n-1) m : orbitale, numero quantico magnetico > orientamento degli orbitali nello spazio (-1 ... 0 ... +1) essi servono a indicare e a distingue i diversi orbitali, mentre il numero quantico di spin descrive una proprietà dell'elettrone: ms : spin > gli stati di spin sono 2 (- 1/2 e + 1/2)

PRINCIPIO DI AUFBAU > sistema usato per ricavare la configurazione elettronica dagli atomi polielettronici aggiungendo via via un elettrone e un protone all'atomo di idrogeno. Questo principio afferma che, come i protoni, si addizionano uno ad uno nel nucleo, nella costruzione degli elementi, così gli elettroni si addizionano agli orbitali atomici. Il procedimento da seguire per collocare ogni elettrone nel rispettivo orbitale si basa su:

• Gli orbitali vanno riempiti in ordine di energia crescente, dal meno energetico al più energetico;
• PRINCIPIO DI ESCLUSIONE DI PAULI > non esistono, in uno stesso atomo, due elettroni aventi i quattro numeri quantici uguali;
• REGOLA DI HUND > la disposizione più stabile degli elettroni in un sottolivello atomico è quella con il numero di elettroni più alto a spin parallelo. (in altre parole, gli elettroni vanno equamente distribuiti)

blocco s 1 blocco p 18 1s 2 13 14 15 16 17 1s +2s -> 2p blocco d +3s -> 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 3p +45 -> 3d 4p +5s -> 4d 5p 5d 6p +7s- 6d 7p blocco f 4f 5f

ELETTRONEGATIVITA' > capacità di un atomo di attirare a se gli elettroni di un legame chimico. ENERGIA DI IONIZZAZIONE > l'energia minima richiesta per allontanare un elettrone e- dall'atomo. AFFINITA' ELETTRONICA > l'energia liberata o spesa da un atomo o da una molecola quando un elettrone viene aggiunto alla sua configurazione. ELETTRONE DI VALENZA > elettrone esterno di un atomo utilizzato per la formazione di legami chimici. CARICA FORMALE -> differenza di carica elettrica tra il numero di elettroni di valenza di un atomo isolato e il numero di elettroni assegnati allo stesso atomo in una struttura di Lewis. Più il valore della carica formale è basso, maggiori probabilità ci saranno che la struttura trovata sia quella corretta. Carica formale = num. elettroni di valenza - num. elettroni non legati - 1/2 num. elettroni di legame

a. LEGAME IONICO > forza elettrostatica che lega gli ioni in un composto ionico, ovvero un composto neutro costituito da ioni positivi e negativi. Atomi con alta elettronegatività, bassa energia di ionizzazione ed alta affinità elettronica. Per ottenere questo legame la differenza di elettronegatività deve essere > o = 2 ENERGIA RETICOLARE > energia richiesta per separare completamente, nei suoi ioni gassosi, una mole di un composto solido ionico.

b. LEGAME COVALENTE > legame in cui due elettroni sono condividi da due atomi. Può essere:

• doppio > legame covalente in cui due atomi condividono due coppie di elettroni;
• triplo > legame covalente sono condivise tre coppie di elettroni.

Per ottenere questo legame la differenza di elettronegatività deve essere = 0

c. LEGAME COVALENTE POLARE > legame covalente tra due atomi a diversa elettronegatività di almeno 1,9. Legame ad elevata intensità elettronica concertata attorno ad uno dei due atomi. Per ottenere questo legame la differenza di elettronegatività deve essere compresa tra 0 e 2, ovvero 0 < e < 2. Aumento elettronegatività > Covalente = 0 Covalente polare 0 < e < 2 Ionico = > 2 Condivide elettro. Parziale trasferim el. Trasferimento el. MOMENTO DI DIPOLO -> misura quantitativa della polarità del legame che è data dal prodotto della carica Q per la distanza esistente tra le cariche. μ = Q x r

MODELLO VSEPR -> (basato sulla struttura di Lewis) teoria della repulsione delle coppie di elettroni della sfera di valenza, ovvero spiega la geometria delle molecole in base alla repulsone elettrostatica tra coppie di elettroni sull'atomo centrale della molecola.

• GEOMETRIA ELETTRONICA se vi sono gruppi sterici, ovvero atomi legati e coppie non condivise;
• GEOMETRIA MOLECOLARE se non ci sono coppie non condivise, dette coppie di non legame.

La teoria di Lewis ignora le variazioni di energia nella formazione di un legame, per questo: TEORIA DEL LEGAME DI VALENZA (VB) > Fornisce un quadro più chiaro riguardo la formazione del legame chimico. Questa teoria afferma che una molecola stabile si forma dalla reazione fra atomi quando l'energia potenziale (energia che dipende dalla posizione) del sistema decresce fino a raggiungere un minimo.

ORBITALE ATOMICO -> funzione d'onda di un elettrone in un atomo. ORBITALE IBRIDIO > orbitali atomici ottenuti quando 2 o più orbitali non equivalenti (come, per esempio, s e p) dello stesso atomo, si combinano tra loro per la formazione del legame covalente. ORBITALE MOELCOLARE > orbitale risultante dall'interazione di orbitali atomici degli atomi che danno luogo al legame.

• LEGAMI SIGMA o > orbitale molecolare la cui densità elettronica è concertata attorno alla linea congiungente i nuclei dei due atomi legati.
• LEGAMI PIGRECO TT > orbitale molecolare la cui densità elettronica è concentrata sopra e sotto la linea congiungente i due nuclei legati.
• LEGANTE ( o , Tt ) > orbitale molecolare a minore energia e maggiore stabilità rispetto agli orbitali atomici da cui è stato generato.
• ANTILEGANTE ( o*, Tt* ) > orbitale molecolare a maggiore energia e a minore stabilità rispetto agli orbitali atomici da cui è stato generato.