Primo Esonero Chimica PDF

## LEZIONE 5: TAVOLA PERIODICA Gli atomi dei 118 elementi vengono raccolti in questa tabella. Le colonne sono chiamate gruppi, mentre le righe sono dette periodi. Il numero del periodo è uguale a n, numero quantico principale. Elementi divisi anche in: elementi rappresentativi (gruppi: 1-2, 13-17)...

## LEZIONE 5: TAVOLA PERIODICA Gli atomi dei 118 elementi vengono raccolti in questa tabella. Le colonne sono chiamate gruppi, mentre le righe sono dette periodi. Il numero del periodo è uguale a n, numero quantico principale. Elementi divisi anche in: elementi rappresentativi (gruppi: 1-2, 13-17), elementi di transizione (3-12), elementi di transizione interna (lantanidi e attinidi), gas nobili (gruppo: 18). * Gruppo 1 (ns¹): metalli alcalini, 2 (ns²): metalli alcalino-terrosi, 13-16: non metalli, 17: alogeni, 18: gas nobili * Il numero degli elettroni sul livello più esterno è dato dal numero del gruppo. * I primi due gruppi sono il blocco s, i gruppi 13-18 sono il blocco p (6 gruppi), i gruppi di transizione sono il blocco d (10 gruppi), infine i gruppi degli elementi di transizione interni sono il blocco f (14 gruppi). ### Elementi: Sostanze chimiche costituite da un'unica specie atomica (He). ### Composti: Sostanze chimiche pure costituite da due o più elementi, con atomi in proporzioni definite (H2O). Hanno caratteristiche fisiche e chimiche molto diverse da quelle degli elementi che li costituiscono. Possono essere: * organici (contengono C, H e pochi altri elementi CH4, CH3OH); * inorganici (tutti gli altri contenenti i diversi elementi HCI, NH3). Ci sono anche: * composti molecolari (costituiti da molecole: aggruppamento di atomi congiunti secondo una specifica disposizione, es. H3PO4) * composti ionici (costituiti da ioni: atomi o gruppi con carica elettrica + o -) ### Leghe: Costituite da atomi di almeno due metalli diversi ma non hanno una proporzione definita degli elementi. Per la loro definizione si preferisce dare percentuali piuttosto che formule chimiche. ## PROPRIETÀ PERIODICHE DEGLI ELEMENTI 1. Elementi divisi in: * Metalli: tendono a perdere gli elettroni del livello energetico più esterno per raggiungere la configurazione del gas nobile; * Non metalli: tendono a guadagnare degli elettroni da collocare sul livello energetico più esterno per raggiungere la configurazione del gas nobile; * Anfoteri: possono comportarsi sia da metalli che da non metalli. 2. Raggio atomico (10-10 10-11m): dimensione degli orbitali al variare del numero quantico n → distanza massima raggiunta dall'elettrone che ruota attorno al nucleo; dipendenza dell'energia del livello energetico dal numero di elettroni nel modello Hartree-Fock → dipendenza dell'energia del livello energetico dal numero di protoni degli atomi neutri, Z. 3. Raggio ionico: raggio cationi < raggio atomo neutro < raggio anioni. 4. Energia prima ionizzazione: energia necessaria a strappare un elettrone ad un atomo neutro allo stato gassoso. Mg(g) + energia → M⁺(g) + e. 5. Elettronegatività: tendenza di un atomo ad attrarre verso di sé elettroni condivisi. 6. Affinità elettronica: energia liberata quando un elettrone si lega all'atomo in fase gassosa. Un valore positivo indica che tale energia viene rilasciata, mentre un valore negativo dice che è necessario fornire energia. ## LEZIONE 4: CONFIGURAZIONE ELETTRONICA Ogni funzione d'onda ha bisogno di 4 valori dei numeri quantici. Due funzioni d'onda si differenziano per almeno un valore di numero quantico, quando questo valore è s (il numero di spin elettronico), allora le due funzioni d'onda descrivono lo stesso orbitale ed il moto di due elettroni che hanno spin opposto. Il principio di esclusione di Pauli definisce che ogni orbitale atomico può contenere al massimo due elettroni. La regola di Hund/principio della massima molteplicità, afferma che: se più elettroni occupano orbitali degeneri, essi si distribuiscono con spin paralleli, sul numero massimo possibile di questi. | Elemento | Struttura di Lewis |Configurazione elettronica | Numero di elettroni di valenza | |---|---|---|---| | H: 1s¹ | He: 1s² | 2 | | He: 1s² | :Ne: 1s22s22p6| 8 | | Li: [He]2s¹ | | | | Be: [He]2s² | | | | B: [He]2s²2px¹ | | | | C: [He]2s²2px¹2py¹ | | | | N: [He]2s²2px¹2py12pz¹ | : Ar: 1s22s22p63s23p6 | 8 | | O: [He]2s²2px²2py¹2pz¹ | | | | F: [He]2s²2px²2py22pz¹ | | | | Ne: [He]2s²2px²2py22pz2 | Kr: [Ar]4s23d104p6| 8 | | Na: [Ne] 3s¹ | | | | ... | | | ### Regola dell'ottetto: Ciascun atomo tende ad avere il livello elettronico esterno completo (detto "guscio di valenza"), in genere costituito da otto elettroni. Questa configurazione elettronica è una condizione di particolare stabilità energetica tanto che l'atomo tende a non formare ulteriori legami. ## LEZIONE 3: LEGGI PONDERALI ### Unità di massima atomica (u.m.a.): È un'unità di misura per la massa atomica assoluta che dà la massa atomica relativa. 1 u.m.a. = 1/12 della massa atomica assoluta di 12C = 1,6606 x 10-24g = 1,6606 x 10-27kg ### Massa atomica relativa media o Peso atomico (u.m.a): Me = Σi MiPi / 100 Per esempio il cloro in natura è costituito da due isotopi, il 35Cl (con M=34,97 u.m.a. e p (percentuale o abbondanza) =75,77%) e il 37CI (con M= 36,97 u.m.a e p=24,23%), per cui la massa atomica relativa di Cl è: Mcl = [(34,97 × 75,77) + (36,97 × 24,23)] / 100 = 25,45 и. т. а. ### Peso molecolare: Somma delle masse atomiche relative degli atomi che formano la molecola. ### Legge di Lavoisier/legge della conservazione della massa: In tutte le trasformazioni chimiche la massa delle sostanze che si formano è uguale alla massa delle sostanze che si trasformano, cioè la massa si conserva. CH3CI (clorometano) + H2O (acqua) → CH3OH (metanolo) + HCl (cloruro di idrogeno) ### Legge delle proporzioni definite: La composizione elementare di ogni composto, cioè la percentuale di ciascun elemento che lo sostituisce, è definita, costante e caratteristica. ### Legge delle proporzioni multiple: Quando due elementi formano più composti, le diverse masse di uno di essi che si combinano con la stessa massa dell'altro stanno tra loro in un rapporto espresso da numeri interi e generalmente piccoli. ### Mole: Una mole di una determinata sostanza è la quantità di tale sostanza che contiene tante entità elementari (atomi, ioni, molecole, elettroni o altre entità specificate) quanti sono gli atomi contenuti in 12g esatti di 12C. Tale numero è chiamato Numero di Avogadro (NA) e vale: NA = 6,022 x 1023 entità/mol = 1/1 u.m.a ### Massa molare: La massa, in grammi, di una mole di una qualunque sostanza; essa è numericamente uguale alla massa atomica (o alla massa molecolare), quest'ultima espressa in u.m.a. Esempio: massa molare (H2O) = NA x massa di una molecola di H₂O (g) = 6,022 x 1023 (molecole/mol) x 18,02 (u.m.a/molecola) x 1.6606 x 10-24 (g/u.m.a.) = 18,02 g/mol ### Calcolo del numero di moli: n (mol) = m (g) / M ### Bilanciamento reazioni: C3H8(g) + 502(g) → 4H2O(g) + 3CO2(g) + E (sviluppo di energia) Spesso nell'equazione compaiono le indicazioni abbreviate degli stati fisici delle sostanze (s, I, g, aq). ## LEZIONE 2: I MODELLI DELL'ATOMO ### Modello di Schrödinger (meccanica quantistica) #### Equazione di Schrödinger: Hψ = Εψ. La funzione d'onda y lega la posizione dell'elettrone alla sua energia. Non si sta più parlando di orbita ma di orbitale (volume). y descrive il moto dell'elettrone attorno al nucleo nello spazio tridimensionale in funzione di 4 numeri quantici: n, m, l, s. w² è la probabilità di trovare l'elettrone attorno al nucleo. * n è il numero primario e va da 1 ad n dove n ∈ N, esso definisce il livello e la dimensione dell'orbitale. * I è il numero secondario e va da 1 ad (n-1). Indica la simmetria dell'orbitale. * m è il numero magnetico -l ≤ m ≤ l. Descrive l'orientamento dell'orbitale. * s (anche detto ms) è lo spin dell'elettrone, indica il senso di rotazione (verso dx o sx). Può assumere solo due valori: +1/2 e -1/2. Quest'ultimo è di fondamentale importanza per le proprietà magnetiche dei metalli. | n | l | m | s | Totale elettroni | |---|---|---|---|---| | 1 | 0 | 0 | 1→2e^(±) | 2 | | 2 | 0 | 0 | 1→2e | 8| | | 1 | -1, 0, +1 | 3→ 6e | | | 3 | 0 | 0 | 1→2e | 18 | | | 1 | -1, 0, +1 | 3→ 6e | | | | 2 | -2, -1, 0, +1, +2 | 5 → 10e | | | 4 | 0 | 0 | 1→2e | 32 | | | 1 | -1, 0, +1 | 3→ 6e | | | | 2 | -2, -1, 0, +1, +2 | 5 → 10e | | | | 3 | -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 | 7- 14e | | * Forme di orbitali s (I=0, m=0): sono a forma di sfera, la forma rimane invariata per ogni livello ma aumentano le dimensioni dell'orbitale. * Forme di orbitali p (n=2, I=1, m=-1, 0, 1): a doppio lobo. ### Modello di Hartree-Fock Attraverso degli esperimenti su atomi con n=2 gli scienziati incontrarono dei problemi di incongruenza con il modello di Bohr-Sommersfeld. Questo poiché anziché avere un unico valore di energia esso si sdoppiava, mentre addirittura per atomi con n=3 si divideva in 3. Il nuovo modello propose un diverso livello di energia tra un tipo di orbitale e l'altro (s e p ad esempio) ma lo stesso livello di energia tra due orbitali dello stesso tipo (2s oppure 2p). Il numero atomico Z coincide con il numero di protoni. Se l'atomo è neutro allora Z=e. Quando Z aumenta il primo orbitale si avvicina al nucleo. Si dicono orbitali degeneri quelli con la stessa energia. ## LEZIONE 1: STRUTTURA DELL'AΤΟΜΟ È la più piccola particella di un elemento che mantiene le proprietà chimiche dell'elemento stesso. Composto da: * nucleo (protoni e neutroni (massa: 10-27kg)→ noti come nucleoni), * periferia (elettroni con carica 1,602 * 10-19C). Atomo neutro: atomo in cui numero di protoni uguale al numero di elettroni. Il numero di protoni nel nucleo è di fondamentale importanza per distinguere due atomi con proprietà chimiche diverse. Gli atomi possono disporsi secondo un: * ordine cristallino (caratterizza stato solido); * ordine caotico (amorfo); * contaminato (atomo disposto diversamente dagli altri). * Numero atomico (Z): numero protoni = numero elettroni * Numero di massa (A): numero totale dei nucleoni (protoni + neutroni) AZnome elemento Es. 612C: Z=6 → 6 protoni = 6 elettroni; A=12 → è la somma di protoni e neutroni quindi 6 neutroni. ### Isotopi: Sono atomi con lo stesso Z e diverso A, diverso numero di neutroni e diversa massa (612C 0 614C). È importante sottolineare che le proprietà chimiche e chimico-fisiche dipendono solo dal numero atomico, e quindi sono le stesse per i diversi isotopi di uno stesso elemento. ### loni: Si differenziano dall'atomo neutro per l'acquisto o la perdita di uno o più elettroni: * Na⁺ (catione: perdono elettrone e¯), * CI (anione: acquistano elettrone e¯). ### 1.1 STORIA #### Modello di Thomson Egli ipotizzò l'atomo come un blocco denso in cui vi erano immersi elettroni sparsi. Gli esperimenti confutarono però questa teoria (si aspettava che i raggi di luce mandati nell'atomo fossero completamente deviati, invece ciò accadde solo in pochi punti). Si rese necessario un nuovo modello. #### Modello di Rutherford Ipotizzò l'atomo composto da un nucleo compatto circondato da elettroni ruotanti in orbite fisse. La stima sulla dimensione degli atomi di Rutherford fu corretta. Per comprendere la reattività degli elettroni si effettuarono numerosi esperimenti, i più importanti dei quali ci permisero di capire che ogni elemento, sottoposto ad una data energia emette una luce di colore caratteristico (i gas venivano posti all'interno di tubi alla pressione di 10³ atmosfere). Altri esperimenti però portarono a concludere che gli atomi emettono energia in modo discontinuo. Nacque così la fisica quantistica (un quanto è un "pacchetto" di energia). Ne derivò quindi un nuovo modello atomico. #### Modello di Bohr-Sommersfeld Gli elettroni si trovano in livelli energetici. Ogni livello è caratterizzato dalla sua energia ed essa rimane costante per ogni elettrone che gli appartiene e cambia solo al variare del livello. I livelli di valenza diventano più frequenti tra loro a mano a mano che ci si allontana dal nucleo. Ad una distanza "infinita" si passa alla fisica del continuo, dove l'energia cresce costantemente. Al di sotto di questo "limite" invece, si ha la fisica quantistica che di fatti si occupa di ciò che succede all'interno dell'atomo. Per far "saltare" un elettrone da un livello all'altro gli si deve somministrare una quantità esatta di energia. Nel 1923 De Broglie postulò che ad ogni particella libera è associata una determinata lunghezza d'onda: λ = h / || || dove || || è la quantità di moto e h la costante di Planck. La materia sembra assumere quindi una natura ondulatoria e non più solo corpuscolare. #### Principio di indeterminazione di Heisenberg ∆xp = 2h / || || Dove Ax indica la posizione della particella, Ap la sua quantità di moto ed h è invece la costante di Planck, che vale 6,63 10-24 J.s. Il principio afferma che non è possibile conoscere contemporaneamente (cioè calcolare) sia la posizione che la velocità di una particella. Infatti per poter stabilire uno di questi due valori si deve immettere una particella che però ha le stesse dimensioni di quelle che si vogliono misurare, motivo per cui esse entrano in contatto e non è più possibile effettuare entrambe le misure allo stesso momento. L'energia di un fotone è: E = hv, E indica l'energia, h è la costante di Planck, v indica la frequenza (lettera greca "ni").