Atomo e Materia: Tavola Periodica, Legame Chimico, Proprietà - Prof. Hanau, Schemi e mappe concettuali di Chimica

Scarica Atomo e Materia: Tavola Periodica, Legame Chimico, Proprietà - Prof. Hanau e più Schemi e mappe concettuali in PDF di Chimica solo su Docsity! Chimica 1. Struttura della materia: tavola periodica; atomo e composti; elettronegatività e legami chimici. 2. Proprietà dell’acqua. 3. Stati di aggregazione della materia: aeriformi e loro proprietà. 4. Liquidi, miscele, soluzioni e metodi per esprimerne la concentrazione. 5. Proprietà colligative, osmosi e membrane semipermeabili. Teoria della chimica: tutti i materiali sono formati da atomi particelle elettricamente neutre, che quando perdono o acquistano elettroni diventano ioni, particelle elettricamente cariche. Atomo Numero atomico (Z) = n° di protoni presenti in un atomo → Z determina le proprietà dell'atomo, in quanto equivale al n° di elettroni, i quali stabiliscono le proprietà dell'atomo determinando i tipi di legame che si possono formare (guscio di valenza) Massa atomica (A) = massa media ponderata di tutti gli isotopi (protoni + neutroni) Isotopi = atomi di uno stesso elemento ma con un ≠ N° di neutroni (es.14C e 12C) Si può anche parlare di PA (peso atomico) al posto di MA (massa atomica) bisogna però sapere che peso e massa non sono la stessa cosa, in quanto p = m . g dove g=accelerazione di gravità. Configurazione elettronica: rappresentazione dei sottolivelli occupati dagli elettroni in un atomo o ione - Principio di Aufbau: gli elettroni occupano dapprima gli orbitali a più bassa energia - Principio di Paul: in ogni orbitale non ci possono essere più di due elettroni, con spin opposto - Regola di Hund: gli elettroni non si accoppiano in orbitali con la stessa energia finché ogni orbitale non è riempito con almeno un elettrone La mole Mole = quantità di sostanza che contiene un numero definito di particelle (atomi/molecole/ioni) 1 mole = N° di Avogadro = 6,022 x 1023 1 mole di sostanza contiene SEMPRE 6,022 x 1023 particelle (atomi/molecole/ioni) Esempio: una mole di H corrisponde a 1,008g e contiene 6,022 x 1023 atomi di H Esempio: calcola il numero di atomi contenuti in 4 mol di atomi di ferro 1 mol Fe → 6,022 x 1023 atomi Fe → 4 mol x 6,022 x 1023 → 2,41 x 1024 atomi Fe Tavola periodica degli elementi - Colonne = GRUPPI (uguale configurazione esterna) - Righe = PERIODI (ultimo guscio occupato) - Gas nobili: unici elementi allo stato monoatomico, sono STABILI (bassa energia) nel guscio esterno hanno 8 e- - Regola dell'ottetto: raggiungere la configurazione esterna dei gas nobili per raggiungere la stabilità - Stabilità = minima energia possibile → raggiunta tramite legami Proprietà periodiche • Raggio atomico: metà della distanza minima di avvicinamento tra i nuclei di due atomi dello stesso elemento • Energia di ionizzazione: energia necessaria per rimuovere un elettrone da un atomo • Affinità elettronica: energia che si libera quando l'atomo cattura un elettrone • Elettronegatività: misura la tendenza di un atomo ad attrarre a sé gli elettroni coinvolti in un legame (inversamente proporzionale a raggio e volume atomico) 12 6C Legami INTRAmolecolari • Legame ionico: legame dovuto alla forza di attrazione elettrostatica che tiene uniti gli ioni di carica opposta Si forma tra atomi con grande differenza di elettronegatività (primi e ultimi gruppi es. NaCl) • Legame metallico: dovuto all'attrazione tra ioni metallici positivi e gli elettroni mobili che li cirondano (mare di elettrobni mobili) • Legame covalente: si forma quando due atomi mettono in comune una o più coppie di elettroni Legame covalente puro Si forma tra atomi con bassa o nulla differenza di elettronegatività, perché la differenza non è sufficiente a permettere un trasferimento di elettroni. Formazione orbitale molecolare, nube elettronica che circonda i due nuclei degli atomi partecipanti Legame covalente polare Si forma tra atomi con diversa elettronegatività, l'atomo più elettronegativo attrae a se gli elettroni – legame polarizzato → formazione dipolo Legame covalente dativo: la coppia di elettroni condivisa è fornita da un solo atomo (donatore) Chelante: composto che riesce a formare 2 o più legami dativi es. EDTA – anticoagulante, chela il Ca Forze INTERmolecolari • Forze di Van Der Waals: legami elettrostatici tra dipoli permanenti o temporanei Forze dipolo-dipolo: legami elettrostatici tra dipoli permanenti – molecole POLARI Forze di London: attrazione tra dipoli temporanei di molecole vicine – molecole APOLARI • Legame a H: idrogeno legato covalentemente ad un atomo piccolo, molto elettronegativo, e con una coppia elettronica libera (F O N) Acqua - Legami intramolecolari: legame covalente polare: legami tra O e H polarizzati con una parziale carica negativa sull'O e una parziale carica positiva sugli H – dipolo, responsabile delle proprietà chimiche e fisiche - Legami intermolecolari: legame a H, formazione ponti a H, motivo per cui l'acqua bolle a 100°C, più forti sono le forze di legame, più alto è il punto di fusione/ebollizione Liquido bolle quando Pvapore = Patmosferica/esterna Pvapore = pressione che il vapore esercita nelle condizioni di equilibrio sulla sua fase liquida Sostanze in acqua: Idrofiliche (es. sostanze polari) Idrofobiche (es. sostanze apolari) Anfipatiche (metà e metà) - Idrati: composti che, allo stato solido, sono legati a molecole d'acqua - Anidri: composti a cui è stata rimossa l'acqua - Sostanze igroscopiche: assorbono l'umidità dell'aria - Legame idrofobico Il legame idrofobico o interazione idrofobica, è la forza che tiene legate più molecole apolari senza un legame chimico. Le molecole apolari non si legano all'acqua, per cui si avvicinano ed interagiscono tra loro minimizzando l'energia del sistema. Condizioni perché avvenga una reazione chimica: - Le molecole si urtano - Avvengono urti orientati correttamente - Avvengono urti efficaci, devono superare l'energia di attivazione (energia che serve perché avvenga la reazione che è l'E dello stato di transizione) Catalizzatori (es. enzimi) aumentano la velocità di reazione abbassando l'energia di attivazione I catalizzatori NON vengono modificati nella reazione e non ne modificano l'equilibrio, ma solo la velocità V di reazione dipende dalla concentrazione dei reagenti Reazione di 1° ordine: A → P V = k * [A] Reazione di 2° ordine: 2A → P V = k * [A]2 A + B → P V = k * [A] [B] Reazione di ordine 0: V = k La k di V aumenta con il crescere dell’energia di attivazione G Equilibrio: la velocità con cui si formano i prodotti diventa uguale alla velocità con cui si formano i reagenti, all'equilibrio G = 0 Legge di azione delle masse all'equilibrio V1=V2 - Alto valore di Keq → equilibrio spostato a destra - Basso valore di Keq → equilibrio spostato a sinistra Anche la Keq, oltre al G, indica se la reazione è spontanea • Se G < 0 la Keq >1 • Se G > 0 la Keq <1 Principio di Le Chatelier Un sistema all'equilibrio, soggetto ad una perturbazione, risponde in modo da minimizzare l'effetto della perturbazione Es: aggiungendo reagenti o togliendo prodotti la reazione si sposta verso destra; aumentare la P equivale ad aumentare reagenti; aumentando la T, in caso di reazione esotermica, la reazione si sposta a sinistra perché il calore è un prodotto. Matematica* Logaritmo: esponente da dare alla base per ottenere l'argomento Il pH H2O, anche se poco, si dissocia in ioni H+ (H3O+) e ioni OH- Prodotto ionico dell'acqua: Kw = 10-14 = [H+] [OH-] all’equilibrio e a 25°C pH = - log [H+] log negativo, significa che più è alta la [H+], più è basso il pH pKw = 14 → somma di pH + pOH H2O ha pH = 7 → neutro Soluzione acida se [H+] > [OH-], basica se [H+] < [OH-] H2O pura è un elettrolita anfotero: si può comportare sia da acido che da base Un acido quando si dissocia forma la sua base coniugata, e viceversa una base quando si protona, forma il suo acido coniugato. “Titolo” di una soluzione = concentrazione della soluzione Titolazione acido-base: determinazione della concentrazione di un acido con una base o viceversa → Punto di equivalenza Metodi per misurare il pH Indicatori di pH: acidi deboli che cambiano colore perché la loro forma indissociata ha colore diverso da quella dissociata K di equilibrio acido o K di dissociazione dell'acido Equazione di Handerson – Hasselbalch Sistema tampone Sistema in grado di mantenere pH costante, nonostante l'aggiunta di piccole quantità di acido o base. Formato da acido debole e un suo sale solubile (base coniugata), o una base debole ed un suo sale solubile (acido coniugato) Metabolismo produce continuamente ioni H+, il pH resta costante grazie a sistemi tampone pH sangue arterioso 7,43; pH sangue venoso 7,37 se il pH aumenta, si ha alcalosi (o alcalemia), da cui si può passare a tetania se il pH diminuisce, si ha acidosi (o acidemia), da cui si può passare al coma Metabolismo produce continuamente CO2 Tamponi del sangue: - Bicarbonato - Fosfato - Proteine (albumina ed emoglobina) Tipologie di reazione - Sintesi: 2H2 + O2 → 2 H2O - Dissociazione ionica: HCl + H2O → Cl- + H3O+ - Neutralizzazione: HCl + NaOH → NaCl + H2O - Scissione o decomposizione: CaCO3 + calore → CaO + CO2 - Precipitazione: AgNO3 + NaCl → NaNO3 + AgCl (s) - Ossidoriduzione: Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu La tendenza del reagente a donare o acquistare e- può essere quantificata come potenziale di ossidoriduzione E0. Maggiore è il valore, maggiore è la tendenza ad acquistare e- La pila o cella voltaica / galvanica Trasforma energia chimica redox in energia elettrica Fenomeno contrario: elettrolisi, energia elettrica usata per far avvenire una redox Miscela racemica: 2 enantiomeri che ruotano la luce polarizzata di uno stesso angolo α, ma in senso opposto. Sistema R-S Alcoli Composti con più gruppi alcolici: polioli Fenoli: composti aromatici con uno o più gruppi ossidrilici Legame C-O fortemente polarizzato, l’O agisce da nucleofilo, reagendo con molti gruppi elettrofili Ammine Derivati organici dell'ammoniaca NH3, sostituendo uno, due o tre atomi di idrogeno, si ottengono rispettivamente le ammine primarie, secondarie e terziarie - Sono leggermente più basiche dell'ammoniaca perché i metili sono elettron-repulsori - L'ammina terziaria però è meno basica dell'ammina primaria per ingombro sterico - Molto meno basiche le ammine aromatiche perché il doppietto elettronico viene delocalizzato Acidi carbossilici Reazione di saponificazione: idrolisi degli esteri degli acidi grassi in ambiente basico