riassunto chimica ingegneria gestionale, Appunti di Chimica

Scarica riassunto chimica ingegneria gestionale e più Appunti in PDF di Chimica solo su Docsity! Riassunto chimica Z Numero atomico= n protoni A Numero di massa= protoni+ neutroni= nucleoni A-Z= carica nucleare Nuclide: specie atomica con determinata composizione del nucleo Isomeri: composti diversi con stessa formula molecolare(numero atomi) Uma= 1,6606*10-24  massaRelativa= m.assoluta dell’isotopo/uma Mole: una certa quantità di materia che contiene un numero fisso di particelle Na= numeroAvogadro= 6,022*1023 entità/mol nMoli= g/(g/mol) nParticelle= nMoli*nAvogadro DeBroglie: ogni particella in movimento ha prop ondulatorie elettrone ruota attorno al nucleo come onda stazionaria principio di indeterminazione di Heisemberg : particella molto piccola- posizione e velocità. Può essere determinata l’energia equazioni di Schrodinger: modifica de Broglie, stavolta valida per particelle vincolate equazione d’onda ¿φ∨¿2 ¿ probabilità di trovare l’elettrone in un volume infinitesimo dV= dxdydz intorno a un punto dalle coordinate x,y,z DENSTA’ DI PROBABILITA’: probabilità di trovare l’elettrone in tutto lo spazio deve essere pari a 1 che corrisponde alla certezza Degeneri : orbitali caratterizzati dallo stesso livello energetico Orbitale: equazione matematica, zona attorno al nucleo in cui è possibile trovare elettrone: ogni orbitale corrisponde a un determinato stato stazionario N: numero quantico principale definisce valori possibili di energia dell’elettrone ruotando attorno al nucleo L: numero quantico secondario quantizzazione del modulo del momento della quantità di moto dell’elettrone L=0  orb s L=1  orb p L=2 orb d L=3 orb f N=1,2,3…. L= 0,1,2,…, n-1 m= -L,…0,…,+L M: numero quantico magnetico quantizzazione della proiezione del momento della quantità di moto dell’elettrone lungo una direzione definita Ms= quarto numero quantico spin: moto di rotazione attorno al proprio asse, associato al momento intrinseco della quantità di moto ATOMI POLIELETTRONICI: l’energia non dipende solo da n ma anche da l Principio di minima energia: ogni elettrone occupa l’orbitale con E più bassa Principio di Pauli: in un atomo non possono esistere due elettroni caratterizzati dalla stessa quaterna di valori di numeri quantici Regola di Hund o della massima molteplicità: all’interno di un gruppo di orbitali degeneri, gli elettroni di un atomo allo stato fondamentale tendono a occupare prima spin paralleli Zeff Carica nucleare efficacie: elettrone più esterno risente di una carica minore rispetto a quella reale del nucleo: azione d schermatura da parte degli altri elettroni presenti; dipende dal tipo di orbitale in cui si trova l’e più esterno(s>p>d>f) e dalla capacità degli elettroni di schermare in nucleo. Non cambia molto scendendo lungo il gruppo, aumenta di molto lungo il periodo Aumenta lungo gruppo diminuisce lungo periodo: Raggio atomico Carattere metallico Diminuisce lungo gruppo aumenta lungo periodo: Ionizzazione: prima ionizzazione(E necessaria per rimuovere l’elettrone ad energia più alta ad un atomo neutro e isolato nello stato gassoso endotermico),seconda,terza,… sempre più E Affinità elettronica: E per formare uno ione negativo da parte di un atomo neutro: primo ordine processo esotermico, secondo ordine processo endotermico Elettronegatività: capacità di un atomo di attrarre elettroni condivisi in una molecola LEGAME CHIMICO Legame ionico: tra atomo con bassa energia di ionizzazione e un atomo con alta affinità elettronica(estremi della tavola periodica) NaCl-KBr-MgI2-CaF3-CaCl2-CaCO3-CaO-B2O3-Li2O-AlO3 Attrazione tra ioni di carica opposta si formano i reticoli cristallini E.reticolare è l’energia che si crea dalla formazione di un reticolo cristallino. È direttamente proporzionale alle cariche degli ioni KBr K+ Br- Al2O3 2Al(+3 ) O(2-) Valenza ionica: numero di e che un elettrone può scambiare trasformandosi in cationi o anioni massimo carica positiva che uno ione può assumere in un composto ionico è uguale al numero dei suoi elettroni di valenza e la massima carica negativa è uguale al numero di e mancanti al raggiungimento della configurazione del gas nobile successivo legame covalente: si forma per condivisione tra atomi di una o più coppie di elettroni fino al raggiungimento della configurazione elettronica di un gas nobile H2-Cl2-O2-N2-H2O-NH3-CH4-HCl-HBr-HF-SiO2 la teoria di lewis descrive caratteristiche qualitative del legame covalente legame covalente dativo: lo stesso atomo fornisce la coppia di elettroni di legame a un atomo che ha una lacuna di elettroni: NH3 N fornisce coppia a H di NH4+ teoria del legame di valenza VB: prende in considerazione alcuni degli elettroni di valenza e limita la localizzazione di ciascuno di essi a una coppia di atomi contigui legami sigma: distribuzione simmetrica(cilindiìrica) attorno all’asse internucleare legami pigreco: distribuzione ripartita in due regioni identiche opposte all’asse teoria degli orbitali molecolari MO: tutti gli orbitali risentono dell’influenza dei nuclei di tutti gli atomi della molecola e sono completamente condivisi(delocalizzati) il legame è tanto più forte quanto è maggiore la sovrapposizione delle funzioni d’onda atomiche: MASSIMA SOVRAPPOSZIONE DEGLI ORBITALI ATOMICI DIREZIONALITA’ LEGAME COVALENTE STATI DI VALENZA: il numero di legami non dipende dagli elettroni spaiati presenti allo stato fondamentale(orbitali con E più basse) ma dal numero di e spaiati allo stato eccitato Valenza: n di e spaiati(singoli) negli orbitali più esterni, corrisponde al numero di legami che l’atomo forma in una molecola Ibridazione: prevede una combinazione degli orbitali atomici: da questa si formano orbitali ibridi N orbitali atomici n orbitali ibridi Teoria delle bande: gli orbitali atomici AO, in ciascun atomo possono. Dare origine a orbitali molecolari MO con tutti atomi vicini. Quindi avendo n(AO) si ottengono n(MO) estesi a tutto il cristallo. In un cristallo formato da tanti atomi, i livelli energetici degli orbitali molecolari sono talmente ravvicinati da formare una banda continua,in cui possiamo pensare che l’energia non sia quantizzata Banda di valenza: banda a più alta energia che può essere piena o parzialmente riempita Banda di conduzione: banda a bassa energia contenente livelli vuoti Metallo: livelli energetici vuoti disponibili per il moto degli elettroni Isolante(diamante) banda di valenza satura e separata dalla banda di conduzione da un gap= 5,6eV semiconduttore: banda valenza satura, gap energetico basso= 1,1eV(Si)------= 0.7eV(germanio) conduttori: conducibilità aumenta con T Drogaggio: il drogaggio di un semiconduttore del gruppo IV consiste nella sostituzione di alcuni atomi, nell’ordine di un atomo per milione, con atomi appartenenti al gruppo V(donatori) oppure del III(accettori) Semiconduttori intriseci: numero uguale di elettroni e lacune Semiconduttori estrinseci: si ha un eccesso di uno dei due portatori superconduttori: conducibilità dovuta al moto di elettroni e/o lacune—aumenta all’aumentare di T. condurre senza incontrare resistenza, dovuta all’urto tra elettroni(raffreddo, meno urti, resistenza minore) ma gli urti non dovrebbero mai essere nulli. ESISTE UNA T AL DI SOTTO DELLA QUALE è POSSIBILE CONDURRE SENZA INCONTRARE RESISTENZA. Effetto meissner: se si raffredda un superconduttore al disotto della Tc ,IN PRESENZA DI UN CAMPO MAGNETICO ESTRENO H, UN SUPERCONDUTTTORE ESPELLE LE LINEE DI FLUSSO E SI COMPORTA COME UN DIMAGNETE: gli elettroni che sono liberi di muoversi schermano completamente il campo esterno modificando il loro moto. 1- aumento temperatura sopra una Tc(FERROPNICTIDI superc ad alte T: cavi o di film sottili, può rivoluzionare l’attività industriale nell’area elettrica, magnetica ed elettronica TRENI MAGLEV) 2- aumenta campo elettrico sopra un Hc 3- aumento la correte sopra un Jc che provoca un aumento di H in presenza di impurezze magnetiche in un materiale, si tende ad abbassare la Tc o a cancellare prop di superconduttore trasportare una enorme quantità di corrente con dim mezzo trasportatore piccole  dispositivi per apparecchiature militari e sistemi telefonici cellulari che funzionano alle frequenze delle microonde;  sensori e dispositivi elettromeccanici per l’impiego su veicoli spaziali;  circuiti nei calcolatori per aumentare la velocità di elaborazione. LEGAMI DEBOLI: forze attrattive tra entità discrete come atomi o molecole E<50kJ/mol 1- legami a idrogeno tra H e atomo molto elettronegativo e piccolo(comportamento anomalo dell’H2O quando si solidifica: aumenta volume e dimuisce densità. DURANTE LA SOLIDIFICAZIONE SI FORMANO LEGAMI A IDROGENO STABILI CON PRECISI ANGOLI DI LEGAME CHE PORTANO A UN AUMENTO DI VOLUME aumento T ebollizione H2O-HF-NH3-CH4 DNA 2- legami dipolari a. interazioni ione-dipolo attrazione elettrostatica tra carica ione e il dipolo delle molecole circostanti(idratazione dei cationi in H2O SOLAVATAZIONE) NaCl + n(H2O)  Na(H2O)x ++ Cl(H2O)x - b. interazioni di Van der Waals ATTRAZIONE TRA MOLECOLE NEUTRE i. dipolo permanente – dipolo permanente mol neutre polari ii. dipolo permanente- dipolo indotto mol neutre polari e apolari H2O—Br2, spostamento di una parziale carica negativa alla più lontana Br iii. dipolo istantaneo- dipolo indotto mol apolari H2-N2-O2-CH4-He-Ne spostamenti temporanei di carica che forma un dipolo istantaneo variabile nel tempo e mediamente nullo. Questo genera un campo elettrico che polarizza le particelle circostanti creando dipoli indotto. Tra questi si creano le forze di attrazione di London. L’intensità dipende dalla facilita di polarizzare una particella(atomi più grandi sono più facilmenete polarizzabili) Menisco concavo(H2O): legami a idrogeno tra H20 e SiO2 del vetro sono più forti dell’H20 Menisco convesso(Hg): legame metallico più forte delle forze di london tra Hg e vetro Tensione superficiale Temperatura di ebollizione STATO SOLIDO - forze attrattive tra particelle prevalgono sull’agitazione termica - non c’è libertà di movimento - tutte le sostanze si possono trovare allo stato solido, l’intervallo di T dipende dalle forze tra le particelle(attrazzioni più deboli temp. Inferiori passaggio allo stato liquido) - incomprimibili - forma propria - rigidi 1- solidi cristallini: prop. Ottiche meccaniche ed elettriche ANISOTROPICHE 2- solidi amorfi(vetro): prop. Ottiche meccaniche ed elettriche ISOTROPE(stesse in diversi punti), non hanno temp. fusione ben definita 3- solidi policristallini(solidi metallici): agglomerati all’apparenza amorfi con caratteristiche isotropiche perché sono orientati in maniera casuale e nell’insieme risultano essere uguali la struttura di un solido è determinata da un bilancio delle forze attrattive e forze repulsive POLIMORFISMO: quando una sostanza cristallizza in condizioni diverse da origine a cristalli con struttura diversa calcite e aragonite ALLOTROPIA se a specie che da origine a sostanza diverse è una specie allo elementare  diamante-- grafite ISOMORFISMO quando sostanze diverse possono cristallizzare nella stessa forma dando cristalli simili STATO LIQUIDO: - forze intermolecolari più deboli - no volume proprio - struttura disordinata - isotropia proprietà: 1- PRESSIONE DI VAPORE: quando in un recipiente a una certa temperatura si ha che il volume condensato è uguale al volume evaporato, la pressione esercitata dalle molecole nella fase di vapore è chiamata tensione di vapore. Dipende dalla temperatura e dalla E di vaporizzazione = e-Lvap/RT 2- TENSIONE SUPERFICALE: energia richiesta per aumentare l’area della superficie del liquido di una unità VIENE DEFINITA BAGNABILITÀ LA CAPACITÀ CHE HA UN LIQUIDO DI MANTENERE IL CONTATTO CON UNA SUPERFICIE SOLIDA 3- VISCOSITA’: resistenza che ha un liquido allo scorrimento a. Forma e dimensione molecole b. Forse intermolecolari diminuisce all’aumentare di T Tensioattivi: sostanze che sciolte in H2O ne diminuiscono la tensione superficiale, aumentando il potere bagnante Solubilità: massima quantità di una sostanza che si può aggiungere a un solvente senza che si verifichi una separazione di fase - Temperatura : o aumenta  se processo endotermico o diminuisce se processo esotermico - pressione: aumenta aumenta (lattine Coca Cola) cristalli liquidi: tipiche delle sostanza termotropiche, intervallo dopo inizia. Diventare molle fino a diventare liquido. Sono asintropiche,molecole allineate lungo una direzione detta direttore ma hanno libertà di movimento. Spesso hanno una parte rigida legata a parti flessibili e see presentano un momento dipolare porta a deboli attrazione intermolecolari Si parla di ordine ORIENTAZINALE o ordine SPAZIALE fasi liquido-cristalline dette mesofasi: NEMATICA: solo ordine orientazionale NEMATICA CHIARLE: lungo il direttore ma inclinate rispetto ad esso, movimento elicoidale SMETTICA: entrambi ordinati