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RIASSUNTO D'ESAME Fondamenti di Chimica Struttura atomica · Legame chimico · Stechiometria · Termochimica H₂O · NaCl · CO₂ · CH₃COOH · sp³ · ΔH° 1–3 5 Materia, Termochimica atomi, 9 reazioni Ibridazione 7 e MO Andamenti 6 periodici Struttura 4 quantistica Stechiometria ★ 8 Legame Formulario e Lewis finale
Capitolo 3 — Reazioni chimiche e soluzioni Bilanciamento e stechiometria di base CONCETTO FONDAMENTALE (LAVOISIER) Legge di conservazione della massa: la materia non si crea né si distrugge. Ogni equazione chimica deve essere bilanciata (stesso numero di atomi di ogni elemento tra reagenti e prodotti) per avere significato quantitativo. I numeri davanti alle formule sono i coefficienti stechiometrici; il loro studio costituisce la stechiometria. ESEMPIO Combustione di un idrocarburo: produce sempre e solo CO₂ e H₂O. 2 C₈H¹⁸(l) + 25 O₂(g) → 16 CO₂(g) + 18 H₂O(g) Equilibrio chimico (cenni) Molte reazioni sono reversibili: avvengono in entrambe le direzioni (sintesi/decomposizione) fino a raggiungere un equilibrio dinamico, in cui le velocità delle due reazioni opposte si eguagliano. Alcune reazioni favoriscono i prodotti (quasi completa conversione), altre favoriscono i reagenti (poco prodotto formato). Soluzioni acquose ed elettroliti Soluzione: miscela omogenea di solvente (es. acqua) e soluto. Quando un solido ionico si scioglie in acqua, gli ioni si separano (dissociazione) e vengono idratati. Tipo Comportamento Esempio Elettrolita forte Dissociazione ~100%, buon conduttore NaCl, acidi/basi forti Elettrolita debole Ionizzazione parziale, conduce poco CH₃COOH, NH₃ Non elettrolita Nessuno ione formato, non conduce Etanolo C₂H₆O Regole di solubilità dei composti ionici SOLUBILI (CON ECCEZIONI) Quasi tutti i sali di Na⁺, K⁺, NH₄⁺ · Nitrati, clorati, perclorati, acetati · Sali di Cl⁻, Br⁻, I⁻ (tranne Ag⁺, Hg₂²⁺, Pb²⁺) · Solfati SO₄²⁻ (tranne Ca, Sr, Ba, Pb, Ag) INSOLUBILI (CON ECCEZIONI) Carbonati, fosfati, ossalati, cromati, solfuri (tranne sali NH₄⁺ e alcalini) · Ossidi e idrossidi dei metalli (tranne alcalini, Ba(OH)₂, Sr(OH)₂) Tipi di reazioni in soluzione acquosa 1.…
Prima legge della termodinamica FORMULA CHIAVE ΔU = q + w (energia interna = calore + lavoro scambiati dal sistema) Lavoro pressione-volume: w = −PΔV Caso Conseguenza Volume costante (ΔV=0) w = 0 ⇒ ΔU = qV Pressione costante ΔH = qP (H = U + PV, entalpia) ATTENZIONE AI SEGNI q>0 ed w>0 quando energia/lavoro sono trasferiti al sistema (endotermico / lavoro subito); q<0 e w<0 quando il sistema cede energia o compie lavoro sull'ambiente. Entalpia di reazione e legge di Hess LEGGE DI HESS Se una reazione è la somma di più reazioni, ΔrH° del processo totale è la somma delle ΔrH° delle singole reazioni (eventualmente invertendo il segno se si inverte la reazione, o moltiplicando se si moltiplicano i coefficienti). ESEMPIO Formazione di CH₄ da C(s) + 2H₂(g): combinando le combustioni di C, H₂ e CH₄ (invertendo quella del CH₄ e raddoppiando quella dell'H₂) si ottiene ΔrH° = −74,8 kJ/mol-rxn (esotermica, tipico delle reazioni di formazione) Entalpie standard di formazione FORMULA CHIAVE — CALCOLO DI Δ R H° ΔrH° = Σ n ΔfH°(prodotti) − Σ n ΔfH°(reagenti) CONCETTO ΔfH° di un elemento nel suo stato standard è zero. La maggior parte dei composti ha ΔfH° negativo (formazione esotermica). ESEMPIO CaCO₃(s) → CaO(s) + CO₂(g): ΔrH° = [−635,1 + (−393,5)] − (−1207,6) = +179,0 kJ/mol-rxn (endotermica) Entalpia di legame FORMULA ΔrH° = Σ D(legami rotti) − Σ D(legami formati) Rompere un legame richiede energia (endotermico, D>0); formare un legame libera energia (esotermico). Pagina 13 di 25
Capitolo 8 — Legame chimico e struttura molecolare Tipi di legame • Legame covalente: condivisione di elettroni di valenza (tra non metalli) • Legame ionico: trasferimento di elettroni, attrazione elettrostatica (metallo + non metallo) • Legame metallico: tra atomi metallici CONCETTO Molecole/ioni di soli non metalli → legame covalente. Presenza di un metallo nella formula → probabilmente ionico. Nella maggior parte dei composti reali il legame ha carattere intermedio (polarità), in base alla differenza di elettronegatività. Regola dell'ottetto e strutture di Lewis Gli elementi tendono a raggiungere la configurazione stabile del gas nobile più vicino (8 elettroni di valenza, eccetto H che si ferma a 2). PROCEDURA PER DISEGNARE UNA STRUTTURA DI LEWIS 1. Individuare l'atomo centrale (di solito quello con minore elettronegatività/affinità elettronica) 2. Contare il totale degli elettroni di valenza 3. Porre una coppia di elettroni (legame singolo) tra ogni coppia di atomi legati 4. Completare l'ottetto sugli atomi terminali con coppie solitarie 5. Assegnare gli elettroni restanti all'atomo centrale 6. Se l'atomo centrale non ha l'ottetto, spostare coppie solitarie da atomi terminali per formare legami multipli (doppi/ tripli, tipici tra C, N, O) Carica formale FORMULA CF = (elettroni di valenza dell'atomo libero) − (elettroni di coppie solitarie + ½ elettroni di legame) PRINCIPIO DI ELETTRONEUTRALITÀ (PAULING) La struttura di Lewis migliore è quella con le cariche formali più vicine a zero; eventuali cariche negative vanno sugli atomi più elettronegativi, quelle positive sugli atomi meno elettronegativi. Risonanza Quando una singola struttura di Lewis non descrive correttamente la molecola (es. lunghezze di legame osservate intermedie tra singolo e doppio legame), si…
DE BROGLIE ELETTRONI MAX/SOTTOLIVELLO λ = h/(mv) 2(2l+1) LIVELLI ENERGETICI H N° MASSA En = −RHhc/n² A = p⁺ + n ELETTRONI MAX/LIVELLO CARICA NUCLEARE EFFICACE 2n² Z* = Z − S Legame chimico CARICA FORMALE ORDINE DI LEGAME (LEWIS) CF = V − (L + ½B) coppie condivise / connessioni LEGGE DI COULOMB ORDINE DI LEGAME (MO) F = −k(n⁺e)(n⁻e)/d² OB = (Nb−Na)/2 Promemoria — concetti spesso chiesti all'esame • Bilanciare sempre le equazioni prima di ogni calcolo stechiometrico. • Distinguere reazione di precipitazione / acido-base / sviluppo gas / redox e saper scrivere l'equazione ionica netta (eliminando gli ioni spettatori). • Riconoscere reagente limitante confrontando il rapporto moli disponibili con il rapporto stechiometrico richiesto. • Saper applicare la legge di Hess sommando/invertendo/moltiplicando reazioni note. • Saper disegnare strutture di Lewis, calcolare cariche formali e scegliere la struttura di risonanza migliore. • Collegare geometria VSEPR ↔ ibridazione ↔ polarità della molecola. • Conoscere gli andamenti periodici (raggio, IE, EA, elettronegatività) e la loro spiegazione tramite Z*. • Saper scrivere la configurazione elettronica di atomi e ioni (incluse le eccezioni Cr, Cu). — Fine del riassunto — Buono studio! ⚕️ Pagina 25 di 25
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