Gli atomi sono indistruttibili e mantengono la loro identità nelle reazioni chimiche

U composto si forma dagli elementi mediante la combinazione degli atomi di elementi diversi secondo rapporti di numeri interi.

La legge delle proporzioni multiple

Quando due elementi formano più di un composto tra loro le masse di uno degli elementi che si combinano con una massa uguale dell'altro elemento sono fra loro secondo rapporti da numeri interi e piccoli.

La legge di combinazione dei volumi

I volumi di due gas che reagiscono tra loro (nelle stesse co 737j98h mbinazioni di temperatura e di pressione) sono secondo rapporti dati da numeri piccoli e interi. Inoltre anche il rapporto del volume di ciascun prodotto gassoso al volume di ciascun gas reagente è dato da numeri piccoli e interi. (Joseph Gay - Lussac).

L'ipotesi di Avogadro

Volumi uguali di gas diversi misurati nelle stese condizioni di temperatura e di pressione contengono lo stesso numero di particelle.

Definizioni

Eterogeneo: presenta zone con proprietà differenti

Omogeneo: proprietà non variano nel campione

Miscela: è possibile separare i componenti di cui sono costituite con metodi fisici comuni come distillazione.

Composto: sostanze che contengono due o più elementi.

Numero atomico: numero di protoni e di elettroni

Numero di massa: numero di protoni + numero di neutroni.

Volume molare: il volume occupato da una mole della sostanza.

Formula empirica: la formula più semplice che dà il corretto rapporto di atomi di ciascuna specie in una sostanza cioè il rapporto di combinazione.

Formula molecolare: specifica il numero di atomi di ciascun elemento in una molecola della sostanza.

Ioni e composti ionici

Gli elettroni occupano una serie di gusci più interni che circondano il nucleo e non sono coinvolti nella formazioni di legami tra gli atomi. Il guscio più esterno parzialmente riempito (guscio di valenza) contiene gli elettroni da considerare nella maggior parte dei legami chimici cioè gli elettroni di valenza.

Il numero di elettroni di valenza in un atomo neutro di un elemento è uguale al numero del gruppo dell'elemento nella tavola periodica.

Il modello di Lewis rappresenta gli elettroni di valenza con dei punti, gli elettroni di core non vengono mostrati.

Uno ione con carica positiva (catione) si forma quando un atomo perde uno o più elettroni mentre uno con carica negativa (anione) si forma quando un atomo acquista elettroni.

Tendenza degli atomi a raggiungere ottetti di valenza. Gli atomi dei gruppo I II lo raggiungono perdendo elettroni per formare dei cationi, gli atomi dei gruppi VI VII lo fanno acquistando elettroni.

In un legame covalente gli elettroni non vengono trasferiti da un atomo all'altro ma vengono condivisi.

La regola fondamentale che sta alla base delle formule di struttura di Lewis e la regola dell'ottetto gli elettroni in un composto covalente sono distribuiti in modo tale che ogni elemento dei gruppi principali sia circondato da otto elettroni. Le coppie di elettroni non condivise vengono chiamate coppie solitarie. In un doppio legame sono condivise due coppie di elettroni mentre in un triplo legame tre.

Le formule di struttura di Lewis

L'idrogeno ed il fluoro sono sempre atomi terminali nelle formule di struttura di Lewis

Contate il numero totale di elettroni di valenza pari al gruppo di appartenenza. Se è uno ione negativo aggiungete il valore assoluto della carica totale, se è positivo sottraete il valore della carica.

Calcolate il numero di elettroni necessario per far si che ciascun atomo abbia attorno a se un numero di elettroni pari a quelli del gas nobile successivo.

Sottraete a questo numero quello calcolato nel punto 1 = numero di elettroni condivisi.

Assegnate due elettroni di legame ad ogni legame della molecola o ione.

Se rimangono elettroni di legame assegnateli a coppie rendendo alcuni dei legami doppi o tripli

Sistemare i restanti elettroni come coppie solitarie sugli atomi dando degli ottetti a tutti gli atomi tranne idrogeno.

Calcolate la carica formale di ciascun atomo e scriverla vicino ad esso. La somma delle cariche formali sia pari alla carica totale della molecola o ione.

Strutture di risonanza

Per alcune molecole è possibile scrivere due o più formule di struttura di Lewis. La descrizione basata sul modello di Lewis non è più valida si può risolvere il problema dicendo che la struttura di Lewis e un ibrido di risonanza delle due formule di struttura dove ciascun legame è intermedio tra un legame singolo ed uno doppio.

Non validità della regola dell'ottetto

Molecole con numero dispari di elettroni. Qualunque molecola che abbia un numero dispari di elettroni non può soddisfare la regola dell'ottetto.

Molecole elettron - deficienti. Alcune molecole sono stabili benché abbiano pochi elettroni per raggiungere l'ottetto.

Espansione del guscio di valenza. E' necessario espandere il guscio di valenza quando il numero di elettroni di legame condivisi non è sufficiente per porre una coppia di elettroni tra ciascuna coppia di atomi che si suppone siano legati

IL LEGAME CHIMICO

Proprietà del legame chimico

Gli elementi che hanno i gusci di valenza pieni hanno poca reattività a causa dell'elevata energia necessaria per aggiungere e rimuovere elettroni. Gli elementi con guscio aperto sono reattivi in quanto raggiungono stabilità scambiando elettroni.

Distanze di legame

La distanza di legame aumenta all'aumentare del numero atomico e delle dimensioni atomiche.

Entalpie di legame

La geometria molecolare è quella che permette la minore energia. La variazione di entalpia di dissociazione è il calore associato a pressione costante che varia in funzione del numero atomico. I legami diventano più deboli all'aumentare del numero atomico.

Ordine di legame

L'ordine dei legame è il numero di coppie di elettroni condivise nel legame.

Legami ionici e covalenti

Elettronegatività

L'elettronegatività di Mulliken è proporzionale alla media dell'energia di ionizzazione e dell'affinità elettronica. Gli accettori sono molto elettronegativi mentre i donatori elettronici sono elettropositivi.

La differenza di elettronegatività tra due atomi indica il grado polarità del legame. Elevati valori indicano un legame prevalentemente ionico mentre piccole differenze indicano u legame covalente, valori intermedi covalente polare.

Il legame ionico

Un legame ionico si forma attraverso l'interazione delle forze attrattive di Coulomb. Quando la distanza tra gli ioni è bassa l'attrazione di Coulomb compensa l'energia richiesta per la formazione del legame. La distanza di legame è determinata da un bilanciamento di forze attrattive e repulsive. La polarizzazione implica la distribuzione non simmetrica di carica attorno ad ogni nucleo determinata dal campo elettrico degli ioni.

Legame covalente

Il legame covalente deriva dalla condivisione di elettroni tra atomi. Se l'elettrone si trova  tra i nuclei esercita una forza attrattiva di Coulomb sui nuclei tenendoli assieme e rafforzando il legame. Se l'elettrone non si trova tra i nuclei le forze tendono a separare i nuclei indebolendo il legame. Il legame covalente si ha quando l'elettrone trascorre la maggior parte del tempo tra i nuclei.

Forza degli ossiacidi

Gli ossiacidi sono acidi nei quali gli ioni idrogeno ceduti in soluzione sono legati ad atomi di ossigeno. La forza dell'acido aumenta all'aumentare dell'elettronegatività  dell'atomo centrale dell'atomo centrale.

Geometria molecolare

La teoria VSEPR

Le coppie elettroniche di legame e non di legame si respingono tra di loro e quindi assumono una posizione tale da minimizzare tale repulsione. Per trovare la geometria si calcola il numero sterico dell'atomo centrale che è costituito dal numero di atomi legati all'atomo centrale più il numero di coppie solitarie sull'atomo centrale. Le coppie solitarie tendono ad occupare più spazio delle coppie di legame e quindi gli angoli di legame opposti tendono a restringersi. Una coppia solitaria cerca pertanto di occupare una posizione che renda che renda che renda minimo il numero di coppie di legame elettroniche a 90°.

Momenti di dipolo

Molecole con momenti di dipolo diversi da zero sono polari mentre quelle che non hanno momento di dipolo sono non polari.

Orbitali molecolari nelle molecole biatomiche

Per costruire una funzione d'onda molecolare è sufficiente effettuare una combinazione lineare delle due funzione d'onda atomiche. Orbitali indicano che la densità elettronica è distribuita intorno all'asse di legame simmetricamente. orbitale legante probabilità maggiore di trovare l'elettrone tra i nuclei. ha una probabilità ridotta quindi è un orbitale antilegante. Nell'orbitale i nuclei si attraggono mentre nell'orbitale si respingono (tale orbitale tra i nuclei ha un nodo. La differenza di energia tra i due orbitali può essere mostrata da un diagramma di correlazione dove gli eletroni sono sistemati negli orbitali a partire da quello con minore energia. L'ordine di legame è il numero di elettroni in orbitali leganti meno il numero di elettroni in orbitali antileganti diviso 2.

Un ordine di legame maggiore corrisponde ad energie di legame elevate ed a distanze di legame più corte.

Combinazioni lineari di orbitali atomici per ottenere orbitali molecolari. Il numero di orbitali molecolari è uguale al numero di orbitale atomici utilizzati.

Ordinare gli orbitali i base all'energia dalla più bassa alla più alta.

Sistemare gli elettroni partendo dall'orbitale con energia più bassa.

Gli orbitali perpendicolari all'asse di legame si combinano per formare un orbitale legante e antilegante e si indica con . Gli orbitali sono orbitali p paralleli all'asse di legame.

Le fasi della funzione d'onda determinano il carattere legante o antilegante  dell'orbitale molecolare. Orbitali molecolari leganti si ottengono dalla sovrapposizione della stessa fase della funzione d'onda mentre quelli antileganti da fasi opposte. Si utilizzano due diversi diagrammi di correlazione per gli elementi del 2° gruppo uno per gli elementi fino all'Ossigeno e l'altro dall'Ossigeno in poi. Molecole con elettroni non accoppiati in orbitali molecolari determinano una elevata reattività e paramagnetismo.

Molecole biatomiche eteronucleari

Se un atomo è più elettronegativo di u altro gli elettroni passeranno più tempo sull'atomo più elettronegativo. Nel diagramma di correlazione i livelli di energia dell'atomo più elettronegativo sono spostati verso il basso poiché tale atomo attrae gli orbitali in maniera maggiore.

Molecole poliatomiche

L'utilizzo di orbitali molecolari delocalizzati con funzioni d'onda distribuite sull'intera molecola.

Negli orbitali localizzati, gli orbitali atomici s e p dell'atomo centrale si mescolano per formare nuovi simboli atomici singolarmente occupati adatti per formare legami o con altri orbitali singolarmente occupati si ottengono nuovi orbitali ibridi - che sono caratterizzate dalla struttura rispettivamente planare triangolare planare e tetraedrica

Nelle molecole triatomiche gli atomi esterni hanno orbitali s completamente occupati non coinvolti nel legame o con l'orbitale e legami formati dagli orbitali delocalizzati.

Combinazioni lineari di orbitali pe p formano orbitali molecolari delocalizzati che partecipano al legame . Tali orbitali pformano un orbitale legante senza nodi, uno antilegante con due nodi e uno di non legame con un nodo.

Prima  gli elettroni vengono posti negli orbitali localizzati formando legami singoli. I restanti orbitali p sono utilizzati per formare orbitali molecolari . Nella geometria molecolare stabile gli atomi di idrogeno dei carboni centrali che stanno sullo stesso piano dello scheletro di carbonio

Isomeri geometrici hanno stessa formula chimica ma strutture diverse isomeria ottica o chiralità un atomo di carbonio forma quattro legami con atomi o gruppi di atomi differenti esiste in due forme l'una immagine speculare dell'altra ma non interscambiabili.

Sistema elettronico coniugato d due o più legami doppi o tripli si alternano a legami singoli. Questi sistemi presentano energie più basse rispetto al modello dei legami localizzati. La molecola del benzene presenta una singola distribuzione elettronica dove il legame è descritto con orbitali molecolari delocalizzati.

Acidi e basi

Proprietà degli acidi e basi

Si dice acido una sostanza che può donare uno ione idrogeno mentre una base è una sostanza che può accettare uno ione. Acidi e basi si presentano come coppie acido - base coniugate. Anfoteri sostanze che funzionano sia come basi che come acidi.

Autoionizzazione dell'acqua

Autoionizzazione dell'acqua cioè la presenza di ioni e in eguale concentrazione in acqua pura.

Acidi e basi forti e pH

Una soluzione acida contiene ioni in prevalenza rispetto agli ioni . Un acido forte è un acido che in soluzione acquosa si ionizza completamente. Un base forte è una base che in acqua reagisce completamente per dare ioni . Se soltanto vengono aggiunti quantità di acido a base nell'ordine di 10 si deve considerare l'autoionizzazione dell'acqua pH scala logaritmica di acidità pH>7 base pH=7 neutro pH<7 acido.

Acido debole il trasferimento di ioni non avviene completamente e quindi sono elettroliti deboli in quanto la bassa presenza di ioni favoriscono il passaggio di energia elettrica.

Forza degli acidi e basi

La costante di ionizzazione acida è un indice di forza dell'acido più debole più forte è la base coniugato e viceversa

Indicatore è un colorante solubile che cambia colore in un intervallo di pH Una base debole reagisce parzialmente con acqua per formare .

Idrolisi

Idrolisi è la reazione di una sostanza con acqua ed in particolare quando il pH cambia rispetto a 7

Idrolisi avviene solo con acidi coniugati di basi deboli o viceversa.

Soluzione tampone

Si dice soluzione tampone una soluzi0ne con mantiene il pH approssimativamente costante anche quando vengono aggiunte acido e base.

Progettazione di tamponi

Per realizzare un tampone efficace è tenere le concentrazioni dell'acido e della base coniugato in misura uguale è grande. Per un sistema tampone si deve scegliere l'acido che ha il pH il più possibile vicino al pH da ottenere

Più alti sono le concentrazioni delle specie tamponi e minore sarà la variazione di pH all'aggiunto di un acido e una base.

Titolazioni

Punto di equivalenza nella titolazione quando la quantità di base addizionata è uguale a quella dell'acido

Acidi poliprotici

Acidi monoprotici acidi le cui molecole possono donare un solo ione idrogeno. Mentre gli acidi poliprotici possono donare due o più ioni idrogeno. La concentrazione di . è pari a quello derivata dalla prima ionizzazione

EQUILIBRI DI SOLUBILITA'

In una soluzione satura esiste un equilibrio dissoluzione precipitazione. Fuori dalle condizioni di equilibrio la soluzione si dice insatura

Solubilità dei sali

La solubilità di una sostanza in un solvente è la massima quantità che si scioglie in condizioni di equilibrio in un valore di solvente ad una data temperatura. Composto con una solubilità inferiore a 0,1 sono insolubili, maggiore di 10 solubili, tra 0,1 e 10 parzialmente solubili

Equilibri ionici

K costante del prodotto di solubilità si riferisce all'equilibrio di un solido ionico poco solubile

Solo per soluzioni ideali il K è attendibile

Precipitazione

Quoziente di reazione Q se Q> K precipita solido fino a quando Q= K se Q< K non precipita solido.

L'effetto ione comune si ha quando la soluzione ed il sale che in essa deve essere sciolto hanno uno ione comune e la solubilità del sale diminuisce.

Gli idrossidi metallici sono più solubili i soluzione acida che in acqua pura Le sostanze in cui l'anione è una base più o meno forte sono più solubili in ambiente acido.

Reazioni di ossido riduzione in cui viene modificato lo stato di ossidazione delle specie che partecipano alle semireazioni uno di ossidazione e uno di riduzione. Quando una stessa sostanza si ossida e si riduce si ha una disproporzione. Il ponte salino permette agli ioni positivi di fluire a destra (catodo) mentre ai negativi a sinistra (anodo) mantenendo una carica neutra nei due recipienti.

Anodo la cella in cui avviene l'ossidazione e catodo quella in cui avviene la riduzione.

Gli elettroni fluiscono dall'anodo verso il catodo.

Per spingere gli elettroni a fluire da una parte all'altra del circuito è necessario una differenza di potenziale elettrico. Il voltaggio dipende dalla quantità di correte che passa.

Aumentando il voltaggio oltre la differenza di potenziale gli elettroni cambiano direzione.

Una cella che funzione spontaneamente si dice cella galvanica una cella che viene fatta funzionare nella direzione opposta si dice elettrolitica.

Legge di Faraday

La massa di una sostanza consumata o prodotto all'elettrodo è proporzionale alla carica elettrica della cella.

Masse equivalenti di sostanze diverse sono prodotte o consumate ad un elettrodo da una quantità definita di carica elettrica

Corrente elettrica la quantità di carica che passa in un circuito nell'unità di tempo.

Il lavoro elettrico è dato da una carica che si muove in una differenza di potenziale nelle celle galvaniche il lavoro è negativo mentre nelle elettrolitiche è positivo.

Accoppiando 2 mezze celle quella con il potenziale più positivo si riduce e quello con il potenziale meno positivo si ossida.

Il potenziale di cella è la differenza dei potenziali di mezza cella. La mezza cella standard è | alla quale gli viene assegnato un potenziale uguale a 0 ed è preso come riferimento per le altre celle. Un agente ossidante è una specie chimica che si riduce facilmente. Un agente riducente viene ossidato facilmente. Una specie può dar luogo a disproporzione solo se il potenziale di destra è maggiore di quello di sinistra

pH METRI

Celle galvaniche sensibile alle variazioni di pH con elettrodi di |. Alcune zone del metallo funzionano da catodo altre da anodo e si formano dove ci sono impurezze del metallo. La superficie scoperta agisce da catodo mentre le zone sotto vernice da anodo. Quindi al catodo si forma la ruggine mentre all'anodo si consuma il metallo Passivazione ricopertura della superficie con un sottile ossido di metallo. Anodi superficiali che si ossidano più facilmente del ferro in contatto elettrico con il metallo.

VELOCITA' DI REAZIONE

Velocità media di reazione si divide la variazione di concentrazione per il tempo trascorso t=0 velocità iniziale velocità istantanea piccoli intervalli di . Velocità globale = velocità in avanti - velocità indietro. K costante di velocità dipende solo dalle concentrazioni. Velocità dipende dalla concentrazioni reazioni di ordine n. Non prevedibile dalla forma dell'equazione chimica, legge cinetica integrata esprime direttamente le concentrazioni delle specie in funzione del tempo. Gli stadi attraverso cui avvengono le reazioni si chiamano reazioni elementari.

Meccanismo di reazioni è una serie di reazioni elementari che si combinano per formare la reazione globale un intermedio di reazioni è una specie che si forma ma non compare nella reazione globale nei meccanismi di reazione uno è molto più lento degli altri e condizionerà la velocità totale della reazione

REAZIONE CATENA

una reazione a catena è una reazione che procede attraverso una serie di stati elementari alcuni si ripetono più volte

tre fasi inizio catena, propagazione e termine di catena o catena ramificata gli stadi di propagazione aumentano

Energia di attivazione

Non tutte le collisioni danno vita a reazioni ma solo quelle in cui l'energia di collisione supera un certo valore.

Quando si raggiunge un massimo dell'energia potenziale costituiscono un'entità chiamata complesso attivato. Non tutti i reagenti hanno energia sufficiente per rompere i legami e formare i prodotti. L'energia di attivazione è sempre positiva perché c'è sempre un livello energetico da superare.

Catalizzatori e catalisi

Catalizzatore modifica il meccanismo di reazione. Catalisi omogenea è presente nella stessa fase dei reagenti. Catalisi eterogenea è presente in fase in fase separata

Il catalizzatore aumenta il fattore di Arrhenius e diminuisce l'energia di attivazione accelera la reazione diretta e inversa non modifica K. Inibitore Ruolo inverso.

Il valore della costante di equilibrio dipende solo dalla temperatura stato di equilibrio le velocità delle reazioni dirette e inverse si uguagliano. Gli equilibri non ci sono cambiamenti macroscopici. Si raggiungono con processi spontanei. Bilanciamento tra processo diretto e inverso. Non dipendono dalla reazione utilizzata per raggiungerli.

Le pressioni parziali dei gas all'equilibrio sono correlate da una costante di equilibrio che dipende dalla temperatura. Legge dell'azione di massa che mette in relazione le pressioni per valori di K grandi le pressioni dei prodotti sono maggiori dei reagenti se K è piccolo  le pressioni dei reagenti sono maggiori di quelle dei prodotti. Per valori intermedi sono entrambi presenti in proporzioni significative.

K è adimensionale  perché è costituito da attività cioè da rapporti fra pressioni e quindi adimensionali. Q quoziente di reazione se Q è minore di K deve crescere e quindi la reazione si sposta verso destra. Se Q è maggiore di K deve diminuire e quindi la reazione procede verso sinistra.

Le Chatelier

Un sistema all'equilibrio è soggetto ad una spinta esterna reagirà in modo da controbilanciare la spinta.

Questa affermazione permette di comprendere la risposta di un sistema ad una variazione dall'esterno soprattutto in maniera termodinamica.

I gas entrano nelle espressioni di equilibrio come pressioni parziali. Le specie disciolte in concentrazioni. Non rientrano nelle espressioni ne i solidi, i liquidi ed il solvente. Fasi: uniformità di composizione chimica e stato fisico. Tensione di vapore tendenza a passare allo stato di vapore.

Equilibri di fase

L'equilibrio di fase quando le due fasi si eguagliano. La tensione di vapore aumenta al crescere della temperatura

L'equilibrio di fase è un processo dinamico. Quando la pressione esterna è maggiore della tensione di vapore si ha l'ebollizione. Punto ebollizione normale punto in cui la tensione di vapore è 1 atm. Punto di fusione temperatura in cui solido e liquido sono in equilibrio. Diagramma di fase schema nel quale sono definiti gli stati fisici stabili per ogni combinazione di pressione e temperatura. Punto triplo coesistono tra loro tutte e tre le fasi. Punto critico scompare il menisco cambiano proprietà e densità   una sostanza oltre punto critiche si chiama fluido supercritico.

Titolazione: aggiunta di una concentrazione di una soluzione a concentrazione nota e volume stabilito ad una soluzione di concentrazione ignota.

Procedimento di distillazione

Usato per separate miscele nei suoi componenti puri. Processi di evaporazione e condensazione svariate volte. Colonna di distillazione  evaporazione seguite da condensazioni che si succedono su tutta la lunghezza delle colonne.

Deviazioni dalla legge di Rault

Soluzioni con deviazione negative dalla legge di Rault (in cui prevalgono le forze attrattive soluto solvente) mostrerà un punto di ebollizione massima per una certa composizione definita azeotropo di massimo. Una miscela con deviazioni positive presenta un punto di ebollizione minima cioè un azeotropo di minimo. Miscele azeotropiche si comportano come un liquido puro cioè bolle ad una temperatura precisa e con la stessa composizione e non possono essere separate per distillazione frazionata.

STRUTTURE CRISTALLINE

Solidi elementi si simmetria quali ossi piani e punti di simmetria. Il reticolo con più alta simmetria è quello cubico. Cella unitaria che contiene tutti e caratteri fondamentali del reticolo cristallino. A volte vengono scelte celle non primitive per avere la stessa simmetria del reticolo. Cella o corpo centrato, a facce centrali e a basi centrate.

Per misurare le distanze internucleari di un reticolo cristallino si utilizza la diffrazione dei raggi X. Le onde che colpiscono centri di diffusione vengono deviate, ma solamente quelle che lanciano un multiplo intera di lunghezza d'onda, cioè alcune si rafforzano oltre si distruggono.

Per misurare la distanza si utilizza la legge di Bragg che tiene conto dell'angolo di riflessione. Struttura a corpo centrato cubico gli atomi sono disposti sugli otto vertici del cubo + uno all'interno. Struttura cubica a facce centrate vi è un atomo al centro di ogni faccia più un atomo su ogni vertice. Siti interstiziali spazi vuoti presenti nella cella tra gli atomi i più diffusi siti interstiziali sono il sito ottaedrico ed il sito tetraedrico. I cristalli molecolari includono i gas nobili l'ossigeno l'azoto gli alogenuri e la maggior parte dei composti organici. Il reticolo cristallino è tenuto insieme dalle facce intermolecolari. Molecole compenetrate centro nel nucleo dell'atomo e raggio pari al raggio di van der Walls successivamente si impaccano tra loro per ridurre gli spazi vuoti. Bassi punti di fusione teneri e deformabili.

Cristalli ionici formati da atomi con notevole elettronegatività. Gli ossidi solfuri i metalli alcalini terrosi assumono una struttura a salgemma come il cloruro di sodio. Rapporto tra il raggio dell'anione e del catione è compreso 0,414 e 0,732 si forma struttura di salgemma>0,732 struttura del cloruro di cesio<0,414 struttura a sfalerite. Solidi duri fragili e alte temperature di fusione solido fuso si rompe il reticolo cristallino quindi gli ioni liberi permettono buona conducibilità elettrica.

Cristalli metallici

Alta conducibilità elettrica e termica grazie all'alta mobilità degli elettroni di valenza. Elettricità flusso di elettroni da zone ad alta energia potenziale a zone di bassa conducibilità termica spostamento di elettroni da zone con elevato energia cinetica o bassa. Gli elettroni di valenza sono delocalizzati in orbitali molecolari sull'intero atomo. Molti atomi di elementi metallici insieme formano una banda di livelli energetici. Gli elettroni che si trovano alla base della banda non vengono influenzati dalla differenza di potenziale in quanto sono seguiti da livelli energetici pienamente occupati.

Gli elettroni del livello di fermi i quali elettroni possono muoversi ed occupare i livelli energetici superiori.

La migrazione di elettroni forma la corrente elettrica. La conducibilità è costante per la nuvola di elettroni delocalizzati sul cristallo legame forte. Ampio intervallo di punti di fusione.

Cristalli covalenti

Diamante gli orbitali ibridi sp sono in grado di sovrapporsi con altri orbitali ibridi sp di un altro atomo formando così dei legami ionici covalenti. Alte temperature di fusione duri e fragili.

TERMONDINAMICA

Lavoro pressione - volume quando un gas è compresso espansa sotto l'influenza di una pressione esterna

Trasferimento di energia tra oggetti differenti è il calore. Calore specifico: quantità di calore necessaria per aumentare di 1°C un grammo massa della sostanza. Capacità termica quantità di calore necessaria ad aumentare la temperatura di 1K. Importanti capacità termiche molari.

Primo principio della termodinamica la variazione di energia è data dalla somma di calore più lavoro q e w non sono funzioni di stato E se l'energia totale dell'universo rimane invariata.

funzione di stato. Una reazione che cede calore è esotermica - una che acquista calore è endotermica. L'entropia di reazione corrisponde alla variazione di entropia della trasformazione dei reagenti in prodotti. Entropia standard variazione di entropia quando i prodotti e i reagenti si trovano a 25°C e 1 atm entropia standard di formazione variazione di entropia per produrre una mole di composto entropia di legame derivata dalla rottura di un legame variazione di entropia è definita come la quantità di calore trasferita al sistema divisa la temperatura e entropia è una funzione di stato le variazioni non dipendono dal percorso seguito.

Secondo principio

In un processo irreversibile la somma dell'entropia di un sistema non cambia e dell'ambiente

In un processo irreversibile la somma dell'entropia e del sistema e dell'ambiente deve aumentare

Un processo in cui la variazione l'entropia totale < 0 è impossibile

Termodinamica statistica è cambiamenti spontanei utilizzando la teoria della probabilità.

Numero di stati disponibili per ogni molecola. Microstato indica una distribuzione particolare delle molecole con la stessa probabilità di essere occupato dal sistema. La relazione di Boltzmann legame mette in relazione il mondo microscopico e macroscopico della termodinamica.

L'entropia aumenta all'aumentare del numero dei microstati disponibili per le molecole. Nella fase solida vi è una bassa entropia perché i microstati disponibili sono pochi. La variazione di entropia S si avvicina allo 0 all'avvicinarsi dalla temperatura a 0 K. L'entropia di qualunque sostanze nel suo stato di equilibrio raggiunge 0 allo 0 assoluto.

Energia libera di Gibbs fornisce un criterio per prevedere la spontaneità di un qualsiasi processo.

LUCE E SPETTRO ELETTROMAGNETICO

Ampiezza spostamento rispetto alle condizioni in assenza di perturbazione. La distanza tra due massimi e la lunghezza d'onda. La frequenza è il numero  di massimi al secondo. Velocità prodotta tra lunghezza e frequenza. La luce è una radiazione elettromagnetica.

Il campo visibile separa le microonde onde radio dai raggi e (basse lunghezze d'onda frequenze sono penetranti). L'energia deve presentarsi a pacchetti o quanti secondo la relazione .

Effetto fotoelettrico.

Un raggio di luce che colpisce un metallo può estrarre elettroni e questo dipende solo dalla sua frequenza. La luce è formata da pacchetti detti fotoni. L'energia in eccesso si trasmette all'elettrone come energia cinetica massima. Energia che lega l'elettrone alla superficie metallica è chiamata funzione di lavoro.