Ripasso di chimica

chimica

Ripasso di chimica

• Elettricità positiva = quella assunta dall'ambra e dai suoi simili
• Elettricità negativa = vetro e analoghi
• Coulomb nel1785 concluse che la forza elettrostatica che si esercita tra due corpi carichi è direttamente proporzionale al prodotto delle cariche implicate e inversamente proporzionale al quadrato della distanza tra essi.
• Particelle subatomiche = particelle semplici che costituiscono l'atomo che hanno natura elettrica.
• Elettrone = unità elementare d'elettricità mobile, scoperto da JJ Thomson nel 1897 mediante i tubi di Crookes. Carica (e) = -1 (1,6022 * 10 ^19 C), Massa = 9,109*10^(-31).
• Raggi catodici = emessi dal catodo, particelle aventi una certa massa e una certa carica negativa
  
  

  
  

  elettroni.
• Protone = Goldstein notò fasci di particelle con carica positiva =raggi anodici/canale. Carica = +1, Massa =1,672 *10 ^(-27), quando l'atomo è elettricamente neutro il numero dei protoni è uguale a quello degli elettroni.
• Neutrone = scoperto da Bothe e Becker, particelle prive di carica e di massa = 1,675 * 10 ^(-27).
• Atomo = la più piccola entità di un elemento che ne conserva le caratteristiche e che non può essere ulteriormente suddiviso con mezzi chimici.
• Modello atomico di Thomson =formulato nel 1898, era costituito da una sfera omogenea carica di elettricità positiva, in cui gli elettroni erano distribuiti in maniera uniforme e senza una disposizione spaziale particolare.
• Modello atomico di Rutherford =formulato tra il 1909 e il 1911. Tutta la carica positiva e la massa dell'atomo erano concentrate in una piccolissima regione chiamata nucleo, mentre gli elettroni si trovavano in uno spazio attorno ad esso di un diametro circa da 10 a 100 mila volte maggiore. La forza centrifuga bilanciava la forza di attrazione elettrostatica, era simile ad un minuscolo sistema planetario. Non spiegava: 1) come i protoni non si respingessero; 2)come gli elettroni 515i86f in rapida rotazione non cadessero sul nucleo esigenza di un nuovo modello atomico.
• Spettri atomici onda =trasferimento dell'energia attraverso lo spazio ha ampiezza, lunghezza d'onda e frequenza: f =vl/l,luce bianca attraverso un prisma spettro dal rosso al violetto (continuo).Se la sorgente è un tubo con idrogeno sottoposto a scariche ottengo uno spettro a righe (riga =radiazione =energia). Spettri di emissione =gli atomi emettono spettri a righe ben distinte transizioni di energia avvengono in modo discontinuo quanti (la più piccola porzione ottenuta dal processo di suddivisione dell'energia, Planck 1900, al di sotto di questo l'energia perde le sue qualità). E =hv, h =0,66*10^-33 costante di Planck.Emissione continua/a righe/di assorbimento
• Modello atomico di Bohr, presenta una quantizzazione dell'energia ogni elettrone ha una determinata energia, Orbite stazionarie.1) finchè un elett.ruota nella sua orbita non perde energia;2)se si somministra energia gli elettroni saltano in orbite superiori non intermedie guscio, tornando indietro restituiscono l'energia sottoforma di radiazione.
• La conservazione della massa in una reazione chimica è dovuta al fatto che il nucleo non viene coinvolto nelle trasformazioni chimiche, che interessano solo gli elettroni.
• Numero atomico Z =numero di cariche dell'atomo
• Numero di massa A =protoni + neutroni nel nucleo, N = A-Z
• Isotopi =atomi che hanno diverso numero di neutroni. Massa relativa =media ponderale dei vari isotopi (decimale).
• Radioattività =esperienza di Becquerel del 1896, coniugi Curie :radioattività la capacità di emettere radiazioni polonio e radio. Per Rutherford era una rottura degli atomi trasformazioni nucleari. Radiazioni alfa,+ con carica e massa come 2 protoni, - profonde; gamma neutre brevi lungh d'onda simili ai raggi X, + profonde;beta, -.
• Scoperta della periodicità
  , Mendeleev in Russia e Meyer in Germania nel 1870 con 60 elementi. Analogie tra le proprietà fisiche e chimiche dipendono dalla loro massa atomica. Otto colonne in ognuna ci sono gli elem. Con prop. Simili lasciarono spazi vuoti, ne predì la massa atomica, ma non sapeva degli isotopi, così in seguito furono distribuiti secondo il numero atomico.
• Catione = atomo carico positivamente, A+energia A^+e-.
• Anione =atomo elettricamente carico negativo.
• Energia di ionizzazione =lavoro richiesto per allontanare l'elettrone più esterno dall'atomo allo stato gassoso, cresce dal basso all'alto e aumenta da sx a dx.
• Modello atomico a livelli =l'atomo è formato da un nucleo contenente protoni e neutroni intorno ai quali ruotano elettroni, essi sono distribuiti in livelli energetici definiti fino ad un massimo di 7,ogni livello ha un max di elettroni ben definito,gli elettr. Si dispongono nei livelli in funzione della loro energia e non andranno mai ad occupare un livello superiore senza aver completato il precedente.
• I livelli energetici sono articolati in sottolivelli in numero corrispondente al numero del livello stesso. n=1, 1 sottolivello =s; n=2, s/p; n=3, s/p/d; n=4, s/p/d/f. s=2 elettroni, p=6 elettr., d=10 e f=14. Ogni livello può contenere 2n^2 elettroni al max. I sottolivelli si possono sovrapporre perché le differenze di energia sono minime.
• Le strutture elettroniche esterne degli elementi periodicamente si ripetono ogniqualvolta si conclude il riempimento di un livello per iniziarne un altro. Le proprietà chimiche e fisiche sono correlabili alla loro configurazione elettronica più esterna classificazione.
• La tavola periodica,elementi in n.ro atomico crescente in periodi (orizz) il cui n.ro progressivo corrisponde al livello di riempimento. Ogni nuovo periodo inizia  con un elettrone in un nuovo livello principale di energia fino al settimo( primo periodo =2n^2 elettr. =2 elem; 2 periodo =8 elettr. =8 elem., ma dato che ho 4d e poi 3s il terzo periodo avrà 8 elem); gli elem. Del 3d, 4d, 5d sono quelli di transizione, mentre quelli che usano 4f e 5f sono i lantanidi e gli attinidi. Ci sono i gruppi (vert)in cui stanno gli elementi con lo st. n.ro di elettroni esterni st. valenza, l'ultimo gruppo avrà 2s^2
• Volume atomico, elettroni =nube atomica con un certo volume crescente dall'alto verso il basso e da dx a sx con meno diminuzione nei blocchi d ed f.
• Affinità elettronica, è la quantità di energia ceduta quando un atomo neutro gassoso acquista un elettrone.Cresce dal basso verso l'alto e da sx verso dx.
• Elettronegatività = tendenza ad attirare gli elettroni di legame, scala di Pauling, aumenta all'interno di un periodo, diminuisce all'interno di un gruppo.
• Metalli =bassa energia di ionizzazione, bassa affinità elettronica ed elettronegatività. Sono a sx in basso. Non metalli =spiccata tendenza ad acquistare elettroni e sono a dx. Semimetalli =intermedi.
• Principio d'indeterminazione di Heisenberg 1927 secondo cui non è possibile misurare contemporaneamente e precisamente la posizione e la velocità istantanea dell'elettrone meccanica ondulatoria.
• Equazione di Schrodinger serve per descrivere il moto ondulatorio dell'elettrone considerandolo un'onda stazionaria e le sue variabili sono i n.ri quantici.L' elettr. Viene descritto in termini statistici. Le orbite in realtà sono orbitali ( non hanno confini precisi e rappresentano il zona in cui si ha più probabilità di incontrare l'elettrone).
• Numeri quantici servono per descrivere dimensione, forma e orientamento delle orbite/orbitali.
• Principale n, rappresenta il livello di energia dell'elettrone.
• Secondario l, indica i vari tipi di orbitale. Può assumere tutti i valori tra 0 a n-1, ciascun livello ha così un numero di sottolivelli pari al valore di n. Sferico s , bilobato p, più complesso d e f.
• Magnetico m, indica l'orientamento nello spazio dei diversi orbitali che coesistono in un sottolivello. Può assumere valori -l,0,l.
• Spin può assumere valore + o -½, indica come si muove l'elettrone intorno a se stess oppure i due versi di propagazione dell'onda. Tre elettroni sono inammissibili per la repulsione elettrostatica e magnetica.
• Principio di esclusione di Pauli due elettroni possono coesistere in uno stesso orbitale olo se dotati di spin opposti.
• Principio di Hund gli elettroni in uno stesso sottolivello tendono ad occupare il n.ro massimo di orbitali disponibili ottenendo il max della stabilità.
• Principio dell'energia crescente un elettrone si dispone sempre nell'orbitale a minore energia.
• Sequenza di riempimento degli orbitali 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10.
• Gas nobili appartengono all'ottavo gruppo scoperti da Ramsay e Travers per la particolare inerzia chimica e bassa reattività.
• Regola dell'ottetto di Lewis 1916, un atomo è particolarmente stabile quando possiede otto elettroni a livello di valenza, esclusi gli elementi di transizione. I metalli ne perdono, i non metalli ne acquisiscono.
• Energia di legame è l'energia liberata al momento della formazione di un legame e corrisponde a quella che bisogna fornire per romperlo.
• Legame covalente coinvolge due atomi che hanno elettronegatività uguale o simile mettendo in comune coppie di elettroni per raggiungere l'ottetto senza cederne o darne.
• Legame covalente puro od omopolare quando si realizza tra atomi dello stesso elemento.
• Legame covalente polare è apolare se gli elementi uniti hanno un'elettronegatività molto prossima, sennò è polare ed è necessario che i centri delle cariche positiva non coincidano con quelli delle cariche negative.
• Legame multiplo se sono condivise più di una coppia di elettroni
• Legame covalente dativo se il donatore possiede almeno un doppietto di elettroni non condiviso e l'accettore deve poter accogliere due elettroni.
• Legame ionico è fondato sull'attrazione elettrostatica, se la differenza di elettronegatività è > 1,6, non si condivide nulla, ma uno diventa + e l'altro -.
• Legame metallico elementi dei primi tre gruppi della tavola periodica e di transizione, si forma  un reticolo metallico di nuclei in cui gli elettroni sono tutti condivisi, un gas elettronico.
• Interazioni dipolo-dipolo sono attrazioni tra molecole legate covalmente che si polarizzano provocando un'interazione elettrostatica a catena.
• Legame ad idrogeno particolare iterazione dipolo-dipolo tra H e F/O/N particolarmente forti. L'H è altamente positivo e cera dei ponti tra le molecole.
• Forze di Van der Waals esistenza di forze attrattive anche tra molecole con cariche simmetriche, provocando un dipolo momentaneo si crea un dipolo indotto e con un effetto a catena si polarizza tutto. Si trovano tra molecole con levato peso molecolare.
• Numero di ossidazione carica che si attribuisce all'elemento immaginando che i legami siano tutti ionici, oppure quando l'atomo è allo stato elementare o quando entra a far parte di un composto.