Teorie atomiche

Massa: misura dell’inerzia di un corpo, ossia della resistenza che il corpo oppone ad ogni variazione del suo
stato di quiete o di moto. La sua unità di misura è il chilogrammo massa, corrispondente a 1 dm3 di acqua
distillata a 4 °C. 1 dm3 di acqua distillata corrisponde anche a 1 litro.
Densità assoluta: la massa di una sostanza contenuta nell’unità di volume: è determinata dalla formula d=m/V
Sistema: una parte delimitata della materia considerata per osservare un fenomeno.
Numero atomico (Z) : indica il numero di protoni in un nucleo. Variando il numero di protoni varia
l’elemento.
Numero di massa (A): somma del numero di protoni e di neutroni. Insieme al numero atomico identifica in
modo univoco la composizione di qualsiasi isotopo. I due numeri vengono riportati a sinistra del simbolo
dell’elemento: A in alto e Z in basso.
Unità di massa atomica: un dodicesimo della massa dell’isotopo del carbonio avente numero di massa 12. La
massa atomica di un elemento è definita come la massa media dell’atomo dell’elemento, tenuto conto del
contributo di ogni suo isotopo naturale.
Teorie atomiche
Dalton: Gli atomi sono particelle indivisibili, tutte uguali per uno stesso elemento.
Thomson: propone un modello atomico immaginando l’atomo come una sfera in cui le particelle dotate di
carica elettrica negativa e positiva fossero sparse in modo omogeneo.
Rutherford: bombardando con particelle alfa una sottilissima lamina d’oro e registrando con delle lastre
fotografiche poste attorno alla lastra la posizione in cui finivano le particelle, scoprì che l’80% delle
particelle arrivava a destinazione senza modificare la traiettoria, mentre le altre la deviavano di un angolo
variabile. Pochissime, addirittura, rimbalzavano indietro.Rutherford elaborò quindi un nuovo modello
atomico, in cui il nucleo (costituito dai protoni e quindi con massa elevata) occupa il centro di una sfera,
in cui gli elettroni formano una nuvola. Siccome l’atomo e neutro, il numero di protoni deve essere
esattamente uguale al numero di elettroni. Gli elettroni devono necessariamente essere in rapido
movimento, altrimenti la forza elettrica li farebbe unire al nucleo. Il modello è simile a quello
planetario.
Planck: mette in crisi la struttura di Rutherford perché dimostra che con la perdita di energia dell’elettrone
dovuta all’emissione di radiazioni, questo tenderebbe a rallentare e a cadere sul nucleo. Planck dimostrò
che ogni radiazione di frequnza ν può trasportare un’energia pari ad un multiplo intero di una quantità
elementare chiamata quanto o fotone, secondo la relazione E=hν.
h viene detta costante di Plank.
Bohr: enuncia due postulati: un elettrone può percorrere, attorno al nucleo, soltanto quelle orbite circolari per le
h
quali sia valida la relazione mvr=n   con m=massa, v=velocità, r=distanza radiale dal nucleo.
2
L’energia somministrata ad un atomo viene assorbita dall’elettrone che a causa di ciò salta dall’orbita in
cui si trova, detta orbita ordinaria, ad un orbita di energia maggiore detta orbita straordinaria. In questo
stato eccitato permane per una frazione di tempo brevissima, poi torna al punto di partenza, emettendo
una radiazione elettromagnetica. L’energia necessaria per strappare un elettrone dal suo atomo, cioè
per portarlo a distanza infinita, viene chiamata energia di ionizzazione.
Einstein: dimostrò che la materia è un aspetto particolare dell’energia ed è possibile una reciproca
trasformazione secondo la formula E=mc2. Da piccole quantità di materia, si liberano grandi quantità di
energia.
Elettrone: applicando le formule di Planck e di Einstein, si può arrivare a considerare l’elettrone sia come
particella, sia come onda. Un’orbita è quindi stabile solo quando la sua lunghezza è un multiplo
intero della lunghezza d’onda dell’elettrone.
Principio di indeterminazione (di Heisenberg): non è possibile determinare contemporaneamente e con
precisione la posizione e la quantità di moto di una particella.
Orbitale: equivalente dell’orbita di Bohr ma calcolato come funzione d’onda (soluzione) dell’equazione
d’onda di Schrödinger, che considera l’elettrone come un onda.
1
Numeri quantici (n,l,m): caratterizzano ogni orbitale. N è il numero quantico principale e al suo
crescere, cresce l’energia dell’orbitale. L è legato alla forma (0: sferica, 1: bilobata, 2: a
quadrifoglio). M caratterizza l’orientamento (numero quantico magnetico)
Criteri per stabilire la configurazione elettronica
Principio della minima energia: gli elettroni vengono sistemati partendo dagli orbitali a più bassa energia
Principio di esclusione di Pauli: su ogni orbitale possono trovare posto solo due elettroni con spin
contrapposto
Regola di Hund: essendo disponibili più orbitali di uguale energia, gli elettroni si dispongono in modo da
occuparne il maggior numero possibile.
Ordine in cui vengono riempiti gli orbitali
1s
2s
2p
3s
3p
3d
4s
4p
4d
4f
5s
5p
5d
5f
Proprietà periodiche
Potenziale di ionizzazione: l’energia che bisogna fornire per ionizzare un elemento, cioè per portargli via il suo
elettrone più esterno. Cresce
Energia di affinità elettronica: l’energia che viene liberata quando un atomo lega un elettrone. Cresce
Elettronegatività: tendenza di un atomo ad attrarre gli elettroni coinvolti nella formazione di un legame
chimico. Il Fluoro ha il valore maggiore, Cesio e Francio i minori.
Raggio atomico: dipende dal numero di orbitali riempiti. Cresce
Termodinamica
Legge del gas perfetto: p V =n RT
p: pressione
V: volume
n: numero di moli
R: costante (1,98 cal/mole; 0,082 atm/mole)
T: temperatura (°K)
Lavoro: energia trasferita tra sistemi per mezzo di mezzi meccanici.
Calore: energia trasferita tra sistemi per mezzo di una differenza di temperatura.
 E Sistema=q−L
∆E: variazione dell'energia del sistema
q: calore assorbito dal sistema
L: lavoro svolto dal sistema
L'energia aumenta se il sistema assorbe calore e subisce lavoro.
L'energia diminuisce se il sistema cede calore o compie lavoro.
L'energia ceduta o assorbita nei processi chimici deriva dalla rotutra o dalla formazione di legami chimici.
 E=E TOT  prodotti−E TOT reagenti = ECIN E POT  prodotti −E CIN E POT reagenti
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 E0 ⇒ energia arriva dall'ambiente
 E0 ⇒ energia ceduta all'ambiente
L'energia è la funzione di stato di un sistema.
Primo principio della termodinamica
 E=q−P⋅ V
L'energia si conserva, ma può essere variata nella sua forma
Entalpia
Si indica con ∆Η ed è il calore assorbito dal sistema a spese dell'ambiente, con l'ambiente a pressione costante.
H = E + pV
E = H – pV
pV è il numero di calorie usate nell'espansione del gas. È un lavoro.
 H =m⋅C p⋅T =massa⋅calore specifico⋅variazione di temperatura in kelvin
 H form=−Q form L'entalpia di formazione è l'opposto del calore di formazione.
 H 0 ⇒ assorbe calore
ENDOTERMICA
 H 0 ⇒ cede calore
ESOTERMICA
Legge di Hess
 H °  reazione =∑  H ° f  prodotti−∑  H ° f reagenti 
i
j
Esiste anche una formula analoga per ∆G.
Passaggi di stato
Solido / Liquido
 H fus= E fus  p⋅ V
 V =V liquido−V solido ≃0
 H fus≃ E fus
Liquido / Gas
 H vap= E vap  p⋅ V gas
V =V gas −V liquido ≃V gas
∆Hfus < ∆Hvap perchè è necessaria più energia per il passaggio a gas che per quello a liquido.
Le fasi solida e liquida si assomigliano di più rispetto a quella liquida e gassosa.
Secondo principio della termodinamica
Solo le trasformazioni che aumentano il disordine avvengono spontaneamente
S è una funzione di stato, chiamata entropia, che indica il grado di disordine del sistema.
 S tot = S sist S amb0
S=Cln W
C è una costante e rappresenta un'energia.
L'entropia del sistema è proporzionale al numero di microstati (W) che il sistema può assumere.
 S tot =
− H
 S reazione
T
3
Reazione fondamentale della termodinamica chimica
 G= H −T⋅ S sist =−Lutile
∆G è la variazione dell'energia libera (di Gibbs), ed è il massimo lavoro utile ricavabile da una reazione
chimica
 G0 ⇒ Reazione NON spontanea
 G0 ⇒ Reazione SPONTANEA
 G=0 ⇒ Reazione all'EQUILIBRIO
La spontaneità è funzione della temperatura.
Inoltre,  G=−T  S univ
Costruire la retta ∆G° significa fare lo studio termodinamico di una reazione, cioè studiarne la spontaneità in
funzione della temperatura.
∆H° è il valore della retta alla temperatura T=0.
∆G°
∆S° determina la pendenza:
Non spontanea
I valori di ∆G° al di sopra dell'asse delle ascisse (∆G° >
0) indicano una reazione non spontanea, quelli al di
sotto (∆G° < 0) una reazione spontanea.
0
∆H°
•
 S °0 ⇒ Crescente
 S °0 ⇒ Calante
Τ La spontaneità di una reazione deriva dalla tendenza di
un sistema a porsi nella situazione:
• di minima energia potenziale (legata a ∆H,
favorevole per reazioni esotermiche (∆H<0))
Spontanea
di massimo disordine (legata a T ∆S)
Terzo principio della termodinamica
Alla temperatura dello 0 assoluto, in assenza di movimento siamo in assenza di disordine.
Condizioni standard
Quando ∆G, ∆H e ∆S sono in condizioni standard (1 ATM, 25° C), vengono indicati come ∆G°, ∆H° e ∆S°
Se ∆G non è in condizioni standard se ne può ricavare il valore a partire da ∆G°.
 G=G °RT ln Q
Q è il quoziente di reazione e per la reazione  A B ↔  C⋅ D si ricava come:
stechiometrico prodotto
∏ Pressione prodottoCoeff
i


pC  ⋅p D
Q= i
=


stechiometrico reagente
p A ⋅p  B
∏ Pressione reagenteCoeff
j
i
j
j
Q calcolato in condizioni di equilibrio si chiama kp (costante di equilibrio).
La situazione di equilibrio si ha quando ∆G=0, cioè quando  G °=−RT ln k
Se Q<K la reazione procede spontaneamente verso destra, se Q>K verso sinistra.
k è inversamente proporzionale a T.
La costante di equilibrio vale per i gas, ma esiste anche per le soluzioni.
Si chiama rapporto di concentrazione ed è k c =
con []=
moli
litro
[C]⋅[ D]
[ A]⋅[B]
nC⋅nD
Si può anche definire k n=   con ni: numero di moli dell'elemento i
n A⋅n B
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Il rapporto tra kp e kc è ben preciso, ed è
n
k p =k c RT 
con  n=differenza tra numero di molecole gassose dei prodotti e dei reagenti
Quando una reazione chimica è la somma di due reazioni, la sua costante d'equilibrio è il prodotto delle
costanti delle reazioni parziali.
Se una reazione è scritta in senso inverso, la costante d'equilibrio è il reciproco della costante della reazione
originale.
Equazione di Vant'Hoff
d ln k  H °
=
dT
RT 2
Principio di Le Chatelier
Se in un sistema in equilibrio viene variato il valore di uno dei parametri che regolano l'equilibrio, il sistema
reagisce variando gli altri parametri in modo tale da mantenere inalterato, finchè possibile, il precedente stato di
equilibrio.
Dal principio di Le Chatelier deriva la legge di azione di massa: se ad una miscela in equilibrio si aggiunge un
prodotto di reazione, la reazione procede verso sinistra per ripristinare le condizioni di equilibrio; se ad un
sistema in equilibrio si aggiungono molecole di reagenti, la reazione si sposta verso destra.
Velocità delle reazioni
n
−Ea / RT
v=k [C ]
k =A⋅e
A è detto fattore sterico. Se la molecola è complessa, A<1, se è semplice e piccola A=1.
Pile
Legge di Nerst
E=E °
0.059
[Ox]
⋅log
n
[Red ]
n: numero di elettroni coinvolti nella reazione
[Ox], [Red]: concentrazione molare della specie che si Ossida/Riduce
f.e.m.= potenziale più positivo− potenziale meno positivo
La riduzione avviene sempre all'elemento con potenziale più positivo.
pH
Acido: in acqua si dissocia fornendo ioni H+
Base: in acqua si dissocia fornendo ioni OH-
Acidi e basi forti
In acqua si dissociano completamente.
HX  H + X Acido generico (forte)
+
AOH  A OH
Base generica (forte)
Il pH è un indice dell'acidità della soluzione
5
+
pH =−log[H ]
pOH =−log [OH - ]
pH  pOH =14
{
pH
pH
pH
0 6
Ambiente acido
7
Ambiente neutro
8 14
Ambiente basico
Acidi e basi deboli
In acqua NON si dissociano completamente.
HX ↔ H + X Acido generico (forte)
+
AOH ↔ A OH
Base generica (forte)
Si può calcolare la costante di equilibrio
+
+
[H ][ X ] [H ][ X ]
4
k a=
≃
 per k a10 
[ HX −a]
[HX ]
+
[H + ]2
+
Poichè [ H ]=[ X ] , k a=
, quindi [H ]= k a⋅[HX+ ]
[ HX ]
pH =−log[H ]
{
6