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SECONDO INCONTRO
Regole di riempimento degli orbitali
• Gli elettroni occupano gli orbitali a partire da
quello con energia più bassa e proseguendo con
gli altri orbitali in ordine di energia crescente.
• Principio di esclusione di Pauli: in un atomo non
possono esserci due elettroni con tutti e quattro i
numeri quantici uguali
• Regola di Hund: quando sono disponibili orbitali
isoenergetici, gli elettroni tendono a occuparne il
maggior numero possibile con spin parallelo
• Indicare i numeri quantici che definiscono i
seguenti orbitali, nel caso si tratti di orbitali
inesistenti indicarlo: 4dxy, 6s, 2dyz, 4f, 3px,
2s, 1py, 9s, 8pz, 5f.
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
4dxy
6s
2dyz
4f
3px
2s
1p
9s
8pz
5f
y
n
l
m
inesistente
6
0
0
inesistente
4
3
(-3,-2,-1.0,+1.+2.+3)
3
1
(-1,0,+1)
2
0
0
inesistente
inesistente
inesistente
5
3
(-3,-2,-1.0,+1.+2.+3)
26
• Quale delle seguenti specie possiede il
maggior numero di elettroni disaccoppiati:
• S+; S; S-. Motivare la risposta.
27
• Le sostanze paramagnetiche sono quelle
che presentano elettroni a spin
disaccoppiati e sono attratte da un
magnete
• Le sostanze diamagnetiche sono quelle
che non presentano elettroni disaccoppiati
e sono poco o affatto attratte da un
magnete
28
•
L’atomo di un elemento ha 17 elettroni.
Senza consultare la tavola periodica,
1. scrivere la configurazione elettronica dello stato
fondamentale dell’elemento
e
1. dire se questo elemento è paramagnetico o
diamagnetico.
29
[ Ne] 3s2 3p5
paramagnetico
30
• Raggruppare le specie isoelettroniche:
• Be2+ ; F-; Fe2+ ; N3+; He, S2-; Co3+; Ar.
31
• Scrivere i possibili valori per i quattro
numeri quantici per un elettrone descritto
da un orbitale 3p
32
• Scrivere i quattro numeri quantici per un
elettrone descritto da un orbitale 5p
• Le leggi ponderali della chimica riguardano gli
aspetti quantitativi delle reazioni chimiche
• Sono la premessa alla formulazione della
teoria atomica, in quanto suggerirono agli
scienziati, attraverso le proporzioni definite e
costanti esprimibili con numeri interi con le quali
gli elementi reagiscono per dare i composti,
l’idea che la materia sia costituita di atomi.
La legge di Lavoisier
• In una reazione chimica la somma delle
masse dei reagenti è uguale alla
somma delle masse dei prodotti
• Si tratta della legge della conservazione
della materia nelle reazioni chimiche,
valida entro certi limiti. Infatti, in realtà,
anche nei processi chimici una parte della
massa si trasforma in energia e viceversa,
secondo quanto previsto dalla E=mc2
Legge di Proust
• Quando due elementi si combinano per
dare un composto, reagiscono secondo
rapporti definiti e costanti tra le loro
masse, esprimibili con numeri interi e
piccoli (cioè i primi termini della serie
dei naturali)
• Nel biossido di carbonio il rapporto di
combinazione tra carbonio e ossigeno è
0,375. quanti grammi di ossigeno
occorrono per reagire completamente con
156 g di carbonio?
Legge di Dalton
• Quando due elementi si combinano
secondo rapporti diversi per dare
composti diversi, le quantità di un
elemento che si combinano con una
stessa quantità dell’altro elemento
stanno tra loro secondo rapporti
espressi da numeri interi e piccoli
• Il cloro e l’ossigeno possono formare
quattro composti diversi:
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
Anidride ipoclorosa Cl2O
Anidride clorosa Cl2O3
Anidride clorica Cl2O5
Anidride perclorica Cl2O7
Una serie di esperimenti ha mostrato che con 142 g di
cloro reagiscono le seguenti quantità di ossigeno:
32 g
96g
160g
224g
Verificare che questi dati siano in accordo con la legge
delle proporzioni multiple.
• Il rapporto di combinazione tra le masse di
idrogeno, solfo e ossigeno è di 1: 16 : 32.
calcola le masse dei tre elementi in 200
mg di composto.
soluzione
• 1+16+32 =49
• 1:49 =XH:200
• 16:49=Xs:200
• 32:49= Xo:200
Reattività dei metalli alcalini e
alcalino-terrosi con l’acqua
• I metalli alcalini (primo gruppo principale)
sono tutti molto reattivi con l’acqua
• Nei metalli alcalino-terrosi (secondo
gruppo principale) la reattività con l’acqua
aumenta dall’alto verso il basso pertanto il
berillio non reagisce direttamente con
l’acqua mentre il magnesio reagisce
soltanto con l’acqua bollente
Effettuare il bilanciamento
Na +H2O → NaOH +H2
Primo passo
Na +H2O → 2NaOH +H2
Secondo passo
2Na +H2O → 2NaOH +H2
Terzo passo
2Na +2H2O → 2NaOH +H2
Bilanciamento concluso
Effettuare il bilanciamento
K +H2O → KOH +H2
Effettuare il bilanciamento
Ca+H2O → Ca(OH)2 +H2
bilanciamento concluso
Ca+2H2O → Ca(OH)2 +H2
• Calcolare quanti grammi di idrogeno si
possono ricavare da 70 grammi di Na e
una quantità adeguata di H2O
Primo passo: bilanciare la reazione
2Na +2H2O → 2NaOH +H2
Secondo passo
• Individuiamo il rapporto stechiometrico
• Il rapporto stechiometrico tra sodio e
idrogeno è 2:1
• Cioè due moli di sodio metallico
producono una mole di idrogeno gassoso
(l’idrogeno è un gas biatomico)
Terzo passo
• Determiniamo il peso di una mole di sodio
e di una di idrogeno
• Na ≈ 23 g
• H2 ≈ 1+1= 2 g
Quarto passo
• Impostiamo la proporzione sulla base del
rapporto stechiometrico dato dalla
reazione bilanciata
•
23·2 : 2 = 70 : X
• X = 3,04 g di idrogeno
risolvere
• CH3CH2OH + O2 → CO2 +H2O
• Data la reazione di combustione dell’alcol
etilico (etanolo) calcola quanti grammi di
anidride carbonica si ottengono a partire
da un chilogrammo di etanolo.
Primo passo: bilanciare la reazione
• CH3CH2OH + O2 → 2CO2 +H2O
• CH3CH2OH + O2 → 2CO2 +3H2O
• CH3CH2OH + 3O2 → 2CO2 +3H2O
Secondo passo
• Individuiamo il rapporto stechiometrico
• Il rapporto stechiometrico tra etanolo e
anidride carbonica è 1:2
• Cioè una mole di etanolo produce due
moli di CO2
Terzo passo
• Determiniamo il peso di una mole di
etanolo e di una di CO2
• C2H5OH ≈ 12·2 + 1·6 +16 = 46 g
• CO2 ≈ 12+16·2= 44 g
Quarto passo
• Impostiamo la proporzione sulla base del
rapporto stechiometrico dato dalla
reazione bilanciata
•
46 : 2·44 = 1000 : X
• X = 1913 g di CO2
Risolvere
CH3COOH + O2 → CO2 +H2O
Data la reazione determinare la quantità di
acido acetico necessaria per produrre
783g di CO2
primo passo: bilanciare la reazione
CH3COOH + 2O2 → 2CO2 +2H2O
Secondo passo: individuare il
rapporto stechiometrico
• Il rapporto è di
• 1 mole di acido acetico: 2 moli di CO2
Terzo passo: calcolo della massa
molare
• Acido acetico = 60 g
• Anidride carbonica = 44 g
Quarto passo: impostazione della
proporzione
60 : 44·2 = X : 783
X = 533,9 g
• Un composto costituito da idrogeno,
fosforo e ossigeno presenta un rapporto di
combinazione delle masse 1 : 10,3 : 21,3.
Calcola la massa di composto che si
ottiene se si utilizzano 30 grammi di
idrogeno.
• Per la reazione di formazione
dell’ammoniaca il rapporto fra la quantità
di idrogeno e quella di azoto che
reagiscono è 3:14.
• Calcola quanti grammi di azoto sono
necessari per reagire con le seguenti
quantità di idrogeno.
• 6g
12g
15g
20g
• Il rapporto di combinazione tra zolfo e
ossigeno nel triossido di zolfo , SO3, è
massa solfo : massa ossigeno = 2 : 3
• Quanti grammi di ossigeno occorrono per
reagire completamente con 128 g di zolfo?