Appunti di Chimica generale e inorganica

Appunti di chimica generale e inorganica

Sara F.1 Appunti di lezione del corso di Chimica Generale e Inorganica, UNIPD DII, corso di laurea in Ingegneria Chimica e dei Materiali A.A. 2018/2019; Prof. M. Mozzon.

Sommario

• Capitolo 1: La struttura atomica della materia
• Capitolo 2: Elementi e composti
• Capitolo 3: Le reazioni chimiche
• Capitolo 4: Calcoli stechiometrici
• Capitolo 5: Le soluzioni
• Capitolo 6: La solubilità
• Capitolo 7: Gli stati di aggregazione della materia
• Capitolo 8: La struttura elettronica degli atomi
• Capitolo 9: Le proprietà periodiche degli elementi
• Capitolo 10: Il legame chimico
• Capitolo 11: La termodinamica chimica e l'equilibrio
• Capitolo 12: L'elettrochimica

Capitolo 1: La struttura atomica della materia

Modelli atomici

Dalton 1805: Atomo come scenetta di materia compatta ed indivisibile. Secondo Dalton l'atomo era la particella più piccola esistente. Teoria già enunciata dai greci.

Thomson 1908: Modello a panettone. L'atomo conteneva altre particelle. Sfera di carica positiva ignota dentro la quale ruotano particelle di carica negativa, gli elettroni.

Rutherford 1911: Chiarì la natura delle cariche positive del modello di Thomson. Esperimenti di Rutherford: È bombardata una lamina d'oro con delle particelle alfa, aspettandosi che passassero oltre, vista la massa delle particelle alfa rispetto all'elettrone del modello di Thomson. Risultati inattesi: alcune particelle passano oltre, altre tornano indietro, altre sono deviate, perché incontrano il nucleo dell'atomo, contenente cariche positive già scoperte, i protoni. Deviate o respinte indietro perché particelle alfa e nucleo hanno entrambi carica positiva, si respingono. Quelle non deviate hanno tale comportamento perché passate troppo distante dal nucleo.

Si riuscì a calcolare il numero di protoni dell'atomo in base al numero di particelle deviate. La massa degli atomi in base al numero di protoni ed elettroni non torna… Manca una particella.

Chadwick: Scoprì il neutrone, la terza particella elementare, 1839 volte più grande dell'elettrone.

Le particelle subatomiche

Il nucleo atomico

Neutrone e protone, secondo struttura di Rutherford, detti anche nucleoni. Forze nucleari tengono assieme i nucleoni.

Numero atomico Z

Numero di massa A = Z + n = A. Tutte le specie chimiche con lo stesso numero di elettroni danno le stesse reazioni chimiche. Tutte le specie chimiche con lo stesso numero di protoni danno le stesse reazioni chimiche. Z identifica l'elemento chimico.

I nuclidi

Diverse specie di atomi caratterizzate da nuclei di definita composizione. Caratterizzazione con simbologia X, A, Z. Due nuclidi si chiamano isobari se hanno diverso Z ma uguale A. Due nuclidi si chiamano isotopi se hanno diverso A ma uguale Z. Nuclidi stabili… 300. Nuclidi instabili… 3000.

Isotopi

Differiscono per il numero di neutroni, quindi di conseguenza per la massa atomica. Abbondanza isotopica naturale… (quaderno) o abbondanza percentuale = 100. Le proprietà chimico fisiche di tutti gli isotopi di un dato elemento sono le stesse. Fa eccezione l'idrogeno. L'isotopo di un elemento chimico non ha un nome differente dallo stesso. Fa eccezione l'idrogeno con Prozio, Deuterio e Trizio.

La massa atomica assoluta e relativa

Si misura con spettrometro di massa (Ionizzazione dell'atomo, campo elettrico, campo magnetico, raggio di curvatura, entrata nel rilevatore del numero di particelle. Raggio di curvatura in funzione della massa dell'atomo Assoluta) 1,99272 × 10^-23 g massa di un atomo di C¹². Conveniente usare una nuova unità di misura che consenta di evitare di esprimere le masse degli atomi con le potenze negative di 10: l'unità di massa atomica.

Unità di massa atomica Uma: la dodicesima parte della massa di un atomo di C¹², 1,6606 × 10^-24 g/uma. 38,163 × 10^-24 g = massa atomica assoluta di Na²³. Massa atomica assoluta / unità di massa atomica = 22,9898 uma è la massa atomica relativa.

Il peso atomico (o massa atomica media). Media ponderata della massa atomica di tutti gli isotopi esistenti. È quella indicata sulla tavola periodica. (Quaderno)

La mole ed il numero di Avogadro

La maggior parte delle reazioni chimiche osservate coinvolge un'enorme quantità di entità, perciò è stato conveniente definire una nuova grandezza, la mole (mol). Essa rappresenta un numero grande e fisso di particelle, paragonabile alla quantità che si usa in una reazione chimica. Una mole di una determinata sostanza è la quantità di tale sostanza che contiene tante entità elementari (atomi, ioni, molecole od altre entità specificate) quanti sono gli atomi contenuti in 12 g esatti di C¹².

Peso di 1 atomodi C = 12,000 uma/atomo × 1,6606 × 10^-24 g/uma

Il numero di Avogadro N corrisponde quindi a 6,022 × 10²³ entità/mol.

La massa molare

Massa di 1 mol di entità. È dimostrato che la massa di 1 mol di qualsiasi sostanza ha un valore numerico uguale alla massa atomica/molecolare espressa in uma. DIMOSTRAZIONE:

• (i) La massa espressa in uma di una molecola di H₂O è 18,015 uma
• (ii) La massa espressa in g di una molecola di H₂O è 18,015 × 1,6606 × 10^-24 g
• (iii) In 1 mol di H₂O co sono 6,022 × 10²³ molecole
• (iv) La massa espressa in g di 1 mol di H₂O = n° molecole × m(g) di una molecola

La massa molare è quindi 18,015 g/mol.

Capitolo 2: Elementi e composti

Elementi o sostanze elementari: Costituiti da un solo tipo di elemento della tavola periodica. Espressi con simboli.

• Singoli atomi isolati (es. Gas Nobili)
• Atomi di molecole distinte (O₂)
• Aggregati di atomi senza un'entità discreta (es. Fe nel legame metallico o grafite)

Composti: Costituiti da più elementi della tavola periodica. Espressi con formule.

• Molecole distinte (es. NH₃, H₂O, …)
• Insieme di ioni tenuti insieme da forze di natura elettrostatica (NaCl)
• Concatenazioni infinite di atomi (SiO₂)

Il significato dei simboli e delle formule

a) Significato qualitativo: è indicato il tipo di sostanza e le proprietà che la contraddistinguono (intrinsecamente)

b) Significato quantitativo: i simboli indicano ciascuno una quantità in grammi pari ad una mole Es. Na Elemento: sodio. T eb, T f, … → 22,990 g

Numero di ossidazione di un elemento in un composto

Concetto inventato dai chimici, necessario per la nomenclatura tradizionale e per il bilanciamento di reazioni redox complesse. È indicato tra parentesi sopra al simbolo dell'elemento a cui è riferito. Determinazione con regole empiriche.

• No sostanze elementari = 0
• Invariabilmente hanno sempre lo stesso n.o.:
  • Metalli alcalini +1
  • Metalli alcalino terrosi +2
  • Cd +2
  • Zn +2
  • Bo +2
  • Al +3
  • Ag +1
  • F -1
  • H +1 tranne negli idruri dove prende n.o. = -1
  • O -2 tranne perossidi: composti binari dell'ossigeno con l'idrogeno o Me (-1), difluoruro di ossigeno (+2), superossidi: composti binari dell'ossigeno con Me del II gruppo (-1/2)
• Presentano numeri di ossidazione variabili da composto a composto: Fe, Cu, S, Cl, Br, I, Au
• La somma algebrica dei numeri di ossidazione di tutti gli atomi di ciascun elemento nella formula (molecola, ione, …) è uguale alla carica della formula =

Capitolo 3: Le reazioni chimiche

Classificazione delle reazioni chimiche

• Completezza: reazioni complete e reazioni di equilibrio
• Tipo: redox e non redox
• Calore coinvolto: esotermiche e endotermiche
• Cinetica/meccanismo: I ordine, II ordine, radicaliche

Reazione completa: almeno 1 reagente si trasforma completamente in prodotti. Contraddistinte dalla simbologia di un'unica freccia da sx a dx.

Reazione di equilibrio: raggiunge uno stato di equilibrio dinamico nel quale c'è la presenza di tutti i reagenti e di tutti i prodotti. Contraddistinte dalla simbologia di due frecce, rivolte in sensi opposti.

Reazione redox: implicano la variazione del numero di ossidazione di alcuni elementi nel passaggio da reagenti a prodotti.

Reazioni non redox: nessun cambiamento del numero di ossidazione delle specie.

Reazioni acido-base secondo la teoria di Broensted e Lowry

Acido: donatore di ioni H⁺

Base: accettore di ioni H⁺

Reazioni contraddistinte dalla coppia coniugata acido-base

1 + 2 ⇌ 1 + 2

Reazioni di ossidoriduzione

Sono caratterizzate da semireazioni di ossidazione e di riduzione. Una specie si ossida quando un elemento presente in tale specie aumenta il suo n.o. Una specie si riduce quando un elemento presente in tale specie diminuisce il suo n.o. Un agente è riducente (ossidante) quando comporta la riduzione (ossidazione) di un'altra sostanza. È la specie che si ossida (riduce).

Bilanciamento delle reazioni chimiche

Secondo Arhenius la capacità di condurre elettricità di una soluzione è in funzione del numero di ioni in soluzione. Elettroliti forti tanti ioni in soluzione (acido cloridrico, tutti i sali tanto o poco solubili). Elettroliti deboli pochi ioni in soluzione (acido acetico, ammoniaca) coinvolti negli equilibri chimici. Non elettroliti non formano ioni in soluzione.

Reazioni

• In forma molecolare
• In forma ionica completa (rappresentazione della realtà dell'ambiente di reazione)

Regole per passaggio da forma molecolare a ionica

Obbligatorio se la reazione è costituita da più semireazioni.

• Gli acidi forti, basi forti e sali solubili (K⁺, Na⁺, NH₄⁺, nitriti, nitrati, fluoruro, bromuro, cloruri, ioduro, solfati, clorati, perclorati, acetato) vengono rappresentati come totalmente dissociati.
• Tutte le altre sostanze restano in forma molecolare (sali poco solubili, acidi e basi deboli, acidi deboli poliprotici, ossidi, anidridi, sostanze elementari, sostanze organiche non saline, H₂O, composti binari con idrogeno che non siano idracidi forti). Composti poco solubili che fanno parte dei reagenti possono essere scritti in forma ionica (solfuri, carbonati, fosfati, solfiti, arseniati, ossidi).

Il bilanciamento

Consiste nel verificare due cose:

• Bilancio di massa: verificare che tipo e numero di atomi di entrambi i membri dell'equazione coincidano
• Bilancio di carica: verificare che la somma algebrica delle cariche tra i due membri dell'equazione coincidano

Si attuano solamente modificando i coefficienti stechiometrici.

I quattro metodi per il bilanciamento delle reazioni

• Metodo empirico o metodo per verifica o metodo per tentativi. Si applica alle redox e non redox semplici.
• Metodo algebrico: metodo diretto o della variazione del numero di ossidazione (redox complesse che non avvengono in soluzione acquosa).
• Metodo ionico elettronico o delle semireazioni.

Metodo empirico

• (i) Si bilancia un elemento per volta
• (ii) I coefficienti stechiometrici ottenuti con i passaggi non vanno modificati fino alla fine del processo
• (iii) Consigli:
  • 1. Se un elemento compare solo in un composto nelle due parti dell'equazione, si deve bilanciare per primo questo elemento. Nel caso tale situazione si presenti in più elementi si inizia il bilanciamento dal composto con numeri di atomi diseguale.
  • 2. Quando un reagente prodotto è una sostanza elementare, si deve bilanciare per ultimo.

Metodo delle semireazioni o metodo ionico-elettronico

• (i) Passaggio dalla forma molecolare alla forma ionica completa
• (ii) Identificazione delle coppie coniugate redox con determinazione del numero di ossidazione di tutti gli elementi presenti in tutti i composti
• (iii) Bilancio di massa per gli elementi che cambiano numero di ossidazione
• (iv) Bilancio elettronico per gli elementi che cambiano numero di ossidazione
• (v) Bilancio di carica per le semireazioni (aggiunta di H⁺ o OH^-)
• (vi) Bilancio di massa per O e H
• (vii) Elettroneutralità globale del sistema redox (moltiplicare quando necessario le due semireazioni per opportuni valori, in modo tale che il numero di elettroni ceduti in una semireazione sia uguale al numero di elettroni acquistati nell'altra semireazione)
• (viii) Somma delle due semireazioni ed eliminazione dei termini comuni
• (ix) Bilanciamento in forma ionica. Se inizialmente l'equazione è data in forma ionica, l'operazione è conclusa, altrimenti vedi punto (x)
• (x) Bilanciamento in forma molecolare. Si riportano i coefficienti stechiometrici trovati nel passaggio precedente nella reazione data inizialmente e si bilanciano le specie che non hanno partecipato al processo redox
• (xi) Casi particolari: quando in una reazione si trovano due coefficienti diversi per una stessa sostanza che agisce sia da ambiente che da ossidante o riducente, si sceglie il coefficiente stechiometrico maggiore trovato nella forma ionica

Capitolo 4: Calcoli stechiometrici

Calcoli costruiti su tre concetti:

• Rapporto o relazione molare
• Reagente limitante
• Rendimento

Il rapporto molare

Reagenti e prodotti reagiscono in un rapporto molare che è costante e specifico per ogni reazione. È valido anche il concetto "nulla si crea e nulla si distrugge". Per calcolare quantità incognite di reagenti o prodotti dati gli altri, si può istituire un rapporto tra:

• Le masse molari
• Le moli

Il reagente limitante

Reagente presente in quantità inferiore a quella richiesta dal rapporto stechiometrico. Tale reagente viene denominato reagente limitante perché limita la quantità di prodotto che si può formare. Su di esso si devono basare i calcoli stechiometrici. Quando tutto il reagente limitante ha reagito, non si formano più prodotti, anche se sono ancora presenti altri reagenti, che ovviamente rimarranno non reagito.

Il rendimento

Ipotesi sottintese per gli esempi fatti con rapporto molare e R.L.:

• a) La reazione scritta è l'unica che avviene
• b) La reazione procede fino alla scomparsa del R.L.

Ipotesi mai verificate, causa:

• a) Reazioni secondarie
• b) Reazione non completa per ragioni termodinamiche o cinetica

La quantità di prodotto ottenuta è solitamente minore… RENDIMENTO

È definito come rendimento percentuale di una reazione generica del prodotto L rispetto al reagente A, il rapporto:

( n_L / n_L* ) × 100

Dove n_L è il numero di moli prodotto effettivamente e n_L* è il numero di moli che si formerebbe se A reagisse completamente. È valido anche il rapporto tra masse ( m_p / m_t* ) × 100

Capitolo 5: Le soluzioni

Soluzione è un termine generico con cui si vuole indicare un qualunque sistema a più componenti, fisicamente omogeneo (senza separazione di fase). Esistono soluzioni liquide, solide e gassose.

Le soluzioni liquide

Solvente: il componente che ha lo stesso stato di aggregazione della soluzione. Soluto: gli altri/l'altro componente. Si tiene presente che nel caso in cui il solvente si trovi nello stesso stato di aggregazione di 2 o ...