Appunti Fondamenti di chimica

Chimica¥Chimica

In passato trasformare materia per ottenere energia, es. bruciare legno per calore.

Inizialmente però non interessava struttura, com’era fatto, ecc. oggi invece sì.

= Capire le trasformazioni chimiche in modo anche da comprendere cosa succede.

Oggi è importante creare materiali nuovi per migliorare la società e capire la struttura di questi materiali e perché sodio e cloro (es.) si mettono in determinati modi in NaCl.

Capendo la struttura cristallina si possono poi capire anche le proprietà (Es: sapere che tra Na e Cl il legame è ionico).

Proprietà

• Stato di aggregazione: ATP
• Solido: forma propria e volume definito. Piccolo cambiamento di V. →
• Liquido: fluido, V definito, forma non propria, del recipiente. “—> V cambia più di solido
• Gas: fluido, V dipende da contenitore, forma non propria. “—> cambiamento importante di V

Teoria cinetico-molecolare della materia

Teoria cinetico-molecolare della materia: all’aumentare della temperatura, le particelle aumentano il loro movimento, e quando si alza tanto avvengono i passaggi di stato.

%E ← → Microscopico: divisione di un campione macroscopico in particelle.

Macroscopico: mondo sperimentale delle osservazioni. È il livello submicroscopico o particellare di ioni e molecole.

• Colore sostanza
• Solubilità in acqua o in = si può fare modelling al computer solvente organico (etanolo, benzene, anche con raggi X per studiare ecc.) struttura cristallina del materiale (livello
• Conduttività - durezza del atomico) e capire se può avere senso o materiale meno ad esempio fare un esperimento in laboratorio.

Classificazione materia

• Sostanza pura
• Miscela (omogenea ed eterogenea)

Da una miscela si possono ricavare le sostanze pure (omogenea più difficile obv).

Da sostanze pure si possono generare composti ed elementi.

Gli elementi reagiscono tra loro per creare composti.

Elementi: sostanze (Na, O) composte da un solo tipo di atomo.

• Sono 118 di cui 90 in natura

Nella tavola periodica ogni elemento ha nome e simbolo.

Composti chimici: sostanze composte da due o più elementi diversi, tenuti insieme da legami chimici più o meno forti (zucchero, sale, acqua).

Se formano dei composti, le proprietà degli elementi singoli vengono sostituite da quelle dei composti.

Miscela: gruppo di due o più sostanze mescolate fisicamente.

• Eterogenea: sostanze separabili fisicamente =
• Omogenea: non separabili —> soluzioni (NaCl in acqua si spera in anioni e cationi Na+ e Cl e forma una soluzione, le molecole d’acqua intorno al sale scompongono i due elementi)

Proprietà fisiche

Proprietà fisiche: classificano e identificano le sostanze (aspetto).

• Densità d+influenzanosi 1- →=
• Temperatura -

Colore, stato di aggregazione, punto di fusione, densità, solubilità, conducibilità elettrica, malleabilità, duttilità, viscosità.

= - -

Trasformazioni fisiche

Variazioni delle proprietà fisiche sono dette: (imp. naftalene)

Utile es. per separare due materiali con temperature di fusione differenti.

Con una trasformazione fisica non cambia la sostanza.

-

Reazione chimica: trasformazione in cui dei reagenti vengono trasformati in prodotti, diversi dai reagenti stessi (es. Idrogeno + Ossigeno —> Acqua) -

Energia

Energia:

Quasi sempre rilasciano Cinéfcè #-

• Cinetica: associata al movimento otenziaue-- mov atomico, molecolare, ioni —> energia termica )sposa← t molla-- mov elettroni —> energia elettrica - .tieleitRtermica
• Potenziale: legata alla posizione di un oggetto- . eletrostat-- immagazzinata in molla compressa .- dovuta a separazione di cariche elettriche —> energia elettrostatica (es. fulmini)-

Legge di conservazione dell’energia: l’energia non si può creare né distruggere, l’energia totale = dell’universo è costante.

In una reazione, i reagenti hanno una certa quantità di energia.

2h2021-121-02 -→KE energia

Quando reagiscono, certa quantità di E viene rilasciata. Sommando energie di prodotti e reagenti e-rilasciata si vede che è sempre uguale, viene solo ridistribuita.

-→

Struttura atomica

Democrito aveva individuato l’ATOMOS, dal greco “indivisibile”.

Nel XVII secolo arriva in Europa il concetto di atomo e con le reazioni si cominciavano a capire le quantità di atomi nelle sostanze, perché, ad esempio: 217+13-717213

Teoria Atomica,1803-1807, Dalton sviluppò la sua ovvero che:

• Ogni elemento è composto da particelle molto piccole
• L’atomo di un elemento (ossigeno) è diverso da quello di un altro elemento (azoto), ma atomi di stesso elemento sono uguali e stesse proprietà
• Gli atomi di un elemento non si possono trasformare in atomi di un altro elemento
• I composti si formano quanto atomi di elementi diversi si legano

Legge di conservazione della massa

In una reazione chimica, la somma delle masse dei reagenti è uguale alla somma delle masse dei prodotti. EMR Emp-

Legge della composizione costante

Il numero relativo e il tipo di atomi di un composto sono sempre costanti.

Chimica degli elementi

Thompson Rutherforde definirono un modello atomico alla base della teoria atomica.

Gli atomi sono formati da particelle subatomiche:

• Protoni (+)
• Elettroni (-)
• Neutroni (carica neutra)

Particelle di massa maggiore concentrate nel nucleo, molto piccolo, che contiene tutte le cariche positive, mentre elettroni orbitano nella parte estera e occupano la maggior parte del volume.

Le proprietà chimiche degli elementi e delle molecole dipendono in gran parte dagli elettroni.

Esperimento: generazione di flusso di elettroni, attraverso due piastre, una carica + e una carica -, il flusso devia verso la + e su uno schermo fluorescente si vede che il fascio è deviato. Quindi elettroni carica negativa. Generando altri campi magnetici si poteva spostare la sua traiettoria, città, ÈÈ→c misurando anche quindi il peso delle particelle. -31µgè t-1

L’atomo di base è neutro, perché il numero : )" > kgk.a.tt1,67-10-2pt 1,6 là 800 di e- è uguale al numero di p+. C-:o

Esperimento di Rutherford

Esperimento di Rutherford:

Fascio di particelle α (cariche +, He 2+) attraverso atomi di lamina d’oro. Alcune venivano deflesse (riflesse ma non esattamente su stesso piano), poche riflesse, altre attraversavano, tutte queste visibili su schermo fluorescente. Le particelle che tornavano indietro colpivano il nucleo, ma erano poche quindi nucleo molto piccolo, quelle che attraversano passano nello spazio vuoto circostante.

Chadwich scoprì la presenza dei neutroni, particelle con carica neutra e massa simile a quella dei protoni. Protoni e neutroni danno massa atomica, elettroni proprietà chimiche dell’atomo.

Il nucleo non interessa nelle reazioni chimiche perché non influisce.

Gli elettroni permettono la formazione di legami chimici, tra atomi uguali e/o diversi.

L’energia viene ricavata dalla rottura di legami chimici. Le energie delle reazioni chimiche sono molto inferiori alle energie in gioco nelle reazioni nucleari (che coinvolgono le particelle del nucleo).

ERETTZ E<< Reazioni chimiche nucleari-. Energia per intera forti-2 deboli serve-2 intera: . . ↳ / Ionici leg Caves ...

Numero atomico (Z): numero di protoni nel nucleo, uguale per atomi dello stesso elemento.

Numero di massa (A): numero protoni + numero neutroni (no elettroni, massa molto piccola).

Unità di massa atomica (uma o u): massa atomica assoluta scomoda.

Si usa massa atomica relativa. Si divide la massa assoluta per uno standard, l’uma.

1 uma è la dodicesima parte della massa atomica dell’atomo di carbonio-12.

Io1,66 -24g1 uma = . Ma

Nella tavola periodica, massa relativa. MM E= Mr11008 →

Elementi: singoli atomi o molecole di atomi uguali.

Composti: formati da elementi diversi.

• Composto molecolare (legame covalente)
• Composto ionico (legame ionico)

Atomi: massa atomica (uma) }

Molecole: massa molecolare (uma) MASOMMA COMPATOMIDEI SINGOLI DEL di

Composti ionici: massa formula (uma) .

Isotopi

Isotopi: atomi con stesso numero atomico e diverso numero di massa. \ Hanno stesse Z notasse stesso ← a (proprietà isotopi ✗ An° chimiche atomico ← > Diverso2- solo da Z,

Le proprietà chimiche di un atomo dipendono perché rappresenta il numero di protoni, e poiché esso è uguale al numero di elettroni, fa dipendere da sé le proprietà chimiche.)( pt1

PROZIO Idrogeno :(D)H Deuterio LPT 1h: ISOTOPO) Radioattivo( Ip 2h+ → TRIZIO t +:

Cambiano solo proprietà fisiche ma non chimiche.

In natura gli isotopi possono essere più o meno abbondanti.

In natura la maggior parte dell’idrogeno è in forma di prozio.

Il trizio raramente si trova in atmosfera ma si può formare a contatto con raggi cosmici.

Sotto radiazione in un reattore nucleare il litio metallico può diventare trizio.

Nella tavola periodica la massa rappresentata è una media ponderata delle masse degli isotopi.

%D1.miss.tl/SatMiszt-GIÙMT tMist Misa1- .. =.. .= 100

Tavola periodica

Molto utile in chimica perché elenca tutti i valori dei vari elementi.

Organizzata in:

• Gruppi (o famiglie): colonne con elementi con proprietà chimico-fisiche simili. Numerati da 1 a 8 seguiti da lettera A (principali) o B (di transizione).
• Periodi: righe orizzontali numerate da 1 a 7.

Ci sono metalli di gruppi principali, metalli di transizione, metalloidi e non metalli.

Metalli:

• Solidi a temperatura ambiente (tranne mercurio)
• Conduttori di elettricità
• Duttili (riducibili a cavi sottili), malleabili (lamine sottili)
• Possono formare leghe (soluzioni di due metalli) es. acciaio è Fe-C(2,06%)

Non metalli

• Alcuni solidi (carbonio, zolfo, fosforo), 10 gassosi (H, O, N, F, Cl, gas nobili) e un liquido (bromo)
• Non conducono corrente, eccezione carbonio

Metalloidi (o semimetalli)

• Caratteristiche miste, tipo silicio.

Molecola

Molecola: unità più piccola identificabile in una sostanza pura, che può essere divisa mantenendo inalterate la composizione e le proprietà chimiche.

Le sostanze pure sono formate da molecole identiche, che consistono di atomi di due o più elementi, strettamente legate fra loro. MOLECOLAATOMICA

COMPOSIZIONE DELLA Molecolare :# CERTI LEGAMI }EVIDEZIA ATOMITRA estesa

Formula : informazioni ↳ informaz Strutturali STRUTTURA Strutturali DI Dettagliate g :: . Descrizione LEGAMI ⒨ ] loro E tipo LEGAMI Tutti I il TRA E ATOMI. DISDOSIZ SPAZIALE È È FANTA[ ./etanolo Cztlgola ttgctlzotl comprendere: Aoµ H-_ -. INTERAZIONI tra" " molecole scopo eteredi.metilica.cz/tg0CH30CH3 ,tiµ prive chimica Deusc' .H HC)c-- -- titi

Modello molecolare

Modello molecolare: mostra la geometria della molecola, con angoli di legame.

Sono utili per rappresentare le molecole in modo tridimensionale.

Poiché siamo su superfici bidimensionali, usiamo rappresentazione apposita.

b. Metano è Oppure: Ì' sul ☒ piano ¢00H ☒

• Modello a sfere e bastoncini (tipo in C- + , plastica). Hexam:> (D)-
• Modello volumetrico (rappresenta i avvicinasi allèntana volumi occupati dagli atomi). U

Composti ionici

Composti ionici: formati da ioni, atomi o gruppi atomici, con carica elettrica + o -.

Ciò acquistando e/o cedendo elettroni. Solitamente metalli cedono, non metalli acquistano.

I cationi monoatomici sono atomi che possiedono un numero di elettroni inferiore rispetto al numero di protoni (frequente in gruppi 1A e 2A).

Gli elementi di transizione non hanno un comportamento prevedibile, perché hanno proprietà particolari, quindi formano cationi e anioni in diversi modi.

Gli anioni monoatomici sono non metalli (solitamente) che acquistano elettroni.

H _ IDRIDEIONE:

Ioni poliatomici: ioni costituiti da due o più atomi, il cui insieme possiede una carica elettrica.

Esempi (di solito prima il catione e poi l’anione): Poi)COI ) )NTKÌ FOSFATO(_ ( -carbonato ammonio ;;

Gli ioni possiedono forze elettrostatiche tra loro che permettono il legame.

→ CARICHE t e - FORZA Attrazione DI KF: -=) CARICHE ( DISTANZA FORZA TRA Coulomb Di

Colpendo un cristallo, spostiamo le cariche positive e negative e avviciniamo cariche dello stesso segno, che quindi si respingono e si separano, rompendo il cristallo.

I composti molecolari spesso sono

• Possono essere in vari stati di aggregazione
• Spesso sono di grandi dimensioni e complessità elevate

Composti binari: formati da due elementi (spesso) non metallici (es. metano, etano, ... )

Spesso i due elementi sono di gruppi 4A e 7A.

Mole e massa molare

Collegamento tra mondo macroscopico con quello particellare di atomi, molecole e ioni.

Mole: quantità di sostanza che contiene un numero di particicelle elementari, ovvero le particelle contenute in 12 grammi di carbonio 12. Una mole contintiene quindi sempre un certo userò di particelle, indipendentemente dal tipo di sostanza. ( )6,022.10²³ NUMERO DI eNa tarjeta- AVOGADRO]:

Massa Molare (M) [g/mol è la massa [in grammi] di una mole di una certa sostanza.

È la massa in grammi numericamente uguale alla massa atomica.

n ]È- ¥Ìl(MASSA Molare→µNa 'Ia= assoluta massa→

Conversione: massa <—> moli:

-c MIIF mes *- -# ↳↳ n¥ In ÷m

La formula di un composto indica il tipo di atomi/ioni presenti e il numero di ciascuno.

1614gHa(1 mal Di : / ↳ mal1 4mal C DiDi12,01g 4,032g+µ

Con la massa molecolare media (ponderata, quella della tavola periodica) si possono trovare le masse per ogni molecola.

I composti ionici non esistono in forma di molecole individuali, quindi si esprime la massa molare della formula unità, ovvero della formula minima che rappresenta il numero relativo di ogni tipo di ione.

Per i composti molecolari basta sommare le masse molari di ogni atomo, per parlare di PESO FORMULA.

Analisi chimica

Branca della chimica che studia la quantità relativa di mol in un composto chimico.

Serve a determinare le formule dei composti, per capire se è il composto giusto che volevamo e per determinarne la purezza.

Composizione percentuale: percentuale delle masse di ogni elemento in un composto.

Formula:

• Empirica: formula minima, rapporto minimo tra gli atomi di ciascun elemento.
• Molecolare: esprime quanti atomi ci sono effettivamente di ogni elemento.

Utilizzando la messa molare si può passare dalla minima all’empirica.

1mol di idrazina è infatti 32, NH2 sarebbe 16, quindi la formula è:

(Ovviamente la massa molare è ottenuta sperimentalmente in laboratorio)

N %12,5887,42% HIDRAZINA es : ,. 12,58g100g 87,42gSU : ,6,241 12,48 Melmaln : ,GYLFIE % NtlaRAPP =pTRAMOU =:. TavereDovrebbe QualM 16/ -MA sperimentati .14=328SO€ / mal: a)( Nah2 NHFORMULI MOLECOLARE 4. =:

Reazioni chimiche

Reazioni Ch .1- +13 → AB→

Reazioni chimiche bilanciate, rapporti stechiometrici.

Le reazioni chimiche devono essere tramite corretti (stessi numeri di atomi di ogni tipo tra reagenti e prodotti).

Riprende la legge di conservazione della materia di Lavoisier : gli atomi possono cambiare forma, legami e composti in cui sono contenuti, ma ci devono essere tutti, e di conseguenza anche le masse sono costanti.

Pci 6 (e)( Pcl4lat(d) →(g) }STECHIOMETRIA: reazione tra prodotti e reagenti.

Coefficienti stechiometrici: coefficienti in una reazione chimica.

Classi generali di reazioni chimiche:

Ossidi

Ossidi

1) metalli/non metalli + ossigeno —> FERRICOOSSIDO→{ ][302te4 2 ( )03Fez+ → te(a) III(g)(a)Sco 502 (( tBILANCIATE 02 )→(g) s) )(502Pu (D)(g) Paolo Molto+ violenta→( )s

Combustione

Combustione:

2) bruciare in presenza di ossigeno, con rilascio di energia sotto forma di calore.

( )la PRES INottano Benzina. +181-120Coda)(9)2502 162cg (e)(e)His →t

Combustione idrocarburo —> prodotti sempre CO2 e H2O

Ordine di bilanciamento: C —> H —> O

Equilibrio chimico

Equilibrio chimico

3)Le reazioni possono essere:

• Complete: procedono in una sola direzione (irreversibili).
• Reversibili: parziale trasformazione e che pro