Chimica 1

Materia, sostanze pure e miscele

Prof. Aina valentina.aina@unito.it 0116707533

Materia → Tutto ciò che ha una massa

Sostanze pure

• Composizione fissa anche se sottoposte a sollecitazioni esterne
• Non sono separabili fisicamente
• Sono modificabili solo chimicamente
• Proprietà invariabili

Miscele

• Composizione variabile
• Sono separabili fisicamente
• Ogni componente mantiene le sue caratteristiche
• Omogenee
• Eterogenee

Omogenee

• Stessa composizione in ogni punto
• Componenti non distinguibili visivamente
• Una fase
• Proprietà costanti per tutta la regione

Eterogenee

• Più fasi
• Proprietà variabili

Elementi

• Formati da atomi
• Non sono scomponibili chimicamente in sostanze più semplici

Composti

• Scomponibili
• Formati da diversi atomi presenti in proporzioni costanti e definite

Generale

Chimica è la scienza che studia qualitativamente e quantitativamente la composizione e le trasformazioni della materia.

La chimica analitica studia le tecniche di analisi dei composti. La chimica fisica invece studia le variazioni di energia nelle reazioni.

Gli atomi sono la parte più piccola di un elemento che ne conserva le proprietà, sono particelle elementari della materia, sono caratterizzati da massa e carica elettrica.

Gli elementi sono formati da atomi con le stesse proprietà, quelli conosciuti sono 118 di cui 90 presenti in natura.

Le molecole sono aggregati consistenti di atomi, la loro formula indica gli elementi presenti e il loro rapporto.

Nel nucleo si trovano protoni e neutroni, il volume extracellulare è occupato dagli elettroni. Protoni e neutroni hanno massa quasi uguale ~ 1,6*10^-27, gli elettroni invece sono più leggeri ~ 9,1*10^-31.

Protoni ed elettroni hanno carica uguale ma di segno opposto.

Il numero di protoni è detto numero atomico e si indica con Z, il numero di protoni e neutroni è invece detto numero di massa e si indica con A. Atomi con lo stesso numero atomico ma diverso numero di massa sono detti isotopi, questi hanno stesse proprietà chimiche ma diversa massa.

Isotopi dell'idrogeno

• Prozio, anche detto idrogeno comune, ha solo un protone ed un elettrone;
• Deuterio, detto idrogeno pesante;
• Trizio, idrogeno radioattivo non presente in natura.

La massa atomica o peso atomico è dell'ordine dei 10^-27 Kg, questo è definita uma.

Le masse atomiche presenti nella tavola periodica sono una media delle masse degli isotopi presenti in natura secondo la loro abbondanza naturale:

Cl³⁵: (abbondanza naturale / 100) * Peso atomico + Cl³⁷: (abbondanza naturale / 100) * Peso atomico = ~35 Peso atomico Cl

Le masse degli atomi vanno da 1 a 250 uma. Un'unità di massa atomica vale 1/12 della massa del C¹², quindi per questo elemento si avrà una massa atomica pari a 12.

La formula chimica è un'entità che ci dà informazioni sia qualitative che quantitative sulla composizione del composto.

La formula minima o empirica è data dai numeri più piccoli che descrivono i rapporti tra atomi.

Il peso formula o peso molecolare è la somma dei pesi dei singoli atomi di una molecola.

Una mole è l'unità più comoda per indicare grandi numeri di atomi o di molecole.

Una mole è pari al numero di atomi contenuti in 12 g di C¹², questo è il numero di Avogadro ~ 6,022*10^-23. La massa di una mole o massa molare è indicata con M:

Numero moli = m [g] / M [g/mol]

Per calcolare il numero di atomi di un elemento in un composto di cui sappiamo la sua massa: Numero atomi = indice atomi * numero moli totali composto * Na

Temperatura

Unità di misura SI → T (K) = T (°C) + 273.15

T (°C) = 5/9 * (T (°F) − 32)

Pressione

Unità di misura SI → Pa = 1 N/m² = 1 Kg/(m * s²)

1 atm = 101325 pascal = 101.325 kPa = 760 torr = 760 mmHg

1 bar = 100 kPa

Nomenclatura

La configurazione elettronica esterna è il modo in cui gli elettroni si dispongono attorno al nucleo.

I metalloidi o anfoteri sono gli elementi che sono posti tra la linea divisoria tra metalli e non, hanno proprietà intermedie tra le due categorie.

Si dicono periodi le righe della tavola periodica, i gruppi sono invece le colonne. I primi iniziano con un atomo la cui configurazione esterna ha un elettrone di tipo ns, dove n è il numero quantico principale, procedendo il numero atomico aumenta di un'unità ad ogni atomo. Gli altri comprendono atomi con la stessa configurazione e che quindi hanno caratteristiche chimiche simili.

I gruppi sono in totale 18 divisi in A e B: nel gruppo IA sono posti i metalli alcalini; nel gruppo IIA sono posti i metalli alcalini terrosi; nel gruppo VIIA sono posti gli alogeni infine nel gruppo VIIIA sono posti i gas nobili. Nella parte B vi sono quelli di transizione.

Un atomo legandosi ad altri atomi modifica la sua struttura elettronica, se un atomo perde un elettrone acquista una carica positiva, se invece acquista un elettrone acquista una carica negativa. Gli atomi che perdono la loro neutralità si dicono ioni.

La carica che assume l'atomo è detta stato di ossidazione o numero di ossidazione, N.O. Regole:

• N.O. = 0, atomi o specie chimiche allo stato elementare;
• N.O. = +1 o +2, elementi del primo e del secondo gruppo A;
• N.O. = -1, idrogeno quando si lega a metalli del primo e del secondo gruppo per formare idruri, negli altri casi l'idrogeno N.O. = +1;
• N.O. = -2, ossigeno tranne nel caso di perossidi nei quali l'ossigeno assume N.O. = -1, nei superossidi N.O. = -1/2 e nel difloruro di ossigeno N.O. = +2;
• N.O. = -1, elementi del settimo gruppo quindi alogenuri;
• N.O. = carica dello ione, per qualsiasi elemento allo stato di ione monoatomico.

Formula: n[A_pB_q] n*p*A + q*B = n

Alcuni nomi

• Na⁺, N.O = +1, ione sodio;
• Al³⁺, N.O = +3, ione alluminio;
• Fe²⁺, N.O = +2, ione ferroso o ione ferro (II);
• Fe³⁺, N.O = +3, ione ferrico o ione ferro (III);
• Sn²⁺, N.O = +2, ione stannoso o ione stagno (II);
• Sn⁴⁺, N.O = +4, ione stannico o ione stagno (IV);
• Cl^-, N.O = -1, ione cloruro;
• S^2-, N.O = -1, ione solfuro;
• N^3-, N.O = -1, ione azoturo.

IUPAC è la commissione di nomenclatura inorganica dell'Unione internazionale di Chimica pura e applicata.

I composti si dividono in:

Binari

Elementi che hanno un solo stato di ossidazione:

Ossido/Anidride di...

Elementi che hanno due stati di ossidazione:

• Ossido/Anidride -oso (più basso)
• Ossido/Anidride -ico (più alto)

Elementi che hanno quattro stati di ossidazione:

• Ossido/Anidride ipo-oso
• Ossido/Anidride -oso
• Ossido/Anidride -ico
• Ossido/Anidride per-ico

Metalli con:

• Idrogeno, Idruri ionici, Idruro di...;
• Ossigeno, Ossidi basici e ionici.

Non metalli con:

• Idrogeno, Idruri covalenti o Idracidi, Acido -idrico;
• Ossigeno, Ossidi acidi o covalenti o Anidridi.

Sali binari:

• Metallo + non metallo
• Non metallo -uro di metallo.

Ternari

OH + metallo = Idrossidi:

• Con uno stato di ossidazione: Metallo Idrossido di...;
• Con due stati di ossidazione: Metallo Idrossido -oso; Idrossido -ico;

Idrogeno + non metallo + ossigeno = Ossiacidi

• Con uno stato di ossidazione: Elementi Acido -ico;
• Con due stati di ossidazione: Elementi Acido -oso; Acido -ico.
• Con quattro stati di ossidazione: Elementi Acido ipo-oso; Acido -oso; Acido -ico; Acido per-ico;
• Il più delle volte gli ossiacidi si ottengono facendo reagire un'anidride con una molecola di acqua:
  • 1 molecola Acido meta-;
  • 2 molecole Acido piro-;
  • 3 molecole Acido orto-.

Sali ternari:

• Metallo + non metallo + ossigeno:
  • Acido ipo-oso → Sale ipo-ito;
  • Acido -oso → Sale -ito;
  • Acido -ico → Sale -ato;
  • Acido per-ico → Sale per-ato.

Reazioni

Secondo la legge di conservazione della massa ai due lati di una reazione devono comparire lo stesso numero di atomi o di moli di atomi, si deve quindi procedere sempre a bilanciare le reazioni stabilendo i coefficienti stechiometrici.

La stechiometria, (stoicheion = elemento, metron = misura), studia le relazioni quantitative fra reagenti e prodotti di una reazione.

Per passare dai grammi alle moli si usano le masse molari, per passare invece dalle moli di una sostanza alle moli di un'altra della reazione si usano i rapporti stechiometrici.

Tipi di reazioni

• Reazioni di sintesi, due o più reagenti formano un solo prodotto;
• Reazioni di decomposizione, da un reagente si hanno più prodotti;
• Reazioni di sostituzione, un elemento di un composto viene sostituito da un altro elemento:

X + YZ → Y + XZ

• Reazioni di doppia sostituzione, due composti si scambiano parti fra loro e formano nuovi composti:

AX + BY → AY + BX

• Reazioni di combustione, una sostanza reagisce con ossigeno per dare anidride carbonica e acqua;
• Reazioni di neutralizzazione, un acido e una base reagiscono per dare un sale più acqua.

Si possono inoltre classificare le reazioni in:

• Reazioni che avvengono senza trasferimento di elettroni, nessuno degli ioni cambia la struttura elettronica e quindi numero di ossidazione, per bilanciarle bisogna rispettare il:
  • Principio di conservazione della massa;
  • Principio di conservazione della carica, la somma algebrica delle cariche degli ioni presenti nei reagenti deve essere uguale alla somma algebrica delle cariche degli ioni presenti nei prodotti;
• Reazioni che avvengono con trasferimento di elettroni, o redox, in esse si ha una:
  • Sostanza ossidata o agente riducente, aumenta il numero di ossidazione, cede elettroni;
  • Sostanza ridotta o agente ossidante, diminuisce il numero di ossidazione, acquista elettroni;

Per bilanciare queste reazioni si deve:

• Bilanciare gli elettroni,
  1. Si determinano i numeri di ossidazione;
  2. Si individuano le specie che cambiano il loro numero di ossidazione;
  3. Si eguaglia il numero di elettroni delle semireazioni:

KMnO₄ + 5e → MnSO₄ X2

SnSO₄ -2e → Sn(SO₄)₂ X5

I numeri che moltiplichiamo diventano poi i coefficienti stechiometrici nella reazione totale dei composti contenenti gli elementi che si ossidano o si riducono;

• Rispettare il principio di conservazione della massa;
• Rispettare il principio di conservazione della carica;

La percentuale in peso di un elemento in un composto corrisponde al numero di grammi di esso in 100 g del composto. Questa ci consente di determinare la formula empirica o minima della sostanza:

2,24% di H, 26,7% di C, 71,1% di O:

1. Si calcolano il numero di moli di ciascun elemento del composto prendendo la percentuale dell'elemento come i grammi di questo;

• 2.24 g / 1.008 g/mol = 2.22 mol di H
• 26.7 g / 12.01 g/mol = 2.22 mol di C
• 71.1 g / 16.00 g/mol = 4.44 mol di O

2. Si vedono i rapporti fra i diversi elementi e si ha quindi la formula minima o empirica;

Il rapporto H:C:O è 1:1:2 quindi HCO₂

Per calcolare la formula molecolare sapendo la massa molecolare del composto:

1. Si trova la massa molecolare del composto con la formula minima;
2. Si trova il rapporto tra le due masse molecolari e si moltiplicano gli indici della formula empirica per il risultato del rapporto.

Sapendo che la massa molecolare del composto è 90,04 uma:

• PM (HCO₂) = 45,02 g/mol
• Rapporto = 90,04 / 45,02 = 2

Quindi H₂C₂O₄

Se invece si vuole fare il contrario, ovvero partendo dal composto ricavare le percentuali degli elementi:

1. Sapendo la massa di una molecola di un composto si divide il peso molecolare o atomico di un elemento per la massa totale del composto;
2. Si moltiplica per cento.

Una molecola di H₂SO₄ ha massa 98,08 g/mol:

• % di H = [(2 x 1.008 g/mol) / 98.08 g/mol] x 100 = 2.056%

L'efficacia della reazione viene valutata in termini di resa percentuale, la resa teorica si calcola assumendo che tutto