Appunti integrati di Chimica generale

Chimica generale

1. Chiara Massei 7 ottobre 2020 15:33:45 Non altera la composizione o identità di una sostanza (passaggi di stato)

2. Chiara Massei 7 ottobre 2020 15:33:07 Fa variare la composizione o l’identità delle sostanze coinvolte (combustione)

Chimica Generale Prof. Celia Duce AA 2020/2021 www.jove.com

La chimica

Lo studio della trasformazione

La chimica si occupa dello studio della materia e delle sue proprietà, delle trasformazioni subite da essa e dell’energia associata a queste trasformazioni.

La materia è qualsiasi cosa che occupi spazio e sia dotato di massa.

Le sostanze pure hanno una composizione definita e proprietà distinte, le miscele sono combinazioni di due o più sostanze in cui i singoli componenti mantengono identità distinte. Si può passare da sostanze pure a miscele attraverso trasformazioni fisiche.

1 Le sostanze pure, a loro volta, si suddividono in elementi, ovvero sostanze che non possono essere separate in sostanze più semplici, e composti, sostanze costituite da due o più elementi uniti chimicamente in proporzioni definite. Il passaggio da elementi a composti richiede trasformazioni chimiche.

2 Le miscele si distinguono in miscele omogenee (o soluzioni), la cui composizione è la stessa in tutti i punti della soluzione, e miscele eterogenee, la cui composizione non è uniforme.

La materia ha proprietà chimiche e fisiche, ma si distinguono anche proprietà estensive, che dipendono da quanta materia viene presa in considerazione (massa, volume…), e proprietà intensive, che non dipendono da quanta materia viene esaminata (densità, temperatura…).

Temperatura

Conversione da Kelvin a celsius, Kelvin più usata nelle formule.

K = C + 273,15

Notazione scientifica

Per poter scrivere numeri molto grandi o molto piccoli, masse dei singoli atomi, numero di atomi in grammi di sostanze…

N x 10ⁿ

Si sposta la virgola fino ad avere un numero davanti alla virgola, poi dipende dalle cifre significative richieste. Si sfruttano le proprietà delle potenze.

Addizione o sottrazione: 4,31 x 10⁴ + 3,9 x 10³ =

• 1. Si scrive ogni quantità con lo stesso esponente: 4,31 x 10⁴ + 0,39 x 10⁴ =
• 2. Si somma o sottrae il numero: 4,70 x 10⁴
• 3. L’esponente n non cambia.

Cifre significative

• Qualsiasi cifra diversa da zero è significativa.
• Gli zeri compresi tra due cifre diverse da zero, sono significativi.
• Gli zeri a sinistra della prima cifra diversa da zero non sono significativi.
• Se un numero è maggiore di 1, tutti gli zeri alla destra del punto decimale sono cifre significative (2.0 mg 2 cifre significative, vuol dire che la mia bilancia permette di misurare la prima cifra decimale, quindi ha una sensibilità di 0.1 mg).
• Se un numero è minore di 1, solo gli zeri che si trovano alla fine e nel mezzo nel numero, sono cifre significative (0.00000420 kg 3 cifre significative).

Con l’addizione e la sottrazione, il risultato non può avere alla destra del separatore decimale più cifre di ciascuno dei numeri di partenza, comanda lo strumento che ha meno cifre significative, ovvero con meno sensibilità.

Nel caso della moltiplicazione e divisione, il numero di cifre significative è determinato dal numero che ha il minor numero di cifre significative.

I numeri esatti: sono quei numeri derivanti da definizioni o numeri di oggetti, considerati come aventi un numero infinito di cifre significative. Ad esempio la media Chiara Massei.

3. Chiara Massei 23 settembre 2020 10:48:27 Campioni differenti dello stesso composto, contengono sempre gli stessi elementi nelle stesse proporzioni di massa (Proust).

4. Chiara Massei 23 settembre 2020 10:49:03 Se due elementi possono combinarsi per formare più di un composto, le masse di un elemento, che si combinano con una determinata massa dell’altro elemento, stanno tra loro in un rapporto esprimibile con numeri interi e piccoli (Dalton).

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6.64 + 6.68 + 6.70 = 6.733333 = 6,73 = 7 perché 3 è un numero esatto.

5. Chiara Massei 23 settembre 2020 10:49:40 Bilanciamento reazioni, la materia non può essere né creata né distrutta.

Nei problemi è meglio fare calcoli in un solo passaggio, o arrotondare in fondo, per non portarsi dietro troppe approssimazioni.

Accuratezza e precisione

Le misure di solito risultano tutte accurate, a meno che il mio strumento non risulti starato.

Accuratezza: quanto una misura è vicina al valore vero.

Precisione: quanto un gruppo di misure sono vicine tra loro, quindi dipende dal misuratore.

Solitamente una misura non precisa è anche poco accurata.

Atomi molecole e ioni

Atomi molecole e ioni (capitoli 2,3)

Una miscela si può separare usando mezzi fisici. Acqua e sale: soluzione che può essere separata usando mezzi fisici.

Le molecole formano un composto che può essere separato con mezzi chimici.

Si parla di dimensioni atomiche.

Teoria atomica

La teoria atomica, appunto è nata da una serie di osservazioni, ipotesi, esperimenti, teorie, errori… (metodo sperimentale).

Dalton (1808)

• 1. Gli elementi sono formati da particelle piccole, gli atomi.
• 2. Tutti gli atomi di uno stesso elemento sono identici: stesse dimensioni, proprietà… ma differiscono dagli atomi degli altri elementi.
• 3. I composti sono formati da almeno due elementi diversi. Legge proporzioni definite e legge proporzioni multiple.
• 4. Una reazione chimica, ovvero una trasformazione, coinvolge solo la separazione, la combinazione o il riarrangiamento di atomi. Non si crea o si distrugge (conservazione di massa, Lavoisier).

La struttura dell’atomo

L’atomo è la più piccola porzione dell’elemento chimico, che ne conserva le proprietà. Le particelle subatomiche hanno proprietà loro proprie.

È costituito da:

Informazioni ottenute grazie a Dalton.

Thomson (1906): rapporto tra massa e carica elettrone.

Millikan (1907-1918): carica elettrone.

Da queste due misure si deduce la massa dell’elettrone.

Il fatto che l’elettrone avesse una carica negativa è stato determinato tramite l’esperimento del tubo a raggi catodici: applicando un E⃗ o un B⃗ tra le armature del condensatore, il raggio viene deflesso, e in base alla direzione del raggio, si deduce il segno delle particelle. Chiara Massei.

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Si fanno ipotesi sulla struttura dell’atomo:

Modello atomico di Thomson

Sapendo che l’atomo fosse neutro, ipotizza il modello a panettone, gli elettroni immersi in una carica positiva uniformemente distribuita.

Rutherford

Cerca di verificare la teoria di Thomson.

Bombarda un foglio d’oro con particelle positive, e dato che si credeva che la carica positiva fosse spalmata su un volume, questa doveva essere debole e quindi le particelle bombardate sarebbero dovute passare.

Si accorge però che molti raggi tornavano indietro.

• 1. Carica positiva concentrata nel nucleo.
• 2. Protone carica opposta all’elettrone.
• 3. Massa di p 1836 volte maggiore dell’e.

Ci sono ancora dei casi in cui il rapporto tra le due masse non tornano: il rapporto tra la massa dell’elio e quello dell’idrogeno era 4, e non 2 come previsto dal numero di protoni nell’atomo.

Si deve quindi ipotizzare l’esistenza di una particella che avesse stessa massa del protone.

Esperimento di Chadwick (1936)

Bombarda un atomo di berillio e ottiene atomi di carbonio, energia e delle particelle prive di carica. Scopre il neutrone.

Modello atomico di Rutherford

Raggio atomico (10⁻¹⁰ m) = 20.000 volte raggio nucleare (5x10⁻¹⁵ m).

Numero atomico e numero di massa

Numero di protoni è uguale al numero di elettroni, ed è indicato con Z, numero atomico.

Il numero di massa A è il numero di protoni + numero di neutroni.

Gli isotopi

Isotopo vuol dire stesso posto, sono atomi di uno stesso elemento con diverso numero di neutroni nel nucleo: stesso numero atomico, diverso numero di massa.

Massa atomica

È la massa di un atomo espresso in unità di massa atomica.

Il riferimento è l’atomo di carbonio 12, il più presente in natura: 1 u.m.a. = 1/12 massa dell’atomo 12 C.

H = 1.008 u.m.a.

O = 16.00 u.m.a.

La massa che si trova scritta sulla tavola periodica, è la massa atomica media, ovvero la media delle masse atomiche di tutti gli isotopi di un elemento. È calcolata come media pesata, ovvero si tiene conto della quantità degli isotopi in natura.

Nel caso del carbonio, per fare la sua media si usa l’isotopo 12 e 13, il 14 è in percentuali così basse che non viene considerato, ma viene usato per le datazioni.

Tavola periodica

Nata dalla necessità di una notazione simbolica universale, che riportasse le caratteristiche degli elementi e le loro proprietà.

Döbereiner, il primo, raggruppava gli elementi con caratteristiche simili a tre a tre; Mendeleev raggruppava in base alla massa atomica, lasciò degli spazi vuoti, e con il tempo vennero scoperti nuovi elementi, quindi la periodicità delle proprietà chimiche non era più precisa.

La scoperta del nucleo, del protone e la determinazione sperimentale del numero atomico (Moseley, 1914), portarono a stabilire che la grandezza che contraddistingue chimicamente un atomo è il suo numero atomico. Nasce così la tavola periodica che conosciamo oggi. Chiara Massei.

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È divisa in 18 gruppi verticali, 8 principali e 10 secondari. Secondo la IUPAC si dovrebbero usare i numeri da 1 a 18. I periodi sono orizzontali.

Sotto sono riportati i lantanidi e gli attinidi.

Le caratteristiche sono di tipo chimiche.

I metalli

• Buoni conduttori calore e elettricità.
• Solidi lucenti (tranne Hg).
• Malleabili.

Non metalli

• Non conducono.
• Gas o solidi fragili.

Gas nobili si presentano come gas monoatomici.

Atomi combinandosi tra loro danno composti ionici o covalenti.

Legame ionico comporta un trasferimento di carica, gli atomi interagiscono tra loro elettrostaticamente. Si ha quando reagiscono tra loro elementi con caratteristiche molto differenti. (NaCl)

Il legame covalente, basta pensare a CH₄, tra idrogeno e non metallo.

Le molecole sono costituite da almeno due atomi diversi legati da forze chimiche (legami covalenti).

Un allotropo è ognuna delle possibili forme in cui si può trovare un elemento (grafite e diamante. Ozono e ossigeno).

Formule chimiche

Una formula chimica rappresenta la composizione di molecole e composti ionici attraverso simboli chimici.

Formula chimica molecolare mostra il tipo e il numero esatto di atomi che compaiono nella molecola, mentre la formula empirica è quella che viene fuori di solito da indagini empiriche; mostra quali elementi ci sono nel composto, ma indica il rapporto minimo tra essi.

Nomenclatura chimica

La IUPAC ha dato una serie di regole per nominare le sostanze chimiche in modo sistematico.

Le molecole di solito sono non metalli + metalli o non metalli + metalloidi.

Nella formula bruta, come si scrive la formula molecolare?

• L’elemento con il numero di gruppo più basso è scritto per primo.
• Se gli elementi sono dello stesso gruppo, il periodo più alto va per primo.
• Nella lettura viene letto prima l’ultimo elemento con -uro, poi il primo elemento.
• Se un elemento può formare più di un composto, si utilizzano i prefissi (mono-, di-,…).

Acidi

L’acido è una sostanza che disciolta in acqua produce H⁺, il più conosciuto è HCl.

Un ossiacido è un acido che contiene H, O e un altro non metallo. Hanno una nomenclatura a parte: il nome dipende dal numero di ossigeni contenuti nella molecola. Chiara Massei.

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Quando si dissociano in acqua, perdono l’idrogeno e diventano ioni con l’ossigeno.

Quando in una formula chimica vediamo delle cariche negative, molto probabilmente derivano da acidi.

NO₂⁻ è lo ione che deriva dall’acido HNO₂, si controlla con i numeri di ossidazione a quanti O si può legare (3), e quindi si dà il nome: ione nitrito, derivante da acido nitroso.

Basi

Una base disciolta in acqua produce ioni idrossido.

Ioni

Uno ione è un atomo o un gruppo di atomi che presentano una carica positiva o una negativa.

Un catione deriva da un elemento che ha perso un elettrone, un anione deriva da un elemento che ha acquistato un elettrone.

Esistono ioni monoatomici, come gli elementi del primo (alcalini, +1), secondo (alcalino-terrosi, +2), sesto (-2), settimo (alogeni, -1); i metalli danno più facilmente cationi, cedono più facilmente elettroni, i non metalli danno più facilmente anioni, acquistano più facilmente elettroni. I metalli di transizione possono dare ioni monovalenti o bivalenti.

Gli ioni poliatomici, come ione idrossido (OH-), ione cianuro (CN-), ione ammonio (NH4+) e i derivanti dagli ossiacidi.

I composti ionici sono formati da cationi e anioni, la somma delle cariche deve essere 0. Il più semplice è Na⁺ Cl⁻. Per la determinazione della formula, l’indice del catione è numericamente uguale alla carica dell’anione e viceversa.

I composti ionici, come NaCl, sono disposti in un reticolo tridimensionale, in cui NaCl è la formula di base che si ripete in tutto il reticolo, quindi c’è un rapporto 1:1 fra i due elementi.

Masse

Massa molecolare

La massa molecolare (o peso molecolare) è la somma delle masse atomiche in una molecola. Per ogni molecola la massa molecolare (u.m.a) è numericamente uguale alla massa molare (g).

Massa dell’unità formula

La massa dell’unità formula è la somma delle masse degli atomi in una unità formula di un composto ionico. Chiara Massei.

6. Chiara Massei 6 ottobre 2020 09:39:12 È un composto ionico, quindi non è una molecola.

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Stechiometria

Reazioni chimiche e equazioni chimiche

Da tenere a mente, importantissime e fondamentali per la risoluzione di problemi, sono la legge di conservazione di massa, proporzioni semplici e multiple.

Si parla di reazione chimica, quando due elementi reagiscono fra loro per trasformarsi in prodotti. Un’equazione chimica è la scrittura della reazione tramite simboli.

Bilanciare un’equazione chimica, implica il rispetto della legge della conservazione della massa.

O₂ + 2 Mg -> 2MgO

• 1. Scrivere la formula e i composti correttamente.
• 2. Si cambiano i coefficienti stechiometrici, cambiando i pedici cambia la sostanza.
• 3. Si iniziano a bilanciare gli elementi che compaiono in un solo reagente e prodotto.
• 4. Bilanciamento degli elementi che appaiono in più reagenti o prodotti.
• 5. Bilanciamento ossigeno per ultimo.

2 atomi 1 molecola 2 unità formula.

2 moli 1 mole 2 moli.

48.6 grammi 32 grammi 80.6 grammi.

Per conoscere la quantità di reagenti e prodotti, si bilancia l’equazione chimica, si trasformano in moli le quantità note di sostanze, si fa il rapporto tra i coefficienti stechiometrici delle due sostanze, quella nota e quella non nota, e quindi si hanno le moli della sostanza, che si trasformerà in grammi.

Il reagente limitante

2NO + O₂ → 2NO₂

Supponiamo di avere 8 moli di NO e 7 moli di O₂… le quantità dei reagenti non è uguale alla quantità stechiometrica. Il rapporto tra le moli di NO e O₂ è 2:1, quindi con le moli date, mi bastano 4 moli di ossigeno.

Avrò un reagente in eccesso (ossigeno), quello che rimane nell’ambiente di reazione insieme al prodotto e un reagente limitante (NO), perché limita che tutta la quantità di ossigeno reagisca, che si consuma tutto.

Resa di reazione

• Resa teorica: resa che si otterrebbe se tutto il reagente limitante reagisse, implica la reazione totale di tutto il reagente.
• Resa effettiva: resa effettivamente ottenuta dalla reazione, il reagente limitante di solito non reagisce completamente.

Resa % = resa effettiva / resa teorica x 100.

Reazioni in soluzione

Il solvente è la sostanza in maggiore quantità, il soluto è presente in minore quantità. Una soluzione è una miscela omogenea (i suoi componenti non sono distinguibili) di due o più sostanze. Sono definizioni legate solo alla quantità.

La concentrazione è la quantità di soluto presente in una data quantità di solvente o soluzione. Si usa come unità di misura la molarità.

M = Soluto (mol) / Soluzione (L).

La diluizione è il procedimento per preparare una soluzione meno concentrata, significa aggiungere acqua alla soluzione.