Chimica - Appunti completi

Chimica

Concetti base

Elemento: il tipo di materiale più semplice, costituito di atomi di una stessa specie, con proprietà fisiche e chimiche esclusive.

Atomo: la più piccola particella costitutiva di un elemento.

Molecola: unità strutturale indipendente costituita da 2 o più atomi legati covalentemente tra loro. Mononucleare (es. H₂) o composto (es. H₂O): sostanza formata da elementi che stanno insieme in un rapporto fisso, le cui proprietà sono diverse da quelle degli elementi che lo compongono.

Ione: unità strutturale dotata di carica (positiva catione, negativa anione) (es. NaCl).

Elettronegatività: capacità relativa di un atomo di attrarre gli elettroni condivisi in un legame (e^- di legame).

È una proprietà periodica, non atomica. È in relazione inversa al raggio atomico. Fu scelto come valore arbitrario l’H (2.1). La conoscenza dell’elettronegatività permette di prevedere che tipo di legame si formerà.

Numero di ossidazione (N.O.): carica che ogni atomo assumerebbe se gli e^- di legame fossero assegnati all’atomo più elettronegativo. Non è una carica reale ma fittizia, attribuita formalmente a ogni elemento di un composto.

Carica reale per legami ionici, carica formale per legami covalenti (gli e^- di legame si assegnano al più elettronegativo se sono due atomi diversi, o divisi ugualmente se uguali).

Ogni atomo può assumere vari N.O. a seconda dell’atomo che ha vicino.

• Per una molecola neutra, o sostanze elementari, N.O. = 0.
• Per gli ioni monoatomici N.O. = carica dello ione.
• Per gli ioni poliatomici la somma degli N.O. è la carica dello ione (es. NO₃^-: O=-2; N=+5 3x(-2)+5 = -1).
• In una reazione chimica la somma dei N.O. dev’essere 0 (es. H₂SO₄: H=+1; O=-2; S=+6 2x1+4x(-2)+6=0).

Numeri di ossidazione più comuni:

• H: +1, (tranne che negli idruri metallici es. NaH –1).
• O: -2, (tranne che nei perossidi –1 es. H₂O₂).
• Metalli alcalini (I gruppo): +1.
• Metalli alcalino-terrosi (II gruppo): +2.
• I metalli hanno quasi esclusivamente numeri di ossidazione positivi.
• I non metalli hanno numeri di ossidazione sia positivi che negativi.

La tavola periodica

• Nella tavola periodica di Mendeleev gli elementi erano ordinati per massa atomica, non c’erano gas nobili.
• Henry G.J. Moseley dimostrò che le proprietà chimiche non sono una funzione periodica del peso atomico ma del numero atomico; ordinò gli elementi in base a Z (→ viene rispettata la periodicità, non progressività) e gli elementi con proprietà simili erano dunque in colonna. Scoprì l’esistenza degli isotopi.

→ Le righe formano 7 periodi (indicano il livello energetico degli e^- di valenza).

Le colonne 18 gruppi (hanno proprietà simili perché hanno configurazioni elettroniche simili).

Metalli → elevata conducibilità, malleabili, duttili, tendenza a ossidarsi (perdere e^-. formare cationi) (affinità elettronica positiva).

Non metalli → (compreso H). tendenza a ridursi (acquistare e^-. formare anioni) (affinità elettronica negativa), isolanti, non riflettenti, fragili, no effetto fotoelettrico.

Semimetalli → sulla linea di confine metalli/non. (B, Si, Ge, As, Sb, Te, Po, At).

Metalli alcalini (escluso H) → N.O. =1, lucenti, molto teneri, buoni conduttori. Reagiscono violentemente con l’acqua formando idrogeno e l’idrossido del metallo. La reattività aumenta dal basso verso l’alto.

Metalli alcalino-terrosi → solidi. N.O. =2. Con l’H danno idruri, con acqua formano idrossidi. Meno reattivi.

Metalli di transizione → punti di ebollizione e fusione alti, alta resistenza meccanica. Più di 1 stato di ossidazione.

Latanidi (terre rare) → caratteristiche metalliche.

Attanidi → elementi artificiali, instabili, radioattivi. Proprietà magnetiche e ottiche.

Alogeni → formano molecole biatomiche e reagiscono con H e metalli per dare idracidi e alogenuri.

Gas nobili → gas monoatomici a T amb. Chimicamente inerti (scarsissima reattività). Sono formati da atomi con gusci elettronici completi.

Tutti i rimanenti gruppi prendono il nome dell’elemento con numero atomico più basso.

Le proprietà periodiche

Le proprietà periodiche: grandezze caratteristiche di ogni atomo che variano in maniera regolare nella tavola periodica.

Energia di ionizzazione (EI): energia necessaria per rimuovere 1e^- da un atomo isolato in fase gassosa trasformandolo in catione. Si parla di energia di prima ionizzazione quando si toglie un solo e^- dall’atomo.

È sempre positiva (reazione endotermica) (bisogna sempre dare energia dall’esterno per rimuovere elettroni).

Gli atomi con bassa energia di prima ionizzazione tendono a formare cationi (es. i metalli, sono più propensi a cedere elettroni) mentre quelli con alta energia tendono a formare anioni (es. non metalli).

Affinità elettronica (AE): la variazione di energia quando si aggiunge un e^- ad un atomo isolato in condizione gassose, rendendolo anione. È generalmente negativa (reazione esotermica).

Fornisce una misura della tendenza che ha un atomo ad attrarre a sé elettroni.

I non metalli hanno AE negativa, perché sono più stabili quando acquistano e^-, liberano molta energia. I metalli hanno a.e. positiva, ovvero bisogna cedere energia all’atomo perché esso acquisti l’e^-.

Raggio atomico (pm): metà della distanza minima di avvicinamento tra due atomi dello stesso elemento.

Polarizzabilità: facilità con cui gli e^- di una particella possono essere distorti.

Volume molare.

Nomenclatura

La nomenclatura IUPAC precisa il numero di atomi di ciascuna specie utilizzando i prefissi: (mono, di, tri, tetra, penta, esa, epta, ecc) (es. As₂S₅ pentasolfuro di diarsenico). È uguale al tradizionale se hanno stesso N.O.

Notazione di Stock (dopo il nome del composto (ossido di..) si aggiunge tra parentesi il numero di ossidazione) (es. Fe₂O₃ ossido di ferro (III)).

La nomenclatura tradizionale ricorre ai prefissi e suffissi ico e oso.

Gli ossidi di non metalli si chiamano anidridi.

(es. HClO₄ acido perclorico (N.O. del cloro +7)).

M_nO_m OSSIDI BASICI: X_nO_m OSSIDI ACIDI (Anidridi):

(Ossidi basici + H₂O) IDROSSIDI (M⁺¹ OH^-1 → (O^-2 H⁺¹)): OSSIACIDI (Anidridi + H₂O):

Ossiacidi con più di 1 molecola di H₂O (grado di idratazione).

O^-1 → perossidi (es. H₂O₂).

O^1/2 → superossidi.

IDRURI (H⁺¹/H^-1) IDRACIDI (H⁺¹).

Eccezioni = PH₃: fosfina AsH₃: arsina NH₃: ammoniaca CH₄: metano SiH₄: silano.

ANIONI dagli ossiacidi ANIONI dagli idracidi.

SALI: composti ionici formati da cationi e anioni. Sostanze neutre.

Nomenclatura IUPAC e tradizionale

IUPAC TRADIZIONALE.

Ossidi basici (M+O) mon/di/..-ossido di mon/di/tri/..M Ossido M-oso/ico.

Ossidi acidi (NM+O) mon/di/..-ossido di mon/di/tri/..NM Anidride ipo/per/-NM-/osa/ica (2-4).

Eccez: N₂O₃ = anidride nitrosa, N₂O₅ = anidride nitrica.

Composti anfoteri (Cr, Mn).

Idrossidi (M+O+H₂O = M(OH)_X) di/tri/..-idrossido di M Idrossido M-oso/ico.

Ossiacidi (NM+O+H₂O = H_hNM_nO_o) Acido mon/di/..-osso-NM-ico + N.O. Acido ipo/per/-NM-/oso/ico (2-4).

N: solo N₃ e N₅ danno ossiacidi.

C: solo C₄ dà ossiacidi.

N.O. pari → aggiungibili 1 (meta-) o 2 (orto-) H₂O.

N.O. dispari → aggiungibili 1 (meta-), 2 (piro-) o 3 (orto-) H₂O.

Perossidi (O con -1) di/tri/..-ossido di di/tri/..-E Perossido di E.

Idracidi (NM+H) NM-uro di idrogeno Acido NM-idrico.

Idruri (M+H) mono/di/..-idruro di E Idruro M-/oso/ico.

Idruri covalenti da memorizzare:

PH₃ = fosfina, NH₃ = ammoniaca, AsH₃ = arsina, CH₄ = metano, SiH₄ = silano.

Sali binari (M+NM) mono/di/..-NM-uro di mono/di/..-M NM-uro M-/oso/ico.

Sali ternari (M+NM+H₂O) mono/di/..-NM-ato +N.O. di M + N.O. ipo/per/-NM-/ito/ato M-oso/ico.

La materia

Energia: capacità della materia di compiere un lavoro.

Materia: ciò che possiede una certa massa, che occupa un certo volume. Una determinata forma di materia è una sostanza (corpo che possiede proprietà fisiche e chimiche ben definite, invariabili o variabili in limiti ristretti).

La materia può esistere in tre stati fisici: solido, liquido, aeriforme (gas+vapore), che implicano le trasformazioni fusione, evaporazione, sublimazione, condensazione, solidificazione, brinamento. (d=m/V).

Ogni sostanza pura ha una curva di riscaldamento, e una curva di raffreddamento.

Materiale: corpo costituito da una o più sostanze, destinato ad una qualche funzione specifica.

Il livello macroscopico è dalle dim di un batterio (10^-6 m) a quelle usuali (10^-3 - 10³ m).

Il livello microscopico è dalle dim del nucleo (10^-15) a una grossa proteina (10^-7).

Elemento: costituito da atomi con lo stesso numero atomico.

Corpo semplice: quando non si può decomporre in altre sostanze (es. diamante, grafite, nero fumo).

Composto: quando è decomponibile in altre sostanze.

Sistema: parte del mondo sottoposta ad un particolare studio. Sistema eterogeneo (proprietà fisiche e chimiche non uguali) o omogeneo.

Equilibrio: quando le proprietà macro e micro del sistema sono costanti in ogni punto.

Fase: sistema omogeneo. Parte di un sistema separata dal resto del sistema da superfici limitanti, che ha proprietà intensive uniformi.

Soluzione: miscela omogenea.

Miscela: sistema costituito da una sola fase e da diverse sostanze separabili.

Miscuglio: insieme di più sostanze che mantengono inalterate le loro caratteristiche e che sono separabili.

Emulsione: dispersione di un fluido in gocce o bollicine (fase dispersa) in un fluido non miscibile (fase continua).

Schiuma: miscuglio costituito da dispersione di gas in un liquido.

Nebbia: miscuglio acqua-aria.

Fumo: miscuglio di un solido in un gas.

I colloidi hanno caratteristiche intermedie tra miscugli eterogenei e omogenei. Si distinguono per l’effetto Tyndall (un raggio luminoso è deviato dalle grandi particelle della fase dispersa favorendo luminosità diffusa). Se prevale la fase disperdente si ha un sol, altrimenti un gel.

I metodi di separazione

Filtrazione (metodo fisico): si sfrutta la dimensione macroscopica delle particelle solide.

Centrifugazione (metodo fisico): separa miscugli di liquidi/solidi con densità diversa.

Distillazione (metodo chimico): si basa sulla diversa volatilità dei componenti.

Cromatografia (metodo chimico-fisico): separa miscugli che si muovono con velocità diverse su un supporto trascinati da un solvente (fase mobile).

La proprietà interessata è quindi la capacità di aderire a superfici.

Misure e grandezze

Le grandezze che si possono misurare sono dette grandezze fisiche, che nel Sistema Internazionale di Unità (SI) si dividono in fondamentali derivate.

Si dividono anche in:

• Estensive (proprietà che dipendono dalla dimensione del campione).
• Intensive (proprietà che non dipendono dalla dimensione del campione).

La densità (kg/m³) è il rapporto tra la massa e il volume. d = m/V.

Il peso specifico (N/m³) è il rapporto tra il peso e il volume. Ps = P/V = m g/V = dg.

Si misura con il dinamometro.

Il lavoro è il prodotto della forza per lo spostamento. L = f x s (joule). Si misura anche il calorie (1cal=4.186J).

L’energia cinetica è associata al movimento dei corpi. E_c = ½ mv².

L’energia potenziale è posseduta dai corpi in virtù della loro posizione o composizione. E_p =mgh.

La temperatura è una grandezza intensiva che ci fornisce una misura di quanto un corpo è caldo o freddo.

K = C°+273.15.

Il calore è un trasferimento di energia tra due corpi che si trovano inizialmente a temperature diverse.

Si misura con il calorimetro.

Il calore specifico è la quantità di energia assorbita (o ceduta) da 1 kg di materiale durante una variazione di 1K.

Ogni misura può essere accompagnata da errori:

• Sistematici (es. strumenti di cattiva qualità).
• Accidentali (a causa dei cambiamenti delle condizioni durante la misurazione).

Il valore più attendibile di una misura si ottiene calcolando la media aritmetica dei risultati delle misure.

L’incertezza del valore più attendibile è l’errore assoluto, ovvero la differenza tra il massimo e il minimo valore misurato. Si può calcolare anche l’errore relativo, dato dal rapporto tra l’errore assoluto e la media.

Le cifre significative sono tutte le cifre più la prima cifra incerta.

• Tutti i numeri diversi da zero si considerano cifre significative.
• Gli zeri a sinistra della prima cifra significativa non sono significativi.
• Gli zeri terminali, a destra di una cifra decimale diversa da zero sono cifre significative.
• Il numero di cifre significative non varia cambiando l’unità di misura.

Massa, moli, ecc.

Le formule chimiche (formule minime, o empiriche) sono scritture simboliche che contengono tutta l’informazione qualitativa (quali atomi) e quantitativa (quanti atomi) necessaria a descrivere la composizione atomica di una determinata sostanza. Ogni sostanza è identificata da nome comune, nome chimico, nome simbolico.

I passaggi per determinare la formula minima sono:

• Scrivere la massa m in grammi di ciascun elemento presente in 100 g di composto (la sua percentuale in massa).
• Calcolare il numero di moli n di ciascun elemento.
• Dividere il numero di moli di ciascun elemento per il più piccolo numero di moli calcolato: i numeri interi che si ottengono sono gli indici numerici della formula.
• Se non si ottiene subito un numero intero si moltiplica per un determinato fattore.
• Scrivere gli elementi e in basso a destra di ciascuno il rispettivo indice.

Le proprietà delle sostanze sono determinate non solo dalla composizione atomica ma anche dalla struttura. Le sostanze aventi la stessa composizione atomica, ma natura e proprietà chimiche differenti si definiscono isomeri.

Dalton compilò la prima tabella delle masse atomiche degli elementi conosciuti, prendendo come riferimento l’atomo di idrogeno: la massa così espressa fu detta massa atomica relativa.

Fu grazie alla distinzione fra atomi e molecole proposta da Stanislao Cannizzaro che si arrivò alla corretta determinazione della massa degli atomi, utilizzando il principio di Avogadro.

La scelta del carbonio-12 fu perché aveva ugual numero di protoni, neutroni, elettroni.

Le masse atomiche e le masse molecolari oggi si possono calcolare sperimentalmente utilizzando lo spettrometro di massa (il nuovo tubo catodico/ di Crooks).

Separa una miscela di ioni in funzione del loro rapporto massa/carica generalmente tramite campi magnetici statici o oscillanti. Tale miscela è ottenuta ionizzando le molecole del campione, principalmente facendolo loro attraversare un fascio di elettroni ad energia nota. Le molecole così ionizzate sono instabili e si frammentano in ioni più leggeri secondo schemi tipici in funzione della loro struttura chimica.

La massa atomica relativa (MA) o peso atomico (PA) di un elemento è la sua massa espressa in unità u, quindi relativamente alla massa dell’atomo di carbonio.

La massa molecolare relativa (MM) o peso molecolare (PM), è la somma delle masse atomiche che compaiono nella molecola. (es. PM (CO₂) = PA(C) + 2 PA (O) = 44.01 u).

Nel caso di sostanze non molecolari (ioniche o polimeriche), sommando le masse degli atomi che compaiono nella formula minima di una sostanza non molecolare si ottiene la massa della formula o peso formula (PF).

In una reazione chimica la massa non può essere né creata né distrutta: la somma delle masse dei prodotti formatisi è uguale alla somma delle masse delle sostanze che hanno reagito. (A+B → AB) (Legge di Lavoisier, principio di conservazione della massa).

La mole è l’unità di misura della quantità di materia.

Mole = quantità di sostanza che contiene un numero di particelle elementari (atomi, ioni, molecole, etc.) uguali al numero di atomi contenuti in 12 g esatti di ¹²C.

La massa molare M che si misura in g/mol, è la massa di una mole.

Tale numero di particelle è noto come numero (costante) di Avogadro «NA», e vale: 6.022x10²³ particelle/mol.

mol = m / MM.

Bilanciamento

Nelle reazioni i coefficienti stechiometrici cioè i numeri che moltiplicano le formule chimiche, indicano il numero di moli di una sostanza che reagisce o viene prodotta in quelle reazioni.

L’equazione chimica bilanciata permette di prevedere le quantità di sostanza che reagiscono e che si formano in un dato processo.

Se uno dei reagenti è disponibile in quantità insufficienti rispetto al rapporto molare indicato nell’equazione stechiometrica si dice che è in difetto (o reagente limitante). L’altro reagente reagisce solo nella quantità permessa dal reagente in difetto. Il reagente limitante in un particolare esperimento è il reagente che determina la quantità massima di prodotto che si può formare.

La mole e i gas

Nei calcoli stechiometrici relativi a reazioni che coinvolgono reagenti e/o prodotti allo stato gassoso bisogna tener conto del Principio di Avogadro:

“Nelle stesse condizioni di temperatura e pressione, volumi uguali di gas contengono lo stesso numero di molecole, indipendentemente dalla natura chimica del gas.“

In condizioni normali (0°, 1atm) V=22.4 l/mol.

L’atomo

Ogni distinto tipo di atomo corrisponde, in termini chimici, ad un elemento, di dimensioni dai 37 ai 250 picometri.

Dei circa 110 elementi identificati finora, 20 sono stati preparati artificialmente e sono tanto instabili da esistere per una piccolissima frazione di secondo. Gli elementi