Chimica generale e inorganica, esercitazioni e laboratorio (teoria)

Chimica generale e inorganica, esercitazioni e laboratorio

Prof. Piccinelli

Indice

• Introduzione; 1. Introduzione;
• Elementi della tavola periodica; 2. Elementi della tavola periodica;
• Nomenclatura; 3. Nomenclatura;
• Reazioni chimiche; 4. Reazioni chimiche;
• Stechiometria; 5. Stechiometria;
• Leggi dei gas; 6. Leggi dei gas;
• Termochimica; 7. Termochimica;
• Trasformazioni; 8. Trasformazioni;
• Struttura atomica; 9. Struttura atomica;
• Orbitali atomici; 10. Orbitali atomici;
• Proprietà periodiche; 11. Proprietà periodiche;
• Legame ionico e tavola periodica; 12. Legame ionico e tavola periodica;
• Legame covalente; 13. Legame covalente;
• Benzene, ottetto, legame polare; 14. Benzene, ottetto, legame polare;
• Teoria VSEPR; 15. Teoria VSEPR;
• Ibridazione; 16. Ibridazione;
• Forza tra atomi, ioni e molecole; fasi condensate della materia; 17. Forza tra atomi, ioni e molecole;
• I liquidi; 18. Fasi condensate della materia;
• Solubilità e soluzioni; 19. I liquidi;
• Equilibrio chimico; 20. Solubilità e soluzioni;
• Equilibrio acido - base; 21. Equilibrio chimico;
• Indicatori acido - base; 22. Equilibrio acido - base;
• Equilibri di solubilità; 23. Indicatori acido - base;
• Processi spontanei; 24. Equilibri di solubilità;
• Energia libera; 25. Processi spontanei;
• Elettrochimica; 26. Energia libera;
• Cinetica; 27. Elettrochimica;
• 28. Cinetica;

Chimica generale

La chimica è una scienza dalla quale derivano poi una serie di altre scienze: la fisica, l'astronomia, le scienze dei materiali, la geologia, la biologia...

Stati di aggregazione della materia

1) Stato solido

In questo stato l'oggetto ha forma e volume propri, non posso comprimerlo;

2) Stato liquido

In questo stato l'oggetto ha volume proprio, ma prende la forma del recipiente in cui si trova;

3) Stato gassoso

In questo stato l’oggetto ha forma e volume del recipiente in cui si trova; le interazioni tra le molecole sono inesistenti; possono essere compressi;

Trasformazioni di stato

1) Da solido a liquido: fusione

Il passaggio da solido a liquido genera energia;

Avviene una rottura delle interazioni (non di tutte però: se accade ciò avviene una sublimazione;

2) Da liquido a gas: ebollizione

Vado a diminuire e rompere le interazioni molecolari;

Riguarda tutto il liquido, e avviene solo per un determinato valore della temperatura;

Per far sì che avvenga devo fornire energia;

Si tratta di una trasformazione fisica, in quanto le molecole rimangono sempre quelle, non cambiano la loro identità chimica;

3) Da solido a vapore: sublimazione

In questa trasformazione avviene la rottura di tutte le interazioni molecolari;

Avviene con acquisto di calore;

Alcune definizioni

La materia è costituita da atomi, i quali sono saldati da legami chimici, legati in diversi modi. Se lavoriamo con atomi dello stesso tipo si parla di elemento, e quindi non è scomponibile in altre sostanze, se invece abbiamo atomi di tipo diverso parliamo di composto, che è invece scomponibile in altre sostanze.

Quando gli elementi entrano a far parte di un composto perdono tutte le loro proprietà originarie (come colore, durezza…) ma acquistano invece quelle del composto che vanno a formare. Nella sua formazione inoltre gli atomi dei vari elementi possono aggregarsi e dare origine a molecole, le più piccole unità discrete che conservano la loro composizione e caratteristiche chimiche del composto, oppure possono dare origine a ioni, cioè atomi o gruppi di atomi dotati di carica elettrica, che interagiscono tra loro mediante forze elettrostatiche.

L’unione di due composti inoltre può dar vita a una miscela, la quale può essere eterogenea, come ad esempio acqua e olio, oppure omogenea, detta anche soluzione, costituita da un soluto, cioè il liquido presente in quantità maggiore, e da un solvete, il liquido presente in quantità minore (come ad esempio il vino); è importante ricordare che ogni punto della miscela presenta le stesse proprietà chimiche e fisiche;

Tecniche di separazione

1) Distillazione

Quando una miscela di liquidi è riscaldata, il componente con punto di ebollizione più basso evapora per primo, lasciando dietro i liquidi meno volatili o i solidi disciolti. Il vapore viene poi raffreddato, condensato in liquido e raccolto.

2) Filtrazione

Viene utilizzata questa tecnica quando si ha una miscela di solido e liquido, la quale può essere separata versando la miscela in un imbuto che contiene un filtro di carta che fa passare solo il liquido, trattenendo la parte solida;

Grandezze fisiche

La quantificazione di un qualsiasi fenomeno da parte delle scienze sperimentali richiede l’uso di unità di misura delle grandezze fisiche, con le quali viene descritto il fenomeno osservato. La quantità misurata di una grandezza fisica è espressa mediante un valore numerico, seguito dal simbolo dell’unità di misura.

Il sistema internazionale di unità di misura (SI) è il sistema di misura adottato universalmente.

Sono divise in grandezze fondamentali e grandezze derivate: grazie a leggi che mettono in relazione molte grandezze fisiche è sufficiente definire l’unità di misura di solo alcune grandezze, dette fondamentali, per esprimere tutte le altre, dette derivate.

Grandezze fondamentali grandezze derivate

Per il chimico esiste però una grandezza molto importante: la quantità di sostanza, la cui unità di misura è la mole.

Precisione e accuratezza

La misura della quantità di una qualsiasi grandezza è condizionata da un certo numero di fattori che determinano l’impossibilità di determinare il valore vero.

Accuratezza

È data dalla capacità dello strumento di dare il valore della quantità misurata più vicino a quello vero.

Misure accurate sono affette da un piccolo errore sistematico, dovuto quindi ad un errore dello strumento (ex. Bilancia starata);

Avviene in una sola direzione;

Per cercare di limitarla il più possibile devo effettuare tante misure, fare la media e poi controllare se il valore risultate è vicino al valore vero;

Precisione

Esprime la capacità di uno strumento di riprodurre il medesimo valore in una serie di osservazioni parallele;

Misure precise sono affette da un piccolo errore casuale: è bene ricordare che questo è sempre presente, in quanto non posso eliminarlo perchè dovuto a condizioni ambientali ecc…

Può perturbare la misura sia in un senso che nell’altro;

Per risolverlo faccio la media (a volte questa non può essere fatta, per cui utilizzo già in principio uno strumento più preciso);

Degli esempi di strumenti precisi sono la buretta e la bilancia analitica;

Sensibilità

È definita dal rapporto tra la variazione della risposta data dallo strumento e la variazione della quantità sottoposta a misura;

Dipende dalla meccanica con cui sono costruite le bilance;

Elementi della tavola periodica

Questa che si vede affianco è la tavola periodica degli elementi, la quale è costituita da sequenze orizzontali di elementi (righe) chiamate periodi, e sequenze verticali (o colonne) di elementi, detti gruppi;

Lungo ogni periodo il numero atomico cresce di una unità da elemento a elemento, invece le proprietà chimiche variano progressivamente; lungo ogni gruppo invece gli elementi presentano molte proprietà chimiche e chimico-fisiche diverse simili tra loro;

Viene suddivisa poi in regioni diverse in funzione delle proprietà degli elementi: la maggior parte degli elementi è costituita da metalli, cioè sostanze solide a temperatura ambiente, duttili (possono essere ridotti in fili di metallo), malleabili, che conducono corrente elettrica e calore e sono lucenti; si trovano nella parte sinistra della tavola periodica e il loro carattere metallico diminuisce lungo il periodo andando da sinistra verso destra. I metalli sono inoltre caratterizzati dalla possibilità di esistere sottoforma di ioni in soluzione acquosa; alcuni di questi gruppi possiedono delle denominazioni precise, come il gruppo dei metalli alcalini o il gruppo dei metalli alcalino-terrosi.

Se un elemento non possiede nessuna delle proprietà sopra elencate è da considerarsi un non metallo: a temperatura ambiente alcuni sono solidi, alcuni gassosi come il gruppo dei gas nobili, e un solo liquido, il bromo. Troviamo anche il gruppo degli alogeni, elementi del 17 gruppo. A parte il carbonio, sono poi tutti cattivi conduttori elettrici.

Infine, distinguiamo alcuni elementi che rendono difficile la loro classificazione in quanto alcune di esse sono simili a quelle dei metalli, mentre altre a quelle di non metalli: questi elementi vengono classificati come semimetalli.

Costituzione degli atomi e ipotesi atomiche

Prima di tutto consideriamo gli atomi come sostituiti da tre tipi di particelle: il protone, il neutrone e l’elettrone. Il protone e il neutrone hanno una massa circa uguale, anche se solo il primo presenta una carica elettrica positiva; dall’altra parte l’elettrone ha una carica elettrica negativa.

Protoni e neutroni, chiamati nucleoni, si trovano al centro dell’atomo, trattenuti da forze nucleari e costituiscono il nucleo atomico. Il numero totale di nucleoni presenti in un nucleo atomico è detto numero di massa.

Il nucleo atomico ha una carica elettrica positiva uguale alla somma delle cariche elettriche dei protoni contenuti.

Gli elettroni occupano attorno al nucleo atomico regioni ben definite e sono tanti quanti i protoni contenuti nel nucleo.

Ipotesi atomica di Dalton

Formulò per la prima volta in modo chiaro il concetto di atomo;

• La materia è costituita da atomi, particelle ultime, indivisibili e indistruttibili della materia stessa;
• Gli atomi di un certo elemento sono tutti uguali;
• Atomi di elementi differenti hanno proprietà chimiche e fisiche differenti;
• Atomi di elementi differenti possono combinarsi tra loro secondo numeri interi e piccoli, per formare composti;
• Le reazioni chimiche consistono nella separazione e ricombinazione di atomi, ma nessun atomo di un elemento si trasforma in un atomo di un altro elemento;

Ipotesi di Thomson

Propose un modello per interpretare la struttura di un atomo secondo cui esso era costituito da una sfera uniforme di cariche positive all’interno della quale erano distribuiti gli elettroni, carichi negativamente;

Ipotesi di Rutherford

Fece una serie esperimenti sul potere penetrante delle particelle alfa, prodotte da una sorgente radioattiva anche allo scopo di confermare il modello atomico di Thomson, dimostrando che è inadeguato. Rutherford inviò un fascio di particelle alfa su una lamina d’oro e osservò che la maggior parte delle particelle passava attraverso la lamina d’oro indisturbata mentre alcune di queste venivano fortemente riflesse o rimbalzavano indietro. Questo aveva fatto intuire che tutta la carica positiva dell’atomo fosse concentrata in un nucleo centrale molto piccolo, intorno al quale si muovono ad una ad una certa distanza gli elettroni per rendere l’atomo elettricamente neutro. Quando una particella collideva con un elettrone non si avevano variazioni significative della sua traiettoria, possedendo questa una massa molto maggiore di quella di un elettrone. Quando invece le particelle alfa passavano in prossimità di un nucleo queste venivano sensibilmente deviate a causa della repulsione elettrostatica tra le cariche positive delle particelle alfa e la carica positiva del nucleo o venivano completamente deflesse o rimbalzavano indietro usando colpivano indietro;

Da questo esperimento quindi si è dedotto che:

• Massa e carica sono concentrati in una ristretta regione dello spazio (nucleo);
• Gli elettroni occupano lo spazio circostante il nucleo;

Atomi con uguale numero atomico, ma diversi numero di massa, sono detti isotopi;

Legami chimici, composti molecolari e composti ionici

La formazione di molecole da parte di atomi di uno stesso elemento o di elementi diversi avviene in seguito all’instaurarsi di uno o più legami chimici che tengono uniti tra loro gli atomi, e vengono definiti come legami chimici, dove sono coinvolte coppie di elettroni.

Si parla di legame semplice o singolo se tra due atomi sono coinvolti due elettroni, legame multiplo se le coppie di elettroni sono più di una. Se consideriamo il caso di un legame tra due soli atomi, questo viene definito legame covalente, quando entrambi gli elettroni coinvolti nel legame occupano le regioni attorno e tra entrambi gli elettroni. Se gli elettroni di legame sono equamente condivisi tra i due atomi legati (accade quando i due elementi combinati sono identici) il legame è detto covalente omopolare. Se i due atomi appartengono invece ad elementi diversi, gli elettroni passano più tempo nei pressi dell’atomo con maggiore capacità di attirarli a sè, e quindi c’è un eccesso di carica negativa su uno e sull’altro un eccesso di carica positiva e la molecola viene vista come un piccolo dipolo elettrico: in questo caso si parla di molecole polari, e il legame è detto covalente polare.

La tendenza di un atomo di attrarre a sè gli elettroni del legame nel quale è coinvolto è detta elettronegatività. Questa cresce nella tavola periodica andando da sinistra verso destra in un periodo e diminuisce scendendo lungo un gruppo, quindi dal basso verso l’alto.

Distinguiamo quindi due tipologie di composti:

Composto molecolare, il quale è costituito da molecole. Lo si descrive con una formula molecolare usando simboli chimici e pedici per indicare il numero di tali atomi nella molecola (ex. CO₂). Di un composto molecolare possiamo calcolare il peso molecolare, cioè il peso medio di una molecola (espresso in u.m.a.);

Composto ionico, il quale è costituito da ioni, i quali si distinguono in cationi, aventi carica positiva, i quali si formano a partire da un atomo neutro per rimozione di uno o più elettroni, e anioni, aventi cariche negative, i quali si formano da un atomo neutro per acquisto di uno o più elettroni. Nonostante siano costituiti da ioni comunque sono neutri. Si descrivono con formule di composti ionici (ex. NaCl). Di un composto ionico possiamo calcolare il peso formula, cioè il peso medio di una unità formula (espresso in u.m.a.).

P.S. Di entrambi questi possiamo calcolare la massa molare, in quanto si riferisce sia alla massa delle molecole, sia alla massa di atomi.

Alcune definizioni

Unità di massa atomica (u.m.a): la dodicesima parte della massa di un atomo di ¹²C (= cioè una mole);

Numero di Avogadro: numero di atomi contenuti in 12 gr esatti di ¹²C, cioè 6,023 x 10²³;

Mole: quantità di sostanza in grado di mettere in gioco un numero di particelle elementari pari al numero di Avogadro. Non ha una diretta relazione con la massa, si tratta di una grandezza fisica ed è legata al numero di particelle che ho preso;

Quindi 12 gr di ¹²C corrispondono ad una mole. Una mole di ¹²C pesa 12 gr, ovvero 12 x Na u.m.a. → 1 gr = Na u.m.a oppure 1\Na gr = u.m.a

Peso atomico: peso di un atomo di un dato elemento (si esprime in u.m.a.);

Massa molare: massa di una mole (mole di atomi di un elemento); la si esprime in grammi;

Conclusione: la massa molare in grammi corrisponde numericamente al peso atomico in u.m.a;

Ma quindi… perché in ogni tavola periodica tutti i pesi atomici sono numeri con cifre decimali? Perché ogni campione naturale dell’elemento C è costituito da una miscela di isotopi ¹²C, ¹³C, ¹⁴C in quantità definita dalla loro abbondanza isotopica;

Numero atomi di un isotopo dell’elemento

Numero atomi totali dell’elemento

Nomenclatura composti inorganici

Ioni

Cationi

Nome uguale all'elemento da cui deriva;

Quando un dato elemento può dar vita ad un solo catione, si precede al nome dell'elemento la parola ione;

Ex.

Quando invece un dato elemento può dar vita a più che un catione allora si procede come sopra ma si riporta con un numero romano la carica del catione;

Ex.

Se i cationi per un dato elemento sono due, quello a carica bassa assume la desinenza -oso, e quello a carica più alta assume la desinenza -ico;

Ex.

• I metalli alcalini hanno carica ionica +1;
• I metalli alcalino-terrosi hanno carica ionica caratteristica +2;
• L'alluminio ha carica ionica +3;
• Zinco e Cadmio hanno carica +2;

Anioni

Atomi che acquistano elettroni;

Ione + nome dell'elemento con suffisso -uro (alogeni);

Ex. Alogenuri

Ossoanioni: sono anioni non monoatomici, costituiti da uno o più atomi di ossigeno oltre un altro elemento:

A) Caso di un solo osso anione presente (suffisso -ato):

B) Elemento combinato con più atomi di ossigeno: caso di due soli ossoanioni presenti

• Suffisso -ito per l’ossoanione con il minor numero di atomi di ossigeno;
• Suffisso -ato per l’ossoanione con il maggior numero di atomi di ossigeno;

Ex.

Caso di quattro ossoanioni presenti:

• Prefisso ipo e suffisso -ito per l’ossoanione con un minor numero di atomi di ossigeno;
• Prefisso per e suffisso -ato per l’ossoanione con un maggior numero di atomi di ossigeno;
• Suffisso -ito e -ato per i casi intermedi;

Ex.

Gli ossoanioni con carica negativa >1 possono dare vita ad anioni che contengono anche idrogeno (in questo caso si aggiunge semplicemente la parola idrogeno al nome dello ione origine);

Ex. Quando il sistema si neutralizza ottengo

Acidi genitori degli ossoanioni (ossiacidi)

Ossoanioni Idro ossoanioni Diidro ossoanioni Acido genitore (non è più un anione ma un composto neutro)

PO HPO H PO HPO

Nell’immagine affianco vediamo la nomenclatura degli acidi genitori degli ossoanioni:

Composti ionici (sali)

Sono costituiti da ioni;

Sono solidi, altofondenti (fondono a temperature molto alte) e son