Chimica- semestre filtro

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Che cos'è la chimica?

Tratta lo studio della materia che ci circonda, sia animata che inanimata, nei suoi stati sici, la

trasformazione di essa e l'energia impiegata nelle reazioni.

Es. chiodo arrugginito: 4 Fe + 3 O2 —> 2 F2O3 (ossido di ferro o ruggine)

Tutti i processi chimici sono regolati da un bilancio energetico.

Le percentuali di elementi nel nostro corpo:

65% Ossigeno

18% Carbonio

10% Idrogeno

3% Azoto

4% altri

La materia è ciò che occupa spazio ed è dotata di massa.

• Le sostanze pure sono sostanze con una composizione de nita, con proprietà distinte (es.

• NaCl, Fe, H2O).

Le miscele sono una combinazione di sostanze pure che mantengono identità distinte. Posso

• separare le componenti di una miscela in base alle loro caratteristiche (es. aria, latte).

Una sostanza pura da se è quasi inesistente in natura, poiché per la maggior parte dei casi è

presente una piccola quantità di un altro elemento.

Le sostanze pure:

1. Elementi —> sostanze che non possono essere ulteriormente divise in sostanze più semplici

attraverso mezzi chimici. 144 in totale, di cui 82 naturali (stabili) e 32 arti ciali (instabili): tutti

raggruppati nella tavola periodica, dal più leggero al più pesante (peso dato dei protoni e i

neutroni).

2. Composti —> sostanze formate da 2 o più elementi combinati secondo proporzioni de nite.

Trasformazioni della materia:

1. Fisica —> non altera la composizione o l’identità di una sostanza, ma avviene per esempio un

cambio di stato, cambiano le proprietà siche.

2. Chimica —> altera la composizione delle sostanze coinvolte, i reagenti che vanno in contro a

reazione sono di erenti dai prodotti, cambiano le proprietà chimiche. (Es. combustione)

Miscele:

1. Omogenee —> hanno la stessa composizione in tutti i punti della soluzione

2. Eterogenee —> hanno una composizione non uniforme all'interno della soluzione

Gli stati della materia: Materia condensata con atomi vicini che

1. Solido —> con volume e forma de niti —> interagiscono fra di loro

2. Liquido —> con volume de nito e forma variabile —>

3. Gassoso —> con volume e forma non de niti

4. Plasma —> gas ionizzato, il 99% della materia è a questo stato sico (tenendo conto anche

dello spazio)

Proprietà della materia:

1. Proprietà siche —> una sostanza le ha in sé senza trasformarsi

2. Proprietà chimiche —> la sostanza le assume quando si trasforma, con un cambiamento

chimico (passaggio di elettroni).

Le proprietà siche possono essere:

Estensive —> dipendono dalla quantità di materia presa in considerazione (es. massa,

• lunghezza)

Intensive —> non dipendono dalla quantità di materia presa in considerazione (es. temperatura)

•

 fi fi ff fi fi fi fi fi fi fi fi fi

2

Unità di misura

Alcune sono dette fondamentali, da queste poi

nascono altre.

Prima il concetto di massa era attribuito ad un

oggetto materiale; dal 2019 in poi la massa viene

de nita in relazione alla massa unitaria di Planck

(mP).

Peso = forza che la gravità esercita su un oggetto

Volume = lunghezza al cubo

(m^3) Osmio —> elemento

Densità = m/V con unità di misura Kg/m^3 o g/cm^3 più denso conosciuto

Temperatura —> unità di misura Kelvin (K) = C°+273,15

Nella scala Kelvin lo zero è posto allo zero assoluto (temperatura più bassa

raggiungibile in assenza di energia), invece nella scala Celsius lo zero è posto alla temperatura di

fusione del ghiaccio e 100 posto alla temperatura di abolizione dell’acqua.

Forza N (kg m s^-2)

Pressione Pa (kg m^-1 s^-2) / am / mmHg (1 atm=101325 Pa = 750 mmHg = 760 Torr)

Energia cal

Cifre signi cative

- Qualsiasi cifra diversa da zero si dice signi cativa. Es. 1,234 ha 4 cifre signi cative

- Gli zeri compresi tra le cifre signi cative che si trovano tra due cifre diverse da zero sono

singi cativi. Es.602 ha 3 cifre signi cative

- Lo zero come cifra intera, alla sinistra di una cifra diversa da zero, con nient'altro alla sua

sinistra è ritenuto insigni cante; se si trova invece a destra di una cifra intera diverso da zero è

signi cativo; se si trova dopo la virgola e a destra di una cifra diversa da zero e con subito a

destra nient’altro ho uno 0 non signi cativo.

Nelle operazioni (sottrazione, addizione) il risultato non può avere, alla destra del separatore

decimale, più cifre di ciascuno dei numeri di partenza.

Con la moltiplicazione e la divisione, invece, arrotondo al numero di cifre signi cative del numero

che ne ha meno.

Si dice numero esatto un numero che proviene da un’operazione che segue una de nizione, per

esempio i cambi di unità di misura.

Accuratezza= dice quanto non misure vicina al vero valore della quantità che è stata misurata

Precisione= dice quanto strettamente due più misure della stessa quantità sono in accordo l'una

con l’altra

Atomi, molecole e ioni

Teoria atomica

Una teoria è un principio uni cante che spiega un insieme di fatti.

L'uomo inizia ad avere l'idea della materia come qualcosa di suddiviso in piccole parti da

Democrito, ma le prime teorie risalgono al periodo tra la ne del 700 e l'inizio dell’800. Si tratta

quindi di enunciati basati su conoscenze antiche, lontane da quelle odierne.

Basate sul metodo sperimentale; l’invenzione di esso si attribuisce a Galileo.

Si parte dall’osservazione di un fenomeno e la conseguente raccolta dei dati sperimentali.

Dopo si formula un’ipotesi che va testata con esperimenti che possono confermare o smentire

l’ipotesi stessa.

Se l’ipotesi viene smentita va cambiata e riformulata l’ipotesi, se invece viene confermata l’ipotesi

possiamo formulare una legge.

Teoria atomica di Dalton (1808)

atomi

Per capire come sono fatti gli (dal greco “ciò che non si può dividere”)

1. Gli elementi sono composti da particelle estremamente piccole, denominate atomi, indivisibili.

 fi fi

fi fi fi fi fi fi fi fi fi fi fi fi

3

2. Tutti gli atomi di un dato elemento sono identici e hanno le stesse dimensioni, masse e

proprietà chimiche, ma di eriscono dagli atomi di tutti gli altri elementi.

3. I composti sono formati da atomi di almeno due elementi diversi. In qualsiasi composto, il

rapporto del numero di atomi di qualsiasi coppia di elementi presenti è un numero intero o una

frazione semplice —> legge delle proporzioni de nite, legge delle proporzioni multiple

4. Una reazione chimica coinvolge solo la separazione, la combinazione, o il riarrangiamento di

atomi; il suo risultato non è la loro creazione dal nulla o la loro distruzione —> Legge della

conservazione della massa

All'inizio del 1900 si scoprì che gli atomi non sono particelle indivisibili, quindi si smentì in parte il

primo postulato della teoria atomica di Dalton. Gli atomi sono costituiti da particelle subatomiche,

con una struttura interna quindi fatta da elettroni, protoni e neutroni.

Il secondo postulato della teoria di Dalton non è corretto e perché per ogni elemento ci sono

diversi isotopi, che rendono gli atomi dello stesso elemento diversi.

Sebbene i postulati che costituiscono la teoria di dalton non siano totalmente esatti,

rappresentano il primo esempio di razionalizzazione delle “leggi di combinazione chimica”.

La storia della struttura atomica

Nel 1890 vennero svolti studi sulle radiazioni. Grazie a

queste ricerche si comprese la struttura subatomica. In

particolare sfruttavano i tubi a raggi catodici, dei tubi di

vetro con un gas rarefatto (in grado di condurre

energia), due piastre metalliche ssate all’interno. Se le

piastre sono collegate alla sorgente ad alta tensione il

catodo (-) emette un raggio catodico, attirato

dall’anodo (+). L'anodo ha un foro al centro e da qui

passa il raggio che arriva no alla ne del tubo Dove

diventa uorescente. Dopo vennero aggiunti un

magnete e due piastre cariche all'interno del tubo: solo

campo magnetico puntoA; solo campo elettrico puntoC; niente o entrambi puntoB. Capirono che,

secondo la teoria elettromagnetica, una carica si comporta come un magnete e può interagire con

campionate c'è il campo magnetici. Il raggio catodico quindi viene attratto dalla piastra con carica

positiva e respinto dalla piastra con la carica negativa: si deduce che deve essere compresa

particella carica negativa.

Nella storia, per la scoperta degli elettroni, sono importanti Thomson e Millikan.

Il primo misurò il rapporto tra massa e carica dell’elettrone.

Il secondo misurò la carica di un singolo elettrone che poi rese possibile trovare anche la massa

grazie al rapporto di Thomson.

Questo migliorò le conoscenze sull'elettrone, ma inizialmente non capivano come fossero disposti

gli elettroni nell’atomo; si comprese però che, visto che gli atomi sono neutri, ci deve essere

qualcosa che neutralizza la carica negativa dell’elettrone.

Venne teorizzato, quindi, il modello a panettone di Thomson.

Con l’esperimento di Rutherford, Thomson viene smentito nei primi del 900:

Un emettitore di particelle alfa positive viene posizionato verso un foglio d’oro; ci si aspettava che

queste particelle venissero de esse solo in avanti, secondo il modello a panettone. Ciò che

succede però è che le particelle vanno dappertutto, vengono anche respinte indietro.

La conclusione fu che l’atomo doveva possedere molto spazio vuoto, con al centro una massa

concentrata di carica positiva. Ogni volta che una particella alfa giungeva in prossimità di un

nucleo veniva deviata, con una de essione, poiché entrambi con la stessa carica. Se invece il

nucleo atomico si trovava sulla traiettoria della particella alfa questa rimbalzano indietro.

Il modello di Rutherford è detto a struttura planetaria, somiglia a un sistema di pianeti (elettroni)

che ruotano intorno a un astro (nucleo).

Modello atomico di Rutherford il più valido:

raggio atomico=100 pm=1*10^-10 m

raggio nucleare =5*10^-3 pm=5*10^-15 m R. ATOMICO = 20000 * R. NUCLEARE

 fl ff

fi fl fi fi

fl fi 4

Se l'atomo avesse le dimensioni di uno stadio, il volume del suo nucleo sarebbe confrontabile con

quello di una piccola biglia.

La maggior parte della materia è costituita da spazio vuoto, non da protoni e neutroni, perché in

realtà c’è tanto spazio tra nucleo e elettroni.

Modello atomico di Rutherford non tiene conto che una particella in movimento e

elettronicamente carica perde incessantemente energia. Questo infatti porterebbe l'elettrone a

percorrere orbite sempre più piccole no a cadere sul nucleo.

Inoltre, secondo questa teoria atomica con solo protone e elettrone, non torna il rapporto tra le

masse di idrogeno e elio: visto che l'idrogeno possiede 1 protone e l’elio ne possiede 2, il

rapporto tra le loro masse dovrebbe essere 2; veri cato sperimentalmente il valore è 4.

Di conseguenza ci deve essere qualcosa che porta massa e non carica. La prova fu fornita da

Chadwick, il quale nel 1932 svolse un esperimento in cui bombardò un foglio di berillio con

particelle alfa. Quello che accadde è che il metallo emise una radiazione con energia molto alta,

simile ai raggi gamma (raggi senza carica). In seguito ad altri esperimenti si comprese che questi

raggi erano fatti da particelle neutre con massa leggermente superiore a quella del pretore: il sico

le chiamò neutroni. Questi infatti sono posizionati proprio nel nucleo insieme ai protoni: la massa

dell’atomo è data da essi. (protoni+neutroni)

Atomo

Unità base della materia, la più piccola porzione di un elemento chimico che conserva le proprietà

chimiche dell’elemento stesso

Struttura interna costituita da particelle subatomiche:

- Protoni (-)

- Neutroni (0)

- Elettroni (+)

numero di massa numero atomico.

e

Il più importante è il numero atomico (Z): dice il numero di protoni nel nucleo, identi ca la specie

atomica, quindi è diverso da elemento a elemento. (in pedice)

Il numero di massa (A) è la somma di protoni e neutroni nel nucleo. (in apice)

Massa atomica

Massa di un atomo espressa in unità di massa atomica (u.m.a.), più adatta a misurare masse cosi

piccole. Unità di massa atomica = più o meno come una massa di un protone.

È stato scelto, però, un atomo di riferimento, l’isotopo 12 del carbonio diviso per 12

Quindi 1 u.m.a = 1/12 della massa di 12C

Una cosa che la rende complessa: la massa atomica non è un numero preciso, perché ogni

elemento esiste in un mix di isotopi che hanno abbondanze relative diverse, quindi la massa è una

media delle masse dei singoli isotopi moltiplicata per l’abbondanza relativa, per questo si dice

anche massa atomica media. Il valore di massa atomica, media ponderata, è il valore scritto sulla

 fi fi fi fi

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tavola periodica, quindi è un valore che tiene di conto di tutte le percentuali degli isotopi di ogni

elemento.

Es. litio possiede due isotopi stabili: 7.42% di 6Li (6.015 uma) e 92.58% di 7Li (7.016 uma)

(6.015*7.42+7.016*92.58)/100 = MA (media)

Gli isotopi

Sono atomi di uno stesso elemento, con il medesimo numero di protoni, ma con un numero

diverso di neutroni. Presentano proprietà chimiche simili, ma non hanno la stessa di usione in

natura. Un elemento si suddivide in tanti isotopi quanti sono i suoi possibili numero di massa.

Possiamo de nire l'abbondanza isotopica come un

dato percentuale che caratterizza la quantità di

isotopi diversi di uno stesso elemento presenti in

natura.

Ashton uso lo spettrometro di massa per identi care gli isotopi, sulla base della relazione

massa/carica. Lo spettrometro di massa è uno strumento che misura le masse di molecole,

precedentemente convertite in ioni. È uno strumento usato per "pesare" le molecole e, come tale,

può essere considerata una bilancia molecolare.

Alcuni isotopi sono instabili e decadono emettendo particelle ed energia sotto forma di radiazioni.

Questi tipi di isotopi vengono usati a ni sperimentali e diagnostici.

Altri isotopi invece sono stabili

La stabilità e l’instabilità sono legate al rapporto tra il numero di neutroni e quello dei protoni (N/P):

N/P simile a 1 —> stabilità

N/P maggiore o uguale a 1,5 —> instabilità e per raggiungere la stabilità questi atomi emettono

radiazioni (alfa, beta, gamma e x)

Es. Idrogeno

Isotopo più semplice con un protone e un elettrone A=1 e Z=1 Prozio (molecola semplice di

idrogeno)

Isotopo con un neutrone, un protone e un elettrone A=2 e Z=1 Deuterio —> stabile

Isotopo con due neutroni, un protone e un elettrone A=3 e Z=1 Trizio —> instabile

Legge delle proporzioni de nite di Proust (1799)

Campioni di erenti dello stesso composto contengono gli stessi elementi costituenti, nelle stesse

proporzioni di massa.

Es. monossido di carbonio (se inalato si lega all’emoglobina e la blocca nello scambio gassoso)

sempre soltanto 1 di carbonio e 1 di ossigeno, mai un campione di esso con 1 atomo di carbonio

e 1,5 di ossigeno.

Possiamo trovare in natura anche il diossido di carbonio, possibile grazie ai vari numeri di

ossidazione che può assumere il carbonio.

Ciò viene enunciato nella

legge delle proporzioni multiple di Dalton:

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 rapporti

esprimibili con numeri interi e piccoli.

Il rapporto tra atomi sarà 1/1 e 1/2.

esempio:

( CO2 protagonista della storia contemporanea—> gas serra più abbondante )

 ff fi fi fi fi ff

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Legge della conservazione della massa di Lavoisier (1789)

Se prendo tot atomi di un tipo e tot atomi di un altro avrò un risultato che conserva i due tot, non

perderò materia durante una reazione.

“NULLA SI CREA, NULLA SI DISTRUGGE, TUTTO SI TRASFORMA”

Legno bruciato—> cenere e gas (acqua e CO2) sembra ci sia perdita di massa, ma in realtà viene

spostata.

Es. respirazione cellulare (= combustione controllata)

Stechiometria

La mole

de nita nel 1971

È la quantità di una sostanza che contiene tante unità elementari quanti sono gli atomi contenuti

esattamente in 12g di 12C (carbonio dodici).

1mol= 6,0221367 * 10^23 —> numero di Avogadro (dato dalla divisione tra 12 g e la massa di un

atomo di 12C)

Le quantità in massa di una mole di vari elementi sono di erenti; una mole che ha una massa

atomica elevata peserà di più di una mole di un composto con una massa atomica inferiore.

Ogni atomo ha la sua massa espressa in u.m.a.; un numero relativo alla massa di un singolo

atomo. Un’altra grandezza importante è

La massa molare

Equivale alla massa di una mole, equivalente alla massa atomica, ma espressa in g/mol.

Per una molecola ho bisogno della massa molecolare e solo dopo la esprimo in grammi su moli,

parlando di massa molare.

Per un composto ionico si parla di massa dell’unità formula, equivalente alla sua massa molare

(grammi su moli)

Quindi parlando di massa molare non ci sono di erenze, sia per molecole che per composti ionici.

Partendo dalla de nizione della mole posso arrivare a calcolare quanto pesa un atomo di carbonio

12: massa molecolare del carbonio 12 / num. di Avogadro. Trovo cosi la massa di 12 u.m.a.;

divido quest’ultimo risultato per 12 e trovo così la massa di 1 u.m.a.

La composizione percentuale

La composizione percentuale si usa per spiegare com’è fatta la molecola