Riassunto esame Chimica generale e inorganica con elementi di analitica, Prof. Forrer Daniel, libro consigliato Chimica generale , Petrucci

Introduzione Petrucci scientifico 1: metodo, materia, capitolo A

Chimica trasformazioni: disciplina che studia la materia e le sue trasformazioni.

• Procedura per produrre conoscenza nuova tramite metodo scientifico → il metodo scientifico.
• Scienza: informazioni verificabili, non si occupa di opinioni. La chimica è una scienza sperimentale.
• Materia: definizione, tutto ciò che possiede inerzia, volume, occupa uno spazio e ha una massa, es. aria.

Miscele, sostanze e proprietà

• Miscele omogenee → uniforme ovunque.
• Miscele eterogenee → non uniforme ovunque, es. biscotto. Possono essere separate con metodi fisici: filtrazione.
• Distillazione: punti di ebollizione diversi.
• Cromatografia.
• Sostanze → non possono essere separate con metodi fisici. Può essere decomposto con processi chimici, es. NaCl composto: è costituito da atomi diversi combinati tra loro.
• Elemento: non può essere decomposto con processi chimici. È costituito da atomi dello stesso tipo, es. ossigeno e ferro.
• Proprietà fisiche → densità, solubilità, calore ecc.: non modificano la composizione.
• Proprietà chimiche: variano la composizione, es. reagisce con un'altra sostanza.

Stati di aggregazione

Stati di aggregazione: gas, liquido, solido.

1. Gas: senza forma e volume proprio perché le particelle si muovono indipendentemente, particelle sull'intero recipiente.

2. Liquido → volume proprio, forma del recipiente: le particelle scorrono una sull'altra.

3. Solido → forma e volume propri: particelle vincolate in posizioni.

Un gas si può comprimere perché le particelle sono più lontane che nei liquidi. Nei liquidi non si comprimono. Fasi condensate: liquidi e solidi.

0 1d gas < liquidi > d fasi condensate solidi e gas.

Grandezze e unità di misura

• Densità: unità di misura, 1 g/ml, kg/m³, g/cm³, derivata. Dipende dalla temperatura.
• Grandezze estensive: dipendono dall'estensione, es. energia.
• Grandezze intensive: non dipendono dall'estensione, es. temperatura.

Esercizi su densità e composizione percentuale

Esercizio: D = m/V, D = 21.5 g / 4.49 cm³; V = m/D = 96.5 g / 21.5 g = 4.49 cm³.

Composizione percentuale: % = massa componente / massa totale × 100%.

c. tot M 237.5 J 250 g = Mi 250 J; 95%, 5%. Cnn 00%, 5%? 250 g, 12.5 g, m n M = - = Na.

Esercitino 2: 100%, 60%, 1.67%, 100%; c. C COMP = m / m tot. 60% / f TOTMTOT = m. %? C = m / TO × 100%.

Notazione scientifica e cifre significative

Notazione scientifica: 10⁰; 0.11 = 1 / 10; 0.01 = 1 / 10²; 10^-3; calcolatrice = 2 0.00 / '+', '^', °, E = E, 1E = 3; 0.0001 = 4 10 1000; 1E = '1 -'. Si: 1 0000, 110, Et 1 = 10, 1E4, 010000. 5 = i -.. 10⁰ 1 323.

Cifre significative: 1.23 cifre is = i.

Petrucci atomi e teoria atomica, capitolo 2

Esperimenti e leggi ponderali

• Esperimenti: la bilancia, combustione. Lavoisier: risultato, massa non varia.
• Legge di conservazione della massa.
• Proust: legge sulle proporzioni definite. Decomposizione PbS 2010, zolfo > piombo. Galena 11.5 g, 56 g; zolfo > 1.56 g; piombo 23.12 g, galena 320 g, 3.12 g S.

Esercitino: % = 100%, Pb galena 10.0 g, M tot = 11.56 g; Pb 10.00 g / 11.56 g = 86.5%; S = 13.5%; % = 100%; Cs = 1.56 g.

• Legge delle proporzioni multiple, 1803 → Dalton, teoria atomica. Pb + S → es. 1 11 o+ unità di piombo, unità di zolfo, unità di solfuro di piombo, galena.
• Gay-Lussac → legge dei volumi di combinazione.
• 1811, principio di Avogadro.
• Brown, moto browniano: un granello di polline si muoveva in H2O. Einstein → esistenza degli atomi.

Atomi, massa e numero di particelle

Usciamo: Pb atomo 4h1M = 3 × 10^-25 kg. Pb in 10.0 g, atomi = 10.0 g / 3.4h1 × 10^-25 kg = 2.91 × 10²².

Principi attivi: ibuprofene, sale di lisina, es. ibuprofene molecola organica 3.43 × 10^-25 kg. Lysibu: in ambiente si rompe il legame e libera ibuprofene con acido lys. 400 mg = 0.4 g = 4 × 10^-4 kg. Numero di molecole di ibuprofene = 4 × 10^-4 kg / 3.43 × 10^-25 kg = 1.17 × 10²¹.

IBU + LYS: M IBU = 5.85 × 10^-25 kg; Lys = 6.84 × 10^-25 kg; 1 × 10² mg. Pesare 10²³ entità.

Mole e costante di Avogadro

Costante di Avogadro = 6.02214076 × 10²³. La mole di Pb in moli, es. 10.0 g di Pb. In Pb ci sono 2.91 × 10²² atomi, che sono 0.0483 mol, sono 10.0 g di Pb.

1 mol Pb = 6.022 × 10²³ atomi Pb. Moli Pb = atomi Pb / costante di Avogadro. Massa mole di Pb: massa di una mole Pb = 6.022 × 10²³ atomi di Pb. m Pb: a = mi. Ele MMPB, MMPB 1.023, Na g, MM unità = 6.022M; Pb 5.32 × 10^-23 g × 6.022 = MM.

Perché: unità di misura kg/mol, g/mol, & 6.022.

Esercitino → PbS / PbS. MMS = 32.066 g/mol; Pb = 207.2 g/mol; 0.0483 mol; cioè % = N; n Pb =? MM Pb = 207.2; µmol ms = Pb = 10.0 g.

Esercizio 2 → 4832h2002 + hroeHa ms °2 ns = Mms88 → 0.0483 mA; Mms = 32.066 g; Ms = 55 g.

Storia della struttura atomica

Modelli atomici

• Dalton.
• Thomson, plum pudding: tubo catodico, dimostra che nella materia ci sono particelle elettroniche.
• Millikan.
• 1911, Rutherford, esperimento foglia oro 1/2000. Rutherford → modello a sistema solare. Thomson; atomo nucleare.

Particelle subatomiche e isotopi

Unità: protone, carica p, massa 1.0073 u, 1.67 × 10^-27 kg. Neutrone, carica neutra, massa 1.0087 u, 1.675 × 10^-27 kg. Elettrone, carica e, massa 9.10 × 10^-31 kg.

N° protoni = Z = numero atomico. N° neutroni + protoni = A = numero di massa, nuclei. L'elemento identifica.

Isotopi: uguale N° protoni, diverso N° neutroni. Idrogeno: 1H; deuterio 2D; trizio 3H.

Ione: atomo che acquista o perde elettroni.

Tavola periodica e idrogeno

• Tavola periodica: elementi con proprietà chimiche e fisiche simili, gruppo = colonna.
• Periodi = righe.
• Idrogeno: elemento chimico più abbondante nell'universo, comportamento peculiare.
• Atomo di Bohr.

Bohr atomo: Lies, 8è%, seè, e-2, 0008, 00, 800 g, È%.

Massa atomica e abbondanza naturale

Numero 12, la sua massa simile alla massa di una mole. MM massa: numericamente uguale al numero di massa, massa atomica media pesata.

Esempi: C¹²: abbondanza naturale 98.90%, Pa = 12 u; C¹³: 1.10%, Pa = 13.0034 u; Pa = 12.01 u.

Cl: 35Cl 75.79%, 24.21%; Pa 34.974; Pa ab nat = m. 36.96hce; ab Nat = 100%.

La mole e la massa molare

La mole è detta dozzina del chimico. Una mole contiene sempre lo stesso numero di particelle per qualsiasi sostanza. La massa della mole è l'unità di misura della quantità di sostanza, espressa in g.

N° nella mole è numericamente uguale alla costante di Avogadro: 6.022 × 10²³ particelle/mol.

Massa atomica relativa alla massa degli atomi. Massa molecolare: massa delle molecole o composti chimici; si ottiene da massa atomica.

Composti chimici e legami

Tipi di legame

• Legame covalente: condivisione di elettroni.
• Elettronegatività elevata? Differenza di legame ionico: interazione tra ioni, deve essere uno positivo e uno negativo. Gli atomi formano ioni.
• Legame metallico: distribuzione di elettroni positivi immersi in una rete, ioni e elettroni delocalizzati; interazione tra elettroni e cationi.

Alcuni composti sono formati da molecole. Alcuni non sono molecolari, hanno un reticolo che si ripete nello spazio.

Rappresentare le molecole

Rappresentare le molecole: formula esplicita o struttura. H2O: formula molecolare; legami tra gli atomi. H H sta - S O. Dipolo, ball and sticks, momento µ, µ, St St.

Formula empirica o bruta: usata per i sali, rapporto tra gli atomi presenti nei solidi in cui sono. NaCl, es. cloruro di sodio. Au, oro.

Formula empirica CH2O, acido acetico. Formula molecolare C2H4O2. Formula di struttura: O C, H H, O.

Molecole biatomiche e acidi organici

Molecole biatomiche: H2 → H H; legame covalente. N2, O2, F2, Cl2. Cl : Cl, Bn2, I2.

Da ricordare: acidi organici carbossilici O; gruppo carbossilico C; acido formico; OH.

Legame ionico, ioni e reticoli

Ioni e valenza

Legame ionico: metallo e non metallo. Ossido ione O^2-; perfosfuro ione P^3-; Ive ione Zve. Mg, nitruro. Formare ione più esterno di valenza: elettroni nel guscio esterno, atomo neutro; elettroni nel core interno.

Dimensioni ioni: anioni > atomo neutro; cationi < anioni.

Forza di legame ionico: forza attrazione positiva-negativa. NaCl, G, es. più intensa; CaO, ossido di calcio. Dipende dalla distanza e dalla grandezza delle cariche.

Solidi ionici e dissoluzione

• Specie formano reticoli cristallini.
• Solidi ionici fragili, NaCl.
• Cloruro di sodio, solido esteso, si dissolve in acqua: NaCl(s) → NaCl(aq).
• Reticolo rotto; ioni circondati da molecole d'acqua.
• Cloruro di argento si dissolve difficilmente in acqua.

Formule dei composti ionici

Formule composti ionici: MgCl2. Identificare gli ioni e le cariche. 1. Cambiare; 2. Incrociare le cariche; 3. Scrivere la formula empirica. MgCl2, cloruro, 2 moli di ioni Cl per mole di ioni Mg.

Massa formula, massa molare e composizione percentuale

Massa formula molare

Massa formula molare: n = m/M. NaCl: M Na = 22.99 u; M Cl = 35.45 u; M NaCl = 58.44 u. Esempio: M = 11035.45h, 981-240.78h.

Cloruro di calcio: massa molecolare = somma delle masse atomiche degli atomi. Esempio: HBr, M H = 1.008, M Br = 79.90. C2H6 aloetano: 2 × 12.01 + 6 × 1.008. THF: 197.34h + 18.99 + 35.79. C, Br, FCl.

Composizione percentuale dei composti

Composizione percentuale: % C = massa C / massa totale × 100%. Esempio: CBr4, 12.2%; Br; 2.12.01; Ema; 197.38h FMTOT.

Metta: 75%; H: 4m; m tot = 16m; 12.01. % H = 4h / 16m × 100% = 25%.

Dalla composizione percentuale alla formula minima

• 1. Scegliere una massa di riferimento.
• 2. Calcolare la massa e convertire la massa in moli.
• 3. Scrivere la formula.
• 4. Dividere i pedici per il numero più piccolo.
• 5. Moltiplicare per un numero intero necessario per renderli uguali o piccoli.
• 6. Calcolare la formula molecolare dalla massa molare.

Composizione percentuale dalla formula minima alla molecolare: campione di riferimento 100 g. C 62.58% = 62.58 g; H 9.63% = 9.68 g; O 27.79% = 27.79 g.

Formula: massa in moli. C: 62.58 g / 12.018 g/mol = 5.216 mol. O: 27.79 g / 16.00 g/mol = 1.737 mol. H: 9.63 g / 1.008 g/mol. Dividere per il più piccolo: 1.737. Moltiplicare per un numero intero. 9.63; 559; M% = 62; g; z3.2.