Riassunto esame Chimica generale e inorganica, Prof. Cozzini Pietro, libro consigliato Chimica Generale , Herring

Chimica generale ed inorganica

Prof. Pietro Cozzini 2022-2023

Materia, processi ed energia

Gli stati di aggregazione della materia e la teoria cinetico-molecolare

Una proprietà della materia facilmente osservabile è il suo stato di aggregazione, cioè se una sostanza è un solido, un liquido o un gas. Si riconosce un solido poiché ha una forma propria e un volume definito, che cambia poco con il variare della temperatura e della pressione. Come i solidi, i liquidi hanno un volume fisso, ma sono fluidi e prendono la forma del recipiente che li contiene: non hanno cioè una forma propria. I gas sono pure fluidi, ma il volume di un gas è determinato dalla dimensione del suo contenitore. Il volume di un gas, con il variare della temperatura e della pressione, cambia di più di quello di un liquido.

• Elemento: sostanza che non può essere suddivisa in sostanze più semplici con metodi chimici.
• Attualmente sono noti 118 elementi.
• 90 di essi sono naturali, mentre gli altri sono stati sintetizzati in laboratorio.

Una sostanza pura, composta da due o più elementi differenti tenuti insieme da un legame chimico, viene denominata composto chimico. Quando gli elementi diventano parte di un composto, le loro proprietà originarie come il colore, la durezza e il punto di fusione sono sostituite dalle proprietà caratteristiche del composto.

• Composto: sostanza che può essere suddivisa in due o più elementi con metodi chimici.
• Sono noti alcuni milioni di composti.
• Atomo: è la particella più piccola di un elemento che conserva le proprietà chimiche caratteristiche dell’elemento stesso.

Ogni sostanza, elemento o composto, possiede proprietà chimiche e fisiche peculiari.

Un campione di materia può essere una sostanza pura o una miscela. Ogni sostanza pura presenta un insieme di proprietà uniche che la caratterizza e ne permette il riconoscimento.

Una seconda caratteristica di una sostanza pura è che essa non può essere separata in due o più sostanze diverse attraverso tecniche fisiche a temperature ordinarie. Se il campione in esame fosse separabile, si tratterebbe di una miscela.

• Miscela: insieme di due o più sostanze pure nella quale ogni sostanza mantiene la propria identità chimica e fisica. Queste sostanze possono essere separate mediante tecniche fisiche.
• Miscela omogenea: di composizione uniforme, con proprietà chimiche e fisiche identiche in ogni sua parte; è detta anche soluzione.
• Miscela eterogenea: di composizione differente, con proprietà chimiche e fisiche che dipendono dal punto in cui sono misurate, sabbia, una miscela in cui si vede bene la composizione non uniforme del materiale. In una miscela eterogenea le proprietà di una regione sono differenti da quelle di un’altra.

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Le sostanze che compongono una miscela possono essere separate con metodi fisici. Quando una miscela viene separata nei suoi componenti, si dice che i componenti sono stati purificati.

Le proprietà chimiche

Le proprietà chimiche ci permettono di classificare ed identificare le sostanze.

La densità, cioè il rapporto fra la massa di un elemento e il suo volume, è la proprietà utile per identificare le sostanze. La densità è una proprietà intrinseca della materia, indipendente dalla quantità di materia.

La densità dell’acqua è 1 g/ml a 4°C.

La temperatura di un campione spesso influenza i valori numerici delle sue proprietà.

Unità di misura.

Proprietà estensive e intensive

Le proprietà estensive dipendono dalla quantità di sostanza. Al contrario, le proprietà intensive non dipendono dalla quantità di sostanza. Un campione di ghiaccio fonderà a 0°C, indipendentemente dal fatto che si abbia un cubetto di ghiaccio o un iceberg.

La massa e il volume di un oggetto sono proprietà estensive perché dipendono dalla quantità di campione. Le proprietà intensive vengono impiegate spesso per identificare una sostanza. La temperatura di fusione, ad esempio, è così caratteristica da poter essere usata per identificare un solido.

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Le trasformazioni fisiche e chimiche

Le variazioni delle proprietà fisiche sono dette trasformazioni fisiche. In una trasformazione fisica l’identità di una sostanza viene conservata, anche se è cambiato il suo stato fisico o la dimensione e la forma dei suoi pezzi. Una trasformazione fisica non porta alla formazione di una nuova sostanza: le specie, atomi, molecole o ioni, presenti prima e dopo sono sempre le stesse.

Nel caso della fusione del ghiaccio, le molecole prima e dopo il passaggio di stato sono sempre molecole di H₂O: la loro identità chimica non è cambiata; nel liquido sono semplicemente in grado di fluire l’una sull’altra invece di essere bloccate in una determinata posizione come nel solido.

Nelle trasformazioni chimiche si ha la trasformazione di una o più sostanze, reagenti, in altre sostanze, prodotti. Una proprietà chimica indica se, e a volte come, una sostanza subisce una trasformazione chimica quando viene a contatto con un’altra: per esempio una proprietà chimica del gas idrogeno è che reagisce violentemente con il gas ossigeno.

• Processo fisico → trasformazione che modifica le proprietà fisiche di una sostanza.
• Processo chimico → trasformazione che produce sostanze da altre sostanze.

In un processo chimico non si ha creazione o distruzione di materia e si ha sviluppo o assorbimento di calore.

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Energia

L’energia è la capacità di produrre lavoro o di trasferire calore.

• Calore e lavoro non sono entità materiali ma modi di trasferimento dell'energia.

L’energia può essere classificata in cinetica o potenziale.

Energia cinetica

Energia cinetica: l’energia associata con il movimento, moto.

• Il movimento degli atomi, molecole o ioni a livello submicroscopico, particelle, energia termica.
• Il moto di oggetti macroscopici come una palla da tennis in movimento, energia meccanica.
• Il movimento degli elettroni in un conduttore, energia elettrica.
• La compressione ed espansione degli spazi tra le molecole nella trasmissione del suono, energia acustica.

Energia potenziale

Energia potenziale: deriva dalla posizione di un oggetto e comprende:

• L’energia posseduta da una palla tenuta sopra il pavimento e dall’acqua alla sommità di una ruota ad acqua, energia gravitazionale.
• L’energia immagazzinata in una molla estesa.
• L’energia immagazzinata nei combustibili, energia chimica.
• L’energia associata alla separazione di due cariche elettriche, energia elettrostatica.
• Tutti i tipi di energia possono essere convertiti in altri.
• Non è possibile misurare l'energia assoluta di un sistema, possiamo solo misurare la variazione di proprietà dovute da scambi di energia.

Il calore

La temperatura è la misura del flusso di calore, che fluisce spontaneamente da un corpo più caldo a uno più freddo.

• I processi che producono calore si dicono esotermici.
• I processi che assorbono calore si dicono endotermici.

Il lavoro

Il lavoro produce una variazione dello stato di quiete o di moto di un corpo; si produce lavoro muovendo un oggetto in opposizione ad una forza.

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Leggi di conservazione e proporzioni

Legge di conservazione dell’energia: nei processi ordinari l’energia non può essere creata né distrutta, può solo cambiare forma, oppure, che l’energia totale dell’universo è costante.

La reazione di idrogeno e ossigeno per formare acqua → in questa reazione, i reagenti, idrogeno e ossigeno, hanno una certa quantità di energia. Quando reagiscono, parte di questa energia viene rilasciata nell’ambiente circostante.

Se sommiamo tutti i contributi energetici prima della reazione e tutti quelli dopo la reazione, troveremmo che l’energia è stata solo ridistribuita, la quantità totale di energia nell’universo è rimasta costante. L’energia è stata conservata.

Legge della conservazione della massa: nei processi chimici si ha trasformazione di materia e non creazione o distruzione di questa.

• In una reazione chimica può variare il numero di sostanze ma non la loro massa totale.
• Molecole simili possono dare risultati diversi, si cambiano le proprietà.

Legge delle proporzioni finite: in un composto il rapporto tra pesi degli elementi costituenti è definito e costante.

• Lo scopo primario è raggiungere l’ottetto → diventare gas nobile.

Legge delle proporzioni multiple: quando due elementi possono combinarsi in diversi rapporti, le quantità in peso dell’uno che si combinano con una quantità fissa dell’altra stanno tra di loro in rapporti di numeri interi e semplici.

1g di idrogeno + 8g di ossigeno = 9g di H₂O.

1g di idrogeno + 16g di ossigeno = 17g di acqua ossigenata.

3H₂ + N₂ → 2NH₃, reazione isotermica e stabile.

→ Due atomi di azoto formano una molecola.

Legge delle combinazioni gassose: a temperatura e pressione costanti, quando due gas si combinano, i loro volumi stanno tra di loro in rapporto semplice e, se il prodotto delle reazioni è anch’esso gassoso, il suo volume sta in rapporto semplice con i volumi dei gas.

Legge di Avogadro: volumi uguali dello stesso gas, o di gas diversi, alle stesse condizioni di temperatura e pressione, contengono un numero uguale di particelle, atomi e molecole.

Regola di Cannizaro: le diverse quantità in peso con cui un elemento si ritrova nei pesi molecolari dei suoi composti sono uguali o multipli interi al suo peso atomico.

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La struttura dell’atomo

L’atomo è costituito da particelle subatomiche: protoni, neutroni ed elettroni.

L’atomo è suddiviso in due regioni:

• Il nucleo, formato da protoni carichi positivamente e neutroni, contiene quasi tutta la massa, d ≅ 10⁸ t/cm³.
• La nuvola elettronica è la regione nella quale si trovano gli elettroni carichi negativamente.

Il volume dell’atomo è determinato dalle dimensioni della nuvola elettronica, V ≅ 1 - 10 ų.

• In un atomo neutro il numero di elettroni è uguale al numero di protoni.

Elementi

Tutti gli atomi dello stesso elemento hanno lo stesso numero di protoni nel nucleo. Il numero di protoni in un elemento rappresenta il numero atomico, il cui simbolo è Z.

• Numero atomico, Z = numero di protoni nel nucleo.
• Numero di massa, A = numero totale di protoni, Z, e di neutroni, N, nel nucleo.

A = Z + N; N = A - Z.

Isotopi: atomi dello stesso elemento fanno sempre lo stesso numero di protoni ma possono avere un numero di neutroni diversi. Si definiscono isotopi, o nuclidi, atomi con lo stesso numero di protoni ma diverso numero di neutroni.

Abbondanza isotopica e peso atomico

Abbondanza isotopica.

Peso atomico, massa atomica relativa: rapporto tra la massa di un atomo e una massa di riferimento.

• Lo standard di riferimento delle masse atomiche è stato definito essere pari a 1/12 della massa atomica dell’isotopo 12 del carbonio.
• 1 u.m.a, unità di massa atomica, = 1,66 x 10^-24 g.

La massa atomica è la massa di un atomo. La massa atomica relativa, detta anche “peso atomico” o “peso atomico medio”, è la media delle masse atomiche di tutti gli isotopi di un certo elemento.

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→ Si usa il carbonio-12: all’atomo di carbonio con 6 protoni e 6 neutroni nel nucleo è stata assegnata una massa esattamente pari a 12. Perché?

Spettrometro di massa

Uno spettrometro di massa separa gli ioni di massa e carica diversa in un campione allo stato gassoso. Lo strumento permette di determinare la massa precisa di ogni ione, sia che gli ioni siano composti da singoli atomi, molecole o frammenti molecolari.

Un campione gassoso di un elemento viene introdotto nella camera dello spettrometro, in cui si è creato il vuoto, e le molecole o gli atomi del campione vengono convertiti in particelle cariche, ioni. Un fascio di questi ioni viene sottoposto ad un campo magnetico, che provoca la deviazione del fascio di particelle ionizzate. L’entità della deviazione è inversamente proporzionale alla massa della particella.

Una volta separati in funzione della loro massa, gli ioni vengono rivelati dal detector al termine della camera.

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La tavola periodica

Metalli

• Sono solidi a temperatura e pressione atmosferiche, eccetto Hg.
• Sono opachi e lucenti.
• Sono buoni conduttori di elettricità e calore.
• Sono duttili, possono essere ridotti in cavi sottili, e malleabili, possono essere striati in lamine sottili.

→ L’alluminio è il metallo più abbondante sulla crosta terrestre.

Non metalli

• Sono solidi, carbonio, zolfo, fosforo e iodio, liquidi, bromo, o gassosi, idrogeno, ossigeno, azoto, fluoro e cloro.
• Sono isolanti elettrici e termici, ad eccezione del carbonio quando è sotto forma di grafite.

Allotropi: le diverse forme in cui esiste un elemento; per esempio, il carbone può trovarsi sotto forma di grafite e diamante.

Semimetalli o metalloidi

Sono elementi che hanno alcune caratteristiche fisiche di un metallo, ma anche alcune caratteristiche dei non metalli.

• Hanno proprietà intermedie.
• Sono semiconduttori.

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Numero di ossidazione

Numero di ossidazione, è un valore numerico indicante la carica formale assegnata ad ogni elemento in un composto.

Può essere utile per:

• Predire le proprietà chimiche.
• Scrivere le formule chimiche corrette.
• Bilanciamento delle reazioni redox.

Molecole e composti molecolari

Molecola: un gruppo elettricamente neutro di due o più atomi legati in una disposizione spaziale definita da legami covalenti, condivisione di elettroni.

• Sono tipicamente molecolari i composti formati da non metalli con altri non metalli.

Peso molecolare: la somma delle masse degli atomi presenti nella formula molecolare.

Composti ionici

I composti sono definiti ionici quando sono composti da cationi e anioni. Sono generalmente ionici i composti tra metalli e non metalli, cloruro di sodio NaCl.

Ione: atomi o gruppi di atomi che possiedono una carica elettrica positiva o negativa.

q → q = n° protoni – n° elettroni.

Lo ione inoltre è un atomo che acquista o cede elettroni → X.

Se un atomo cede un elettrone, che nel corso di una reazione è trasferito ad un atomo di un altro elemento, possiede un numero di elettroni, -, inferiore al numero di protoni, +, si ottiene uno ione carico positivamente chiamato catione.

Al contrario, se un atomo acquista uno o più elettroni, vi saranno uno o più elettroni, carichi negativamente, in eccesso rispetto ai protoni. Il risultato è un anione.

→ Cationi: Na⁺, Ca²⁺, NH₄⁺. → Anioni: Cl^-, S^2-, SO₄^2-.

• I metalli tendono ad ossidarsi, cedono elettroni, dando cationi.
• I non-metalli tendono a ridursi, acquistano uno o più elettroni, dando anioni.

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Interazione columbiana tra ioni: cationi e anioni sono legati da forze di natura elettrostatica.

Peso formula: somma delle masse degli atomi che si definiscono la formula minima del composto ionico.

Nomenclatura

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La mole

Si definisce mole una quantità di sostanza che contiene un numero di unità costituenti pari al numero di atomi contenuti in 12 g dell’isotopo ¹²C → contengono 6.022 x 10²³ atomi.

• 6.022 x 10²³ è detto numero di Avogadro, N_A.

→ Una mole di sostanza contiene un numero di Avogadro di unità costituenti, una mole contiene sempre lo stesso numero di particelle, indipendentemente da quale sia la sostanza.

Una mole di sodio contiene lo stesso numero di atomi di una mole di ferro.

1 molecola = insieme di atomi.

Composto molecolare: 1 mol CH₄/N_A = 1 molecola di CH₄.

Composto ionico: 1 mol MgCl₂/N_A = 1 unità di formula di MgCl₂.

Massa molare: il peso di una mole di sostanza è pari al peso molecolare espressa in grammi. La massa in grammi di una mole di un qualsiasi elemento, 6.022 x 10²³ atomi di quell’elemento; la massa molare di un elemento è la quantità in grammi numericamente uguale alla massa atomica.

Esprimere le composizioni: le formule chimiche esprimono i rapporti molari tra gli elementi componenti.

La composizione può essere espressa almeno in tre modi:

1. Attraverso il numero di ciascun tipo di atomo per molecola o per unità formula, cioè dando la formula del composto;
2. Attraverso la massa di ciascun elemento per mole di composto;
3. Attraverso la massa di ciascun elemento in rapporto alla massa totale del campione; cioè come percentuale in massa.

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Formula empirica

La formula empirica è la formula che esprime i più piccoli rapporti molari tra gli elementi costituenti un composto.

Stadio 1

Stadio 1: convertire in massa la percentuale in peso.

La composizione percentuale in un campione di idrazina è 87.24% N e 12.58% H. Pertanto, in un campione di 100.00 g di idrazina sono presenti 87.42 g di N e 12.58 g di H.

Stadio 2

Stadio 2: convertire la massa di ciascun elemento in moli.

Le moli di ciascun elemento in 100.00 g di campione sono.

Stadio 3

Stadio 3: calcolare il rapporto molare tra i componenti.

Usare il numero di moli di ciascun elemento nel campione per calcolare il loro rapporto relativo. Per fare questo bisogna dividere il numero più grande per quello più piccolo. Per l’idrazina questo rappo