Riassunto esame Chimica inorganica, Prof. D'andrea Luca Domenico, libro consigliato Chimica: Un approccio molecolare, Nivaldo J. Tro

Chimica Generale, Inorganica e Stechiometria

Introduzione alla chimica

Chimica = La chimica studia la caratterizzazione, la composizione e la trasformazione della materia.

Materia = è tutto ciò che ha una massa e occupa spazio (volume). Una materia si chiama sostanza. La materia può essere classificata in base al suo stato fisico e alla sua composizione. Gli stati fisici della materia: solido, liquido e aeriforme. La classificazione dello stato fisico è basata sull'osservazione che la forma e il volume della sostanza siano definiti o indefiniti.

Stati fisici della materia

• Solido: stato caratterizzato da volume e forma definiti
• Liquido: volume definito e assume la forma del recipiente
• Gassoso: non ha volume e forma, assume forma del contenitore

Nello stato solido le particelle si trovano legate in modo molto forte e le particelle non si muovono e il movimento termico non provoca variazioni. Es. carbonio, grafite, diamante (materiale più duro). I solidi si distinguono in: cristallino, disposizione regolare e ordinata delle particelle; amorfo, disposizione delle particelle regolare a corto raggio, ma irregolare a lungo raggio.

Nello stato liquido, le particelle interagiscono tra di loro come nei solidi e si muovono liberamente. Nel stato gassoso, le particelle sono libere di muoversi e non interagiscono - forza molto bassa.

Lo stato della materia osservato per una particolare sostanza è sempre dipendente dalla temperatura e dalla pressione a cui l'osservazione viene effettuata. Ogni sostanza si può trasformare in altri stati fisici cambiando temperatura e pressione atmosferica; es. acqua-ghiaccio, acqua-vapore.

Trasformazioni della materia

• Congelamento
• Evaporazione
• Fusione
• Condensazione
• Sublimazione

Anche se viene cambiato lo stato fisico, la sostanza considerata rimane la stessa. Bromio, pressione e temperatura uguale.

Classificazione della materia

Composizione: sostanze e miscele. Sostanza pura, sostanza elementare o composto. Sostanza pura = è un sistema omogeneo (solido, liquido o gassoso) che possiede una composizione definita e costante. Può essere costituita da singoli atomi o gruppi di atomi legati insieme (un solo componente).

Le sostanze pure possono essere suddivise in sostanze elementari (elementi) o composti.

Sostanza elementare = è costituita da atomi della stessa specie, cioè atomi di uno stesso elemento chimico. I gas azoto (N₂) e l’ossigeno (O₂) sono esempi di sostanze elementari.

Composto = sono costituiti da atomi di due o più specie diverse, cioè da due elementi diversi in rapporto costante. L’acqua (H₂O), il monossido di carbonio (CO) sono composti.

Particelle e atomi

Particelle = atomi. Atomo = particella più piccola con delle proprietà e indivisibile e che forma la materia. La materia è composta da atomi diversi e gli atomi combinandosi formano tante sostanze. L’acqua la posso scindere in idrogeno e ossigeno, quindi spesso posso scindere alcuni composti in parti più semplici.

Elemento = è una sostanza che NON può essere separata in sostanze più semplici attraverso mezzi chimici. Ci sono 90 elementi naturali → totale 120 elementi e ognuno ha una formula con cui si chiamano. I simboli chimici sono una notazione abbreviata per i nomi degli elementi. Molti simboli chimici consistono di due lettere; pochi di una singola lettera. La prima lettera di un simbolo chimico è sempre maiuscola e la seconda lettera è sempre minuscola.

Formula minima = indica quali elementi la compongono e in quali rapporti minimi essi si trovano. Formula molecolare = indica il numero di atomi che compongono una molecola. Ossigeno → molecola biatomica O₂. Nell’acqua, formula molecolare corrisponde alla formula minima.

Miscele

Miscele = è una combinazione di due o più sostanze che mantengono la propria identità in proporzioni che possono variare da un campione all’altro. Es. acqua+zucchero, le sostanze rimangono così e posso riottenerle anche se già miscelate, ottengo miscele diverse rispetto alla quantità di zucchero che miscelo.

• Miscele omogenee = miscele in cui non riesco a distinguere i vari componenti a occhio nudo, ma serve un microscopio. Es. acqua di mare o benzina.
• Miscele eterogenee = distinguo bene ad occhio nudo le due sostanze che compongono la miscela. Es. sabbia+acqua.

Possiamo separare i vari componenti attraverso diversi modi: distillazione (liquidi evaporano), filtrazione (separo una miscela eterogenea) e decantazione (travasare l’acqua in un altro contenitore). L’ebollizione è una trasformazione fisica e quando si trasformerà in gas, la sua composizione chimica non cambia e quindi le molecole saranno le stesse sia allo stato liquido che gassoso.

Proprietà della materia

Trasformazioni fisiche = trasformazioni che alterano solo lo stato o l’aspetto ma non la composizione. Trasformazioni chimiche = trasformazioni che alterano la composizione della materia. Proprietà estensive = dipendono da quanta materia viene presa in considerazione. Sono proprietà estensive la massa, la lunghezza e il volume.

Proprietà intensive = sono indipendenti dalla quantità di materia in considerazione. Sono intensive proprietà quali la temperatura, il colore, il punto di fusione, di ebollizione e la densità.

Proprietà fisiche = possono essere osservate senza che la sostanza si trasformi in un'altra sostanza (senza variare la sua composizione). Alcune proprietà fisiche: stato di aggregazione, colore, densità, punto di fusione/ebollizione, solubilità, calore di evaporazione/fusione, conducibilità elettrica e termica, malleabilità, viscosità, duttilità.

Proprietà chimiche = sono proprietà che la materia esibisce quando essa subisce o resiste ai cambiamenti nella composizione chimica. Anche l'incapacità di una sostanza a trasformarsi in un'altra sostanza è considerata una proprietà chimica.

• Sublimazione ghiaccio secco → trasformazione fisica
• Dissoluzione zucchero nell’acqua → trasformazione fisica
• Combustione → trasformazione chimica

Energia

Le trasformazioni fisiche e chimiche sono di solito accompagnate da trasformazioni di energia. Energia = è definita come la capacità di compiere lavoro o come la capacità di opporsi ad una delle forze fondamentali della natura (forza gravitazionale, forza elettrica e forza nucleare).

Lavoro = è definito come l’applicazione di una forza per una distanza. Energia totale = somma di energia cinetica e energia potenziale. Legge di conservazione dell’energia = l’energia può cambiare forma o trasferirsi da un oggetto all’altro ma la quantità totale non cambia.

L’energia si divide in due categorie: energia cinetica e potenziale.

• Potenziale = è l’energia posseduta da un oggetto in virtù della sua posizione
• Cinetica = energia associata al movimento, ci interessiamo soprattutto dell'energia cinetica termica, associata al calore. Ec = ½ mv²

L’energia chimica = è l’energia immagazzinata nei legami delle sostanze chimiche e deriva da forze elettrostatiche, in corpi fermi. L’energia nucleare = è l’energia immagazzinata nell’insieme di protoni e neutroni presenti nel nucleo.

Unità di misura

La chimica è basata sulla parte sperimentale, cioè fare esperimenti e misurare. Ogni volta che si fanno misurazioni si riportano numero e unità di misura. Per le unità di misura esiste una tabella, il sistema internazionale. 7 grandezze fondamentali: lunghezza, massa, tempo, corrente elettrica, temperatura e quantità di sostanza.

Esistono anche dei prefissi usati con le unità di misura: tera, giga, mega, kilo e deci…. Usiamo soprattutto i milli, micro, nano e pico. Massa: in chilogrammo, quantità di materia. Peso: forza che la gravità esercita su un oggetto → P = m x g. Sulla Luna il peso è diverso e la massa uguale. In chimica si usa il milligrammo e grammo.

Temperatura: nel sistema internazionale si misura in kelvin. Misura la quantità di energia cinetica di un corpo. Determina anche la direzione del trasferimento dell’energia termica. Ci sono 3 scale di temperatura: Celsius, Fahrenheit e Kelvin. 0 C° = 273 K K = °C + 273.15.

Da quelle principali derivano le grandezze derivate: area, carica elettrica, densità, densità flusso magnetico, energia, forza, frequenza, massa molare, pressione, resistenza elettrica e volume.

Volume: misura dello spazio, è una lunghezza al cubo. Si usano metro cubo, centimetro cubo ecc. Densità: peso di un determinato volume di sostanza d = m/v. I chimici hanno vari “strumenti del mestiere”; il più usato è quello chiamato misura.

Numero esatto = ha un valore a cui non è associata nessuna incertezza ed è, quindi, conosciuto esattamente. I numeri esatti si ritrovano nelle definizioni, nel contare e nelle frazioni semplici (per esempio, 1/3, 3/5, o 5/9). Numero approssimato = ha un valore a cui è associato un certo grado di incertezza.

Precisione e accuratezza

Precisione e Accuratezza legate ai valori misurati.

• Precisione = si riferisce a quanto sono vicine tra di loro una serie di misure sullo stesso oggetto.
• Accuratezza = si riferisce a quanto vicino una misura risulta rispetto al valore vero o accettato come vero.

Gli errori nelle misure: casuali e sistematici. Casuali = sono errori che hanno la loro origine da variabili non controllabili presenti in un esperimento. Sistematici = sono errori originati da variabili controllabili in un esperimento. Influenzano anche l’accuratezza delle misure. Incertezza = ogni misura è accompagnata da un grado di incertezza o di errore. Le incertezze rimangono in ogni caso, anche se si utilizzano apparecchiature costose e precise.

Cifre significative e arrotondamenti

Cifre significative: bisogna riportare sempre le cifre significative, se non viene considerato errore. Cosa bisogna riportare quando si fa una misurazione: la grandezza della misura e l’incertezza della misura.

• Regola 1: le cifre da 1 a 9 sono sempre cifre significative.
• Regola 2: gli zeri iniziali non contano come cifre significative.
• Regola 3: gli zeri interni contano sempre come cifre significative.
• Regola 4: gli zeri finali sono significativi se c’è un punto decimale presente nel numero e se sono riportati con una barra sopra.

Moltiplicazione e divisione: il numero di cifre significative nel prodotto o quoziente è lo stesso di quello del numero che nel calcolo presenta il minor numero di cifre significative. Addizione e sottrazione: bisogna guardare la parte decimale. 347 + 2.03 + 23.6 = 372.63 → risposta della calcolatrice → 373 risposta corretta.

Arrotondare i numeri = è il processo di eliminare le cifre non volute da un numero calcolato.

• Regola 1: se la cifra è minore di 5 questa cifra e quelle che la seguono sono eliminate. 62,312 → diventa 62,3 perché 1 e 2 minori di 5
• Regola 2: se la cifra è uguale o maggiore di 5 le cifre in eccesso sono eliminate. 62,782 → 62,8 e 62,558 → 62,6.

Notazione scientifica = serve per esprimere numeri con molte cifre che contengono molti zeri in una forma compatta. 703 = 7,03 x 10² 0,0000365 = 3.65 x 10^-9

Teoria atomica

Fine dell’800 esperimenti e scoperte che portano alla chimica moderna. Lavoisier - legge di conservazione della massa: in una reazione chimica la materia non si crea e non si distrugge. Fece un esperimento con ferro e zolfo, prese 10g di ferro e 5,7 di zolfo e ottenne il solfuro ferroso di 15,7g → le particelle si trasformano.

Proust - legge delle proporzioni definite: campioni diversi dello stesso composto contengono sempre gli stessi elementi costituenti nelle stesse proporzioni di massa.

Dalton - legge delle proporzioni multiple: se due elementi si combinano per formare più di un composto le masse di un elemento che si combinano con una massa dell’altro elemento sono in rapporto esprimibile con numeri interi e piccoli. Le particelle non si dividono.

Dalton arriva a teorizzare la teoria atomica, cioè che gli elementi sono composti da particelle, atomi e tutti gli atomi sono identici, indivisibili e con massa e proprietà identiche.

• 1. Gli Elementi sono composti da particelle estremamente piccole, denominate atomi.
• 2. Tutti gli atomi di un dato elemento sono identici ed hanno le stesse dimensioni, masse e proprietà chimiche, ma differiscono 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.
• 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.

Composti = formati da atomi di almeno due elementi diversi. Reazione chimica = coinvolge solo la separazione la combinazione e il riarrangiamento di atomi. il suo risultato non è la loro creazione dal nulla o la loro distruzione.

Raggi catodici

Thomson alla fine dell’800 effettuò esperimenti per verificare le proprietà dei tubi a raggi catodici. Applicando una forte differenza di potenziale tra i due elettrodi alle estremità del tubo, scoprì che trasportavano una carica elettrica negativa. Aveva così scoperto l’elettrone.

Struttura dell'atomo

L'atomo è l’unità base della materia, la più piccola porzione di un elemento chimico che conserva le proprietà dell’elemento stesso.

Massa protone = massa neutrone = 1840 x massa elettrone. Oltre ai protoni, il nucleo è composto anche da un’altra particella subatomica senza carica denominata neutrone. Raggio atomico ~ 100 pm = 1 x 10^-10 m. Raggio nucleare ~ 5 x 10^-3 pm = 5 x 10^-15 m.

Se l’atomo avesse le dimensioni di uno stadio, il volume del suo nucleo sarebbe confrontabile con quello di una piccola biglia. Oltre ai protoni il nucleo è composto anche da un’altra particella subatomica senza carica denominata neutrone. Il nucleo contiene il 99.9% della massa dell’atomo.

• Numero atomico (Z) = numero di protoni nel nucleo
• Numero di massa (A) = numero di protoni + numero di neutroni

Isotopi = sono atomi di uno stesso elemento (X) con un diverso numero di neutroni nel nucleo. Atomi di elementi differenti che hanno lo stesso numero di massa sono detti isobari. Isobari = sono atomi che hanno identico numero di massa ma differenti numeri atomici. Due atomi di due differenti elementi possono avere lo stesso numero di massa (isobari) ma devono avere differente numero atomico.

Ione = è un atomo, o un gruppo di atomi, che presenta una carica positiva o negativa.

• Catione = ione con una carica positiva, perde uno o più elettroni.
• Anione = uno ione con una carica negativa, acquista uno o più elettroni.

Ione monoatomico = è costituito da un singolo atomo. Ione poliatomico = è formato da più di un atomo.

Tavola periodica

Tavola periodica: si divide in metalli e non metalli, eccezione dell’idrogeno che non è un metallo.

• Righe orizzontali → periodi numerati da I a VI
• Colonne verticali → gruppi a doppia numerazione da 1 a 7

Un metallo dei gruppi principali tende a perdere elettroni, formando un catione con lo stesso numero di elettroni del gas nobile più vicino. Un non metallo dei gruppi principali tende ad acquistare elettroni, formando un anione con lo stesso numero di elettroni del gas nobile più vicino.

Massa atomica relativa = è la massa relativa di un atomo di un elemento su una scala che utilizza l’isotopo 12 del carbonio (12C) come riferimento. Per determinare l’abbondanza isotopica si usa lo spettrometro di massa (il magnete devia le particelle in base al rapporto massa carica e il rilevatore identifica le particelle più leggere). Normalmente gli elementi in natura esistono come una miscela di isotopi.

Per specificare la massa dell’elemento si usa una media pesata che tiene conto di:

• Numero di isotopi che esiste per l’elemento
• Massa isotopi per ciascun isotopo massa relativa di ciascun isotopo rispetto a C12
• Abbondanza percentuale di ciascun isotopo

Mole

La mole (mol) è la quantità di sostanza che contiene tante unità elementari (atomi, molecole o altre particelle) quanti sono gli atomi contenuti esattamente in 12 g di 12C (carbonio 12). 1 mol = N_A = 6.02214129 x 10²³ Numero di Avogadro (N_A). 1 mole di 12C contiene un numero di Avogadro di atomi di 12C.

La definizione di mole fornisce una relazione tra la massa (grammi di carbonio) ed il numero di atomi (numero di Avogadro). Questa relazione permette di contare gli atomi pesandoli. 1 mole atomi 12C = 6.022 x 10²³ atomi di C = 12.00 g di C. Massa molare = massa di una mole di atomi in grammi per ogni elemento la massa atomica (u) = massa molare (g). N = massa g / massa molare.

Composti ionici e molecolari

Quando due elementi si combinano si ottiene un’altra sostanza con proprietà completamente diverse, es. acqua: idrogeno + ossigeno → composto. Quando gli elementi si combinano tra di loro anche i loro atomi si combinano.

Due tipi di legame: legame covalente e ionico.

• Covalente: si instaura tra due e più non metalli e comporta la condivisione degli elettroni tra gli atomi → composti molecolari.
• Ionico: si stabilisce tra metalli e non metalli, comporta il trasferimento di elettroni da un atomo all’altro → legami ionici.

Molecola = è costituita da almeno due atomi in proporzioni definite e costanti, legate da forze chimiche H₂, H₂O, NH₃ e CH₄. Molecola biatomica = contiene solo due atomi. Molecola poliatomica = contiene più di due atomi.

Legami chimici

I composti sono formati da atomi tenuti insieme da legami chimici. I legami chimici sono il risultato dell’attrazione tra particelle cariche, elettroni e protoni che compongono gli atomi.

Legame covalente

Quando un non metallo si lega con un altro non metallo, nessuno dei due atomi tras... [Testo interrotto]