Riassunto esame Chimica, Prof. Francia Carlotta, libro consigliato Chimica, Silberberg

Chimica generale

La materia può essere soggetta a due tipi di trasformazioni: fisiche (osservate e misurate senza mutare la sua identità, es. massa e temperatura e sono rappresentate da un simbolo del S.I.) e chimiche (che fanno riferimento all’attitudine di una sostanza a interagire con un’altra, es. H+O = H₂O). Da qui si ha la distinzione tra trasformazioni di tipo fisico (modificano proprietà fisiche) e trasformazioni di tipo chimico (modificano la composizione chimica per formare altre sostanze chimiche).

Classificazione delle proprietà

• Estensive: Dipendono dalla dimensione dell’elemento (massa, peso, volume).
• Intensive: Non dipendono dalla dimensione dell’elemento (sapore, colore, punto di ebollizione e fusione).

Definizioni

• Massa (m): Quantità di materia che costituisce un corpo.
• Peso: È la forza con cui un corpo viene attratto alla terra.
• Volume (v): Spazio che occupa.
• Densità (p): Rapporto tra massa e volume: m/v.
• Temperatura (t): Misura quanto una sostanza è più calda e più fredda rispetto ad un’altra, attraverso l’uso del termometro.

Le scale di temperatura utilizzate sono: scala Kelvin (273.15K alla temperatura di congelamento dell’acqua, 373.15K alla temperatura di ebollizione) e scala Celsius (0 gradi alla temperatura di congelamento dell’acqua e 100 gradi a quella di ebollizione). -> T_K = T_C + 273.15.

Stati di aggregazione della materia

La materia è tutto ciò che occupa spazio e possiede un volume e si può presentare in vari stati di aggregazione:

• Solido: Particelle strettamente impacchettate che non riescono a muoversi.
• Liquido: Assume la forma del recipiente che la ospita, le particelle possiedono abbastanza energia per scorrere le une rispetto alle altre.
• Gassoso: Particelle libere quasi totalmente. Chiamiamo vapore una sostanza che normalmente si trova allo stato liquido o solido.

Teoria atomica di Dalton

• Un elemento è composto da particelle dette atomi.
• Tutti gli atomi di un dato elemento sono identici, ma gli atomi di un altro elemento sono differenti da quelli di tutti gli altri elementi.
• In una normale reazione chimica nessun atomo di un elemento scompare o si trasforma in altro.

Classificazione della materia

• Elemento: Non può essere modificato chimicamente né diviso in particelle più piccole. Lo si trova sotto forma di atomi (la più piccola parte dell’elemento) o di molecole (due o più atomi insieme).
• Composto: Due o più elementi diversi legati chimicamente tra di loro. Gli elementi sono presenti in parti fisse in massa e il composto è considerato anche una sostanza. Un composto inoltre può essere scomposto in sostanze più semplici tramite trasformazioni chimiche.
• Miscele: Gruppo di due o più sostanze mescolate fisicamente e i componenti possono essere separati mediante trasformazioni fisiche. Le miscele possono essere omogenee (non hanno superfici di separazione visibili) o eterogenee (hanno una o più superfici di separazione).

Tecniche di separazione delle sostanze

• Distillazione: Inserisco il liquido nel pallone e aumento la temperatura, l’acqua evapora e passa nel tubo refrigerante e il vapore si condensa.
• Filtrazione: Tramite l’uso del filtro.
• Elettrolizzatore: Tramite corrente avvengono reazioni redox con separazione dei componenti.

Formula chimica

Cos’è la formula chimica? È una sequenza ordinata di simboli e indici numerici che ci informano sulla natura degli elementi di una sostanza e sul rapporto numerico tra gli atomi. È fondamentale per definire la composizione chimica di una sostanza (proprietà chimica).

• Formula minima: Numero relativo di atomi di ciascun elemento nel composto (HO).
• Formula molecolare: Numero reale di atomi di ciascun elemento in una molecola di composto (H₂O₂).
• Formula di struttura: Numero di atomi + legami tra essi (H-O-O-H).

L’insieme delle reazioni chimiche accessibili ad un composto definiscono la sua reattività. Composizione chimica, struttura e reattività = proprietà intensive.

Le leggi fondamentali della chimica

Lavoisier

In una reazione chimica, la somma delle masse dei reagenti è uguale alla somma delle masse dei prodotti.

ES -> 2.500g di S + 8.450g di Zn₂= 7.597g di ZnS, ma c’è dello zinco che non ha reagito, quanto? 2.500 + 8.450 = 10.954 g massa iniziale. 10.954g - 7.597g = 3,353g di zinco che non ha reagito (perché massa iniziale = massa finale).

IMPORTANTE: In una reazione gli atomi coinvolti cambiano modo di legarsi ma mantengono la loro identità individuale. La massa rimane inalterata e bisogna sempre bilanciare!

Proust

In un composto chimico gli elementi sono sempre combinati in rapporti di massa costanti e definiti.

ES -> N/O= 0.87 in NO. 10g N + 11g O = 21.43g NO -> 10/11.43 = 0.87. % in massa: (massa di un elemento/ massa composto) x 100.

Dalton

Se gli elementi A e B reagiscono per formare due diversi composti, le differenti masse di B che si combinano con una massa fissa di A possono essere espresse come rapporti di numeri interi piccoli.

ES: Carbonio e ossigeno reagiscono producendo due composti differenti (CO e CO₂):

• Il primo ha il 57.1 wt% di ossigeno e il 42.9 wt% di carbonio, da cui deriva un rapporto tra masse di atomi pari a 1.33.
• Il secondo ha il 72.7 wt% di ossigeno e il 27.3 wt% di carbonio, da cui deriva un rapporto tra masse di atomi pari a 2.66.

Struttura fisica dell’atomo

Un atomo è formato da elettroni, protoni e neutroni. Thomson fu il primo a spiegare la struttura dell’atomo con un esperimento con il tubo catodico, con alle estremità degli elettrodi collegati al polo positivo (anodo) e al polo negativo (catodo). Quando la pressione interna è bassissima si osservò l’emissione di raggi luminosi che partivano dal catodo e si dirigevano verso l’anodo, i raggi catodici. Inoltre, si venne a conoscenza del rapporto carica/massa = 1/1000 massa H. Millikan dimostra la carica negativa dell’elettrone, tramite una scatola divisa in comparti nella quale venivano nebulizzate gocce di olio e delle placche di ottone erano collegate ad un generatore. La superiore era forata e questo permetteva discesa delle goccioline, ma in contemporanea il campo elettrico collegato alle placche generava una forza che spingeva le gocce verso l’alto, facendole fluttuare. Le gocce erano a contatto con i raggi x e questo provocava la loro carica negativa. (Carica minima: -1.6 x 10 alla -19 C). Successivamente Thomson pubblicò il suo modello atomico, secondo il quale gli elettroni fluttuavano in una massa carica positivamente, ma fu smentito da Rutherford attraverso un esperimento: una piastrina di metallo era posta al centro di uno schermo, con all’interno della sostanza fluorescente. Lo schermo aveva un foro e fuori c’era una sorgente che emetteva particelle alfa. Questo fascio veniva focalizzato in modo da passare per il foro e si andasse a schiantare sul metallo. Le aspettative: le particelle dovevano passare attraverso il metallo, ma in realtà si notò che alcune venivano deviate e addirittura mandate indietro; quindi, si scontravano con qualcosa di denso: il nucleo atomico. Da qui iniziò a prendere piede una nuova concezione di atomo, secondo la quale i protoni sono concentrati nel nucleo insieme ai neutroni, mentre gli elettroni sono esterni al nucleo e si muovono intorno. La loro carica è -1 ed è controbilanciata da quella dei protoni +1, mentre i neutroni hanno carica 0 e hanno la funzione di cuscinetto. Protone e neutrone hanno masse simili, mentre l’elettrone ha una massa molto più piccola, infatti 1836 elettroni = 1 protone.

Numero atomico e numero di massa

Protoni e neutroni sono detti nucleoni in quanto presenti nel nucleo. Numero atomico = Z in basso a sx del simbolo e indica il numero di protoni nel nucleo, e di conseguenza anche quello degli elettroni in quanto uguali. Numero di massa = A in alto a sx del simbolo e indica il numero di nucleoni (Z + N) (A - Z, n neutroni). Gli elementi vengono classificati secondo Z e vengono definiti isotopi quegli elementi con stesso Z ma con n neutroni differente -> H: 1 protone, 1 elettrone, 0 neutroni. Deuterio: 1 protone, 1 elettrone, 1 neutrone Trizio: 1 protone, 1 elettrone, 2 neutroni.

Come si calcola la massa degli atomi? Conoscendo Z, sommare massa protoni, neutroni ed elettroni, ma è troppo complicato e quindi viene calcolata rispetto ad una massa relativa, ovvero quella del C₁₂, un isotopo del C. Definiamo quindi l’u.m.a. come 1/12 della massa dell’atomo di carbonio 12 = 1.66 x 10 alla -24 g. (F = 18.998 u.m.a., massa atomo = 18.998 x 1.66 x 10 alla -24). Nelle molecole equivale alla somma delle varie masse Massa isotopica: massa di un isotopo di un dato elemento Massa atomica: media ponderata delle masse dei vari isotopi naturali secondo le rispettive abbondanze. Es —> Ag = 107 Ag (51.84%) e 109Ag (48.17%) = 106.90509 (massa 107) x 5184/100 + 108.90476 (massa 109) x 4817/100 = 107.87 ..> massa atomica argento.

Fe: Z 26 e A 56 —> 26 protoni, 30 neutroni e 26 elettroni, massa calcolata sommando le masse dei componenti = 9,3759740 x 10 alla -23 . Massa sperimentale = 9.28822 x 10 alla -23 g, questo perché un po’ di massa scompare in quanto nella formazione di elementi una piccola parte si trasforma in energia nucleare (difetto di massa), applicando la legge di Einstein E=mc² dà la misura dell’energia nucleare).

La mole e il numero di Avogadro

La mole è la quantità di sostanza che contiene esattamente 6.022 x 10 alla 23, entità elementari, che è il numero di Avogadro. Venne definita precedentemente come la quantità di sostanza di un sistema che contiene tante entità elementari quanti sono gli atomi di 12g di 12C. Poiché ogni particella ha una sua massa è possibile definire come massa molare la massa di una mole di quella sostanza.

Es —> F = 18.99 u.m.a., 1 mole ha massa 18.99g. S = 32.07 u.m.a.,1 mole ha massa 32.07g. —> la massa atomica di un elemento è 02 = 16 u.m.a./ moli, 1 mole ha massa 32g. uguale alla di 1 mole di atomi dell’elemento. Elemento coincide numericamente con la MA se è monoatomico, se molecolari si moltiplica MA x n atomi che lo compongono. Mentre nei composti si procede con la somma delle MA degli elementi presenti. (SO₂ = 32.7 + (16x2) = 64g).

N moli = m (g)/ MM (g/mol).

• Massa di Ag contenuta in 0,0342 moli di questo elemento. Massa = n x MM, 0,0342 x 107,8682 = 3,68g.
• Calcolare il numero di atomi di H presenti in 2.33 moli di H₂O. N entità = a x n x Na (a: n volte nella formula, n: n moli, Na: n Avogadro). = 2 x 2.33 x (6.022 x 10 alla 23) = 2.81 x 10 alla 24.
• 41.6g (NH₄)₂CO₃, calcolare a quante moli corrispondono e quanti ioni carbonato sono presenti. MM = 96g/moli, n= 41.6/96 = 0,433 moli. 0,433 moli x (6.022 x 10 alla 23) = 2.61 x 10 alla 23.
• % massa -> (a x MA)/MM x 100 composto. % massa H nella C₆H₁₂O₆. MM = 180,18 g/moli. % massa =(12x1)/180,18 g x 100 = 6.66%.

Formula molecolare

N effettivo di moli di ciascun elemento in una mole di composto. A volte la formula molecolare può coincidere con la formula minima (H₂O), a volte invece è un multiplo.

Es —> Acido lattico con MM = 90,08 g/moli, presenta il 40% C, 6,71 % H, 53,3% O₂. Trova la formula molecolare. Troviamo il numero di moli per tutti e tre i componenti: nC = 3.33, nH = 6.64, nO = 3.33. Si prende il numero di piccolo tra quelli trovati e si dividono tutte le moli per quest’ultimo: (3.33:3.33 = 1, 6.64:3.33 = 2, 3.33:3.33 = 1). Questi sono i pedici della formula minima: CH₂O, con MM pari a 30,3 g/moli. Ora bisogna dividere la MM dell’acido lattico per la MM del CH₂O, ottenendo 3 e significa che i pedici della formula minima devono essere moltiplicati per 3 —> C₃H₆O₃.

Composti diversi possono avere la stessa formula minima come ad esempio l’acido acetico, l’acido lattico il ribosio e il glucosio. Mentre differenti composti possono avere la stessa formula molecolare, come l’etanolo e il dimetiletere, e prendono il nome di isomeri.

Struttura e bilanciamento di equazioni chimiche

1. Mg + O₂ —> MgO (reagenti e prodotti)
2. Porre il coefficiente stechiometrico davanti ad ogni reagente e prodotto. Si parte dagli atomi diversi da H e O (per ultimi). 1Mg + 1/2 O₂ —> 1MgO.
3. Aggiusto i coefficienti che devono essere interi e non semplificabili: 2Mg + O₂ —> 2MgO.
4. Aggiungere lo stato della materia: 2Mg (s) + O₂ (g) —> 2MgO (s).

• C₈H₁₈ + O₂ —> CO₂ + H₂O 2C₈H₁₈ + 25O₂—> 16CO₂ + 18H₂O
• Cu₂S + 3O₂ —> Cu₂O + 2SO₂ 2Cu₂S + 3O₂ —> 2Cu₂O + 25O₂

1.59 kg —> 1.59 x 10 alla 3 g —> n (Cu₂S)? MM: Cu₂S = 63.2 + 52 = 158 g/mol N moli = 1.59 x 10 alla 3 / 158 g/moli = 10 moli 2 : 3 = 10 : x —> x = 15.

Nomenclatura dei composti inorganici

Righe: periodi, Colonne: gruppi. Gli elementi vengono ordinati in base al numero atomico sx -> dx. A sinistra si trovano gli elementi metallici (solidi, buoni conduttori elettrici e termici, duttili e malleabili) che tendono a formare cationi. Verso destra ci sono i non metalli, con caratteristiche opposte e che tendono a formare anioni. Lungo la linea di separazione si trovano i semimetalli. Lantanidi (57) e attinidi (89) sono i metalli di transizione interna. Elementi dello stesso gruppo presentano caratteristiche fisiche simili.

• 1 gruppo: alcalini
• 2 gruppo: alcalini terrosi
• 17 gruppo: alogeni (molto reattivi)
• 18 gruppo: gas nobili (non si combinano con gli elementi della tavola periodica)

1(H: non è un alcalino). Se un elettrone si allontana, nel caso dell’H, si parla di catione idrogeno o protone. Per altri elementi si possono allontanare più elettroni, come ad esempio Fe²⁺ o Fe³⁺. Ci sono 3 tipi di nomenclatura: IUPAC, tradizionale e Stocks, ma ci sono composti come acqua, metano e ammoniaca che hanno dei nomi fissi.

Numero di ossidazione

Numero convenzionale che è positivo quando l’elemento cede elettroni ed è negativo quando acquista elettroni. È pari a zero quando non cede e non acquista nulla. Esso corrisponde a una reale cessione o acquisto di elettroni solo se gli elementi che formano composti sono legati da legame ionico. (Nei composti con legame covalente si attribuisce il doppietto elettronico costituente il legame all’elemento più elettronegativo. Ogni doppietto assegnato contribuisce con -1 al n.o. e ogni doppietto ceduto con +1). Il numero di ossidazione lo si trova sulla tavola periodica in alto a destra di ogni simbolo.

Regole generali

1. Per un atomo nella sua forma elementare n.o. = zero.
2. Per uno ione monoatomico (Na⁺) n.o. = carica dello ione.
3. Somma dei valori dei n.o. di un composto deve essere = zero. La somma dei valori dei n.o. degli atomi in uno ione poliatomico = carica ione.

• Gruppo 1: +1 in tutti i composti
• Gruppo 2: +2 in tutti i composti
• H: +1 con i non metalli e -1 con metalli e boro
• F: -1 in tutti i composti
• O: -1 nei perossidi e -2 negli altri composti (eccettuato F)
• Gruppo 17: -1 con i metalli, non metalli (eccettuato O) e altri alogeni in posizione inferiore al gruppo.
• Gruppo 3 e 13: +3

Elementi con n.o. fisso: F -1, Ag +1, Cd +2, Zn +2, Al +3, B +3, Si +4. (L’ossigeno nel composto OF₂ ha n.o. +2).

Composti con l'ossigeno: Gli ossidi

Ossigeno + elementi. Se questi elementi sono metalli si parla di ossidi basici (+H₂O = idrossidi), se sono non metalli si parla di ossidi acidi (+H₂O = ossiacidi).

Nomenclatura degli ossidi

Si scrive prima il metallo e poi l’ossigeno e si invertono i n.o. +, usandoli come pedici, facendo attenzione che non siano semplificabili.

Es —> Li (+1) O (-2) = Li₂O —> ossido di litio o monossido di dilitio. Fe (+2) O (-2) = Fe₂O₂, FeO —> monossido di ferro o ossido ferroso (n.o. basso). Fe (+3) O (-2) = Fe₂O₃ -> triossido di diferro o ossido ferrico (n.o. alto).

IUPAC: Si utilizzano i prefissi mono, di, tri, tetra, penta esa, epta, otta...

Tradizionale: Combinazione di prefissi e suffissi per indicare il n.o. dell’elemento.

Classificazione delle reazioni chimiche

Classifichiamo le reazioni in due macrogruppi: reazioni di scambio e redox.

Reazioni di scambio

1. Reazione di combinazione: due sostanze si combinano per dare una terza sostanza, oppure due o più sostanze per dare sostanze più complesse.
2. 2Na (s) + Cl₂ (g) —> 2NaCl (s)
3. CaO (s + SO₂ (g) —> CaSO₃ (s)
4. 2K (s) + Cl (g) —> 2KCl (g) si parla di unità formula perché è presente il legame ionico.

• Di decomposizione: Una sostanza reagisce scomponendosi in più sostanze, considerate anche redox in quanto si ha un cambiamento nel n.o. a causa della temperatura che provoca questi spostamenti.
• 2HgO —> 2Hg + O₂
• Di spostamento: Un elemento reagisce con un composto spostando da esso un altro elemento, questa reazione avviene soprattutto in ambiente acquoso.
• Fe (s) + CuSO₄ (s) —> Cu (s) + FeSO₄ (s) (i metalli creano spostamenti per il loro potenziale elettrochimico).
• Di doppio scambio: Cioè lo scambio tra due reagenti, solo in soluzione acquosa.
• KI (aq) + AgNO₃ (aq) —> KNO₃ (aq) + AgI (s)
• Di combustione: Reazioni di combinazioni implicanti O₂.
• CH₄ (g) + 2O₂ (g) —> CO₂ (g) + 2H₂O (g). Se bruciamo idrocarburi e acqua si crea sempre CO₂ e H₂O, mentre se si lavora con limitazione di O₂ si crea CO.

Reazioni di neutralizzazione

Nelle reazioni acido-base, l’acqua partecipa non solo come solvente ma anche come reagente e prodotto. Una reazione acido-base, o di neutralizzazione, avviene quando un acido reagisce con una base. Ciò che avviene di importante è che uno ione H⁺ dell’acido e uno ione OH^- della base si uniscono e formano una molecola d’acqua. Da questo tipo di reazioni si forma anche un composto ionico detto sale:

HX (aq) + MOH (aq) —> MX (aq) + H₂O (l)

Le sostanze a carattere acido che possono essere coinvolte in questa tipologia di reazione sono idracidi, ossiacidi, anidridi (ossidi acidi). Mentre le sostanze a carattere basico sono... (continua)