Fondamenti di Chimica

Stati della materia

• Solido: ha forma definita e volume proprio; cambia poco con T, volume fisso.
• Liquido: ha volume proprio, ma non forma propria; forma e volume dei fluidi, dal contenitore.
• Gassoso: non ha volume determinato; contiene che volume, il volume del recipiente; volume del recipiente quello gas occupa.

Teoria cinetico-molecolare

La materia è formata da particelle estremamente piccole in costante movimento tra loro e impacchettate tra loro.

• Solidi: le particelle possono solo vibrare, rimanendo al loro posto; raramente sfuggono dalle une alle altre.
• Liquidi: le particelle sono vincolate tra loro, disposte a caso, possono anche scambiarsi il posto.
• Gas: in condizioni normali le particelle sono estremamente distanti tra loro, si muovono in modo rapido e casuale, collidono tra loro; questo permette alle molecole di occupare tutto il volume del recipiente.

Maggiore è la temperatura, maggiore è la velocità delle particelle. Il movimento è associato all’energia cinetica e si oppone alle forze di attrazione delle particelle.

Un aumento di T corrisponde sempre a movimenti atomici e molecolari più veloci.

Sostanze pure

Ogni sostanza ha temperature di fusione ed ebollizione precise e diverse.

Una sostanza pura può essere separata in due o più sostanze, ma attraverso tecniche fisiche ordinarie a temperature liquide e solide.

Miscele omogenee ed eterogenee

Le miscele possono essere solide, liquide e gassose.

• Omogenea: chiamata anche stessa fase; soluzioni, due o più sostanze; non si vede la composizione perché è uniforme.
• Eterogenea: miscela in cui si vedono i materiali e la composizione non è uniforme.

Elementi

Gli elementi sono sostanze composte da un solo tipo di atomo. Si conoscono 118 elementi; circa 90 si trovano in natura, mentre i rimanenti sono stati sintetizzati.

L’atomo è la particella più piccola di un elemento che conserva le proprietà chimiche caratteristiche dello stesso elemento.

Composti

Un composto è una sostanza pura composta da due o più elementi tenuti insieme da un legame chimico.

Gli elementi che diventano parte di un composto perdono le loro proprietà originali, che vengono sostituite con quelle del composto, e viceversa.

La composizione elementare di un composto è ben definita; la stessa composizione è sempre una composizione percentuale costante. La legge delle proporzioni definite è nata come legge della composizione costante.

Alcuni composti sono formati da atomi dotati di carica elettrica o da gruppi di atomi, cioè ioni. Altri composti sono molecole discrete; la più piccola unità conserva le caratteristiche chimiche e la composizione del composto.

La composizione di qualsiasi composto è rappresentata dalla sua formula chimica. Quando esiste la molecola, la formula chimica indica il tipo e il numero di atomi nelle molecole; quando il composto è ionico, la formula indica solo il rapporto tra gli atomi e non il numero di atomi.

Proprietà fisiche

Sono proprietà che possono essere osservate e misurate senza variare la composizione della sostanza e permettono di classificare le sostanze.

La densità è il rapporto tra la massa di un oggetto e il suo volume: d = m / V, cioè densità = massa / volume.

La temperatura influenza spesso i valori numerici delle proprietà di un campione, come ad esempio la densità. L’acqua raggiunge la densità massima alla temperatura di 3,98 °C; se la temperatura cala leggermente, la densità diminuisce e l’acqua ghiaccia a 0 °C.

Masse atomiche e molecolari

Dati: isotopo, una massa = 101.661; una massa atomica è espressa in u. PA, peso atomico: massa media in rapporto a una massa. PM nelle molecole: peso molecolare = massa in u. PF nei composti ionici: peso della formula, l’insieme più piccolo.

Esempio: Hasan AstTPPM PAO2pA 4: *2.tt 4 -16 98t32 == PANAMANAch PM PF= a= 58.523 35.5t= =.

Proprietà intensive ed estensive

Le proprietà estensive dipendono dalla quantità di sostanza. Esempio: massa e volume.

Al contrario, le proprietà intensive non dipendono dalla quantità di sostanza: il ghiaccio fonderà sempre a 0 °C, che sia un iceberg o un cubetto di ghiaccio.

Nonostante massa e volume siano proprietà estensive, è interessante notare come il loro rapporto, la densità, sia una proprietà intensiva.

Trasformazioni fisiche e chimiche

Le trasformazioni fisiche causano variazioni delle proprietà fisiche, ma l’identità della sostanza viene conservata e non si forma una sostanza nuova.

Una trasformazione chimica, invece, è una reazione in cui una o più sostanze, i reagenti, vengono trasformate in altre sostanze, i prodotti.

Esempio a livello microscopico: formare acqua per reazione tra molecole di idrogeno e ossigeno.

L’equazione chimica mostra come le sostanze a sinistra, i reagenti, producano le sostanze a destra, i prodotti.

Una proprietà chimica indica se una sostanza subisce una trasformazione chimica quando viene a contatto con un’altra sostanza.

Le reazioni chimiche quasi sempre assorbono o rilasciano energia.

Natura dell’energia

Al contrario della materia, l’energia non può essere toccata e non possiamo osservarne la materia, ma possiamo misurarne gli effetti.

Energia = capacità di compiere lavoro o trasferire calore.

Calore = energia trasferita. Lavoro = energia, quando una forza esercitata su un oggetto provoca uno spostamento o un aumento di temperatura.

La distanza percorsa provoca uno spostamento. Lavoro W = F d. Forza = qualsiasi spinta o tirata applicata a un oggetto.

L’energia può essere classificata in cinetica o potenziale.

Energia cinetica

L’energia cinetica è associata al movimento; dipende dalla velocità dell’oggetto e dalla sua massa.

Quindi, all’aumentare della velocità, aumenta l’energia cinetica di un oggetto.

Nonostante atomi e molecole siano troppo piccoli e abbiano massa piccola per essere osservate, possiedono movimento e quindi possiedono energia cinetica.

Quando una sostanza viene riscaldata, gli atomi e le molecole acquistano energia cinetica e la loro velocità media aumenta.

Possiamo considerare lo scambio di calore a livello molecolare come trasferimento di energia cinetica.

Energia potenziale

L’energia potenziale deriva dalla posizione di un oggetto rispetto ad altri oggetti.

L’energia potenziale è energia immagazzinata che deriva dalle attrazioni e repulsioni che un oggetto sperimenta in relazione ad altri oggetti.

Fra energia cinetica ed energia potenziale può esserci conversione.

Queste conversioni illustrano la legge di conservazione dell’energia, che afferma: l’energia non può essere né creata né distrutta; in modo diverso si può enunciare pure che l’energia totale dell’universo è costante.

Molte sostanze rilasciano energia durante le reazioni chimiche.

L’energia chimica è l’energia immagazzinata nei legami chimici di un carburante e nella disposizione dei suoi atomi.

L’energia chimica viene rilasciata nel momento in cui si formano i legami tra gli atomi e, al contrario, viene assorbita quando tali legami si rompono.

L’energia termica è dovuta all’aumento del moto molecolare e quindi all’aumento del livello del valore dell’energia cinetica molecolare.

L’unità di misura dell’energia è il joule: E_k = 1/2 mv² = kg m² s^-2. Una caloria è definita come la quantità di energia necessaria per aumentare da 14,5 °C a 15,5 °C la temperatura di 1 g di acqua. Essa è definita rispetto a: 1 cal = 4,1854 J.

Modello nucleare dell’atomo

Thomson propose il modello atomico a “panettone”.

Il modello nucleare dell’atomo: tutta la maggior parte della massa dell’atomo e la carica positiva risiedono in una regione molto densa ed estremamente piccola, il nucleo.

Ipotizzò che la maggior parte dell’atomo fosse spazio vuoto, nel quale gli elettroni si muovevano intorno al nucleo.

All’interno del nucleo

All’interno del nucleo si trovano protoni, particelle positive, e neutroni.

Visione moderna della struttura atomica: la carica dell’elettrone è -1,602 × 10^-19 C, uguale in valore assoluto a quella del protone.

Ogni atomo ha lo stesso numero di elettroni e protoni; in questo modo gli atomi hanno carica elettrica netta nessuna, cioè carica zero.

Protoni e neutroni risiedono insieme nel nucleo, che è estremamente piccolo.

Gli elettroni sono attratti dai protoni del nucleo dalla forza elettrostatica che esiste tra cariche di segno opposto.

Angstrom

Å, angstrom, è un’unità di misura al di fuori del SI usata per descrivere le dimensioni degli atomi.

1 Å = 10^-10 m.

Quindi gli atomi hanno diametri approssimativamente compresi tra 1 Å e 5 Å.

Gli atomi hanno masse estremamente piccole; è scomodo esprimerle in grammi, quindi viene utilizzata una unità di massa atomica: 1 u = 1,66054 × 10^-24 g.

Il nucleo dell’atomo contiene la maggior parte della massa.

Numero atomico, numero di massa e isotopi

Gli atomi dell’elemento hanno un numero atomico caratteristico, cioè il numero di protoni di ciascun elemento.

Poiché l’atomo ha carica elettrica netta nessuna, il numero di protoni è uguale al numero di elettroni.

Gli atomi di un dato elemento contengono neutroni che possono differire nel numero e, di conseguenza, nella massa.

Numero di massa = numero di protoni e neutroni.

Atomi con stesso numero atomico ma differente numero di massa sono isotopi.

RKORD.tl?-- Tutti gli isotopi di un elemento sono chimicamente uguali.

IPESI.tt. Atomi di elementi differenti = masse diverse.

Unità di massa atomica: 1 u = 1,66054 × 10^-24 g. 6,022141 × 10²³ u = 1 g.

È possibile determinare la massa atomica media di un dato elemento sommando tutte le masse dei suoi isotopi, ciascuna moltiplicata per l’abbondanza naturale relativa di quell’isotopo.

Peso atomico = somma, per tutti gli isotopi dell’elemento, della massa isotopica moltiplicata per l’abbondanza relativa dell’isotopo.

Molecole e composti molecolari

La maggior parte della materia è composta da molecole o ioni.

Soltanto gli atomi dei gas nobili normalmente si trovano isolati in natura.

Molti elementi si trovano in natura in forma molecolare, cioè due o più atomi dello stesso tipo legati insieme.

Una formula chimica serve per rappresentarla.

Una molecola biatomica è costituita da 2 atomi.

I composti molecolari sono costituiti da molecole che contengono più di un tipo di atomo.

La formula chimica di ciascuna sostanza dà la sua composizione.

Formule molecolari e formule empiriche

Le formule molecolari sono formule chimiche che indicano il tipo e il numero effettivo di atomi in una molecola.

Le formule empiriche forniscono il numero relativo degli atomi di ogni elemento in una molecola.

I pedici in una formula empirica indicano i rapporti minimi tra gli atomi.

Se conosciamo la formula molecolare di un composto, possiamo determinare la sua formula empirica.

Il contrario non è vero: se conosciamo la formula empirica, siamo in grado di determinare la formula molecolare solo se abbiamo altre informazioni.

Rappresentazione delle molecole

La formula molecolare non mostra il modo in cui gli atomi sono legati tra loro; è necessaria la formula di struttura.

Gli atomi sono rappresentati dai loro simboli chimici e le linee sono usate per indicare i legami che li tengono uniti.

Una formula di struttura mostra quali atomi sono legati, ma non indica la reale geometria di una molecola né gli angoli effettivi tra gli atomi.

Ioni e composti ionici

Quando uno o più elettroni sono aggiunti o rimossi da un atomo neutro, si ottiene una particella chiamata ione, con carica positiva o negativa.

Un catione ha carica positiva; un anione ha carica negativa.

In generale, gli atomi dei metalli tendono a perdere elettroni per formare cationi, mentre gli atomi dei non metalli tendono ad acquistare elettroni per formare anioni.

Perciò i composti ionici sono formati da cationi dei metalli e anioni dei non metalli, con cessione di elettroni.

Prevedere le cariche ioniche

I gas nobili sono chimicamente molto poco reattivi e formano un numero estremamente limitato di composti.

Molti atomi acquistano o perdono elettroni al fine di ottenere lo stesso numero di elettroni del gas nobile più vicino nella tavola periodica.

Gli atomi tendono a tali configurazioni perché la configurazione elettronica del gas nobile è particolarmente stabile.