Appunti di Chimica generale e inorganica

Zampieri Andrea CHIMICA

SOMMARIO

- 1 COMPOSIZIONE DEGLI ATOMI

- 2 LA TAVOLA PERIODICA

- 3 GLI STRUMENTI DELLA CHIMICA QUANTITATIVA

- 4 I COMPOSTI

- 5 LE MISCELE

- 6 NOMENCLATURA IUPAC

- 7 LA MOLE

- 8 LE SOLUZIONI

- 9 REAZIONI CHIMICHE

- 9.1STECHIOMETRIA

- 10 I GAS

- 11 TERMOCHIMICA

- 12 STRUTTURA DELL’ATOMO

- 13 CONFIGURAZIONE ELETTRONICA

- 14 PERIODICITA’ DELLE PROPRIETA’ FISICHE

- 15 I LEGAMI CHIMICI

- 15.1 IBRIDAZIONE

- 16 FORZE INTERMOLECOLARI O INTERIONICHE

- 17 GLI STATI

- 18 PROPRIETA’ COLLIGATIVE

- 19 CINETICA CHIMICA

- 20 CHIMICA INORGANICA

- 21 EQUILIBRIO CHIMICO

- 22 ACIDI E BASI

- 23 PH DELLE SOLUZIONI

- 24 OSSIDORIDUZIONE

- 25 ELETTROCHIMICA ⇓

La chimica studia la materia, dà l’informazione sulla materia utile per studiare le

trasformazioni/reazioni.

esistono diversi tipi di tavole periodiche, ognuna serve a evidenziare meglio una certa

proprietà periodica → densità, punto di ebollizione ecc.

E’ un esempio di concentrazione di informazioni e in continuo movimento, difatti nel 2016 è

stato aggiunto l’ultimo elemento. In questi anni molti chimici hanno notato isole di stabilità,

ovvero un’espressione dalla fisica nucleare che descrive la possibilità dell’esistenza di

elementi chimici(nuovi) particolarmente stabili.

tutto è costituito da materia → 118 elementi, contenuti nella tavola periodica.

Anche noi esseri umani siamo composti da diversi elementi:

Sali di metalli

➢

Zampieri Andrea

Rame (Cu): importante per il metabolismo cellulare.

➢ I nostri mitocondri funzionano grazie un enzima (citocromo C) che aiuta

nella trasformazione del cibo in energia.

Ferro (Fe): nei globuli rossi.

➢

Circa il 75% degli elementi della tavola periodica sono metalli:

- Maggior parte solidi } Il Gallio è particolare, fonde a 27°C, quindi al

- liquidi (Mercurio, Bromo) limite del solido

- Gassosi (Ossigeno, Azoto)

~ Combustione → reazione di ossidazione

(cenere = ossidi di metalli, se li metto nell’acqua = soluzione basica)

Esempio: saponi= acidi grassi reagiti con una base (sapone di marsiglia = grasso di foca +

cenere).

ATOMO: dal greco àtomos (indivisibile), la più piccola particella di un elemento che ne

conserva le proprietà caratteristiche.

ELEMENTO: specie chimica (sostanza), costituita da un solo tipo di atomi(atomi tutti uguali).

↓

Ossigeno, Ferro, Idrogeno, Rame ecc.

SIMBOLI CHIMICI

Grande differenza tra:

⇙ ⇘

Simbolo (specie elementare = O) Formula

2

I nomi degli elementi derivano da:

- Latino: Au(Oro), Sb(Antimonio), N(Azoto)

- Greco: Cr(Cromo)

- Altre lingue: arabo, spagnolo, tedesco

- Dal numero atomico 90 in poi da scienziati: Es(Einstenio)

- Da nomi di luoghi: Po(Polonio), Sr(Stronzio)

COMPOSIZIONE DEGLI ATOMI

Zampieri Andrea

Protoni −24

1, 673 10

Neutroni 0 −24

1, 675 10

Elettroni − −28

9, 109 10

COME SI IDENTIFICANO GLI ELEMENTI

● Numero Atomico = Z

Numero di protoni⇒ ciò che dà identità all’elemento

7

Esempio: Z=6 Carbonio

Z=8 Ossigeno

● Numero di massa = A

35 Numero di protono + neutroni

ISOTOPI

Qui l’atomo è lo stesso, ma è differenziato dal numero di neutroni, ciò varia la massa

1 2 3

H H H

1 1 1

Prozio Deuterio Trizio

Esempio: acqua pesante = O (deuterio + ossigeno)

2

Tutti gli elementi hanno isotopi

C C C Carbonio più presente in natura

⇒

12 13 14

P6 P6 P6

N6 N7 N8 LA TAVOLA PERIODICA

↓

Zampieri Andrea Si compone di righe(periodi: 7) e colonne(gruppi: 18)

Caratteristiche:

- Stesso gruppo = stesse caratteristiche.

- Sistemati per numero atomico crescente, in modo da mostrare un andamento

regolare delle proprietà.

- In passato si classificavano gli elementi presenti in natura (Oro,Mercurio), non era

presente un vero e proprio studio scientifico.

- Durante il 1700 sono stati scoperti 50 elementi → è nata la necessità di ordinare

- Durante il 1800 → sviluppo scienza → nuovi metodi di pensare, quindi nuove

scoperte.

⇊

Si utilizzarono i simboli per renderli uguali per tutti gli scienziati del mondo: Mendeleev

Sistemò gli elementi per peso/massa atomica.

→ inoltre scoprì nuovi elementi prevedendo il Germanio.

Per mantenersi coerente con le proprietà chimiche degli elementi, dovette invertire la

coppia tellurio/iodio in contrapposizione alla teoria dei pesi atomici, pensando che

probabilmente il peso atomico del tellurio non fosse stato calcolato correttamente.

E’ stato necessario il passaggio dalla fisica classica alla meccanica per dimostrare la

sistemazione per numero atomico e non per peso atomico.

DESCRIZIONE:

● 1-2 e 12-13 gruppi principali

● Gruppo 1: metalli alcalini

● Gruppo 2:metallo alcalino-terrosi

● Gruppo 18: gas nobili

● Gruppo 17: alogeni

● Gruppi 3-11: metalli di transizione

● Metalli di transizione interna (serie dei lantanidi e serie degli attinidi)

Zampieri Andrea GLI STRUMENTI DELLA CHIMICA QUANTITATIVA

IL METRO

Fino a qualche tempo fa era la 1/1000000 della distanza tra polo nord ed equatore, lungo la

superficie

terrestre, calcolata sul meridiano di Parigi.

Dal 2018 il metro è associato ad una grandezza fisica che è la velocità della luce nel vuoto

LA MASSA

Massa ≠ Peso

Massa: quantità di materia in un corpo

Peso: P = m*g (g: accelerazione gravitazionale)

LA TEMPERATURA

Grandezza che misura la differenza di temperatura tra due sostanze (≠ calore, che è

energia)

Esistono svariate scale per misurarla: scala Celsius, scala Kelvin, scala Fahrenheit.

La scala Kelvin è chiamata scala assoluta, perché è quella che permette di mettere lo zero

allo zero assoluto (minima temperatura raggiungibile)

La scala Celsius è più che altro operativa, comoda.

ERRORE

Quando si prende una misura è sempre presente un errore che può essere sistematico

(accadono costantemente perché, ad esempio, la bilancia è tarata male, indipendente

dall’operatore) o casuale (direttamente legato all’operatore)

La misura, poi, avrà una certa precisione ed una certa accuratezza.

• La precisione è il grado di riproducibilità di una grandezza misurata. Consiste in un accordo

tra i valori ottenuti quando la stessa grandezza è misurata più volte.

• L’accuratezza è l’accordo tra il valore misurato e il valore assunto come vero

Zampieri Andrea

CIFRE SIGNIFICATIVE

• Bilancia tecnica: Il valore si ferma al primo decimale

• Bilancia analitica: Il valore si ferma al quarto decimale.

In una bilancia tecnica abbiamo la certezza delle prime due, incertezza sull’ultima. In una

bilancia analitica abbiamo la certezza delle prime 5, incertezza sull’ultima.

Sono da considerare cifre significative:

• Tutti i numeri diversi da zero

• Tutti gli zeri tra numeri diversi da zero

• Tutti gli zeri alla fine del numero alla destra del punto decimale.

Non sono da considerare cifre significative:

• Tutti gli zeri alla sinistra del punto decimale

• Tutti gli zeri alla destra del punto decimale, tra questo e la prima cifra diversa da zero Es.

0,003100720 ha 7 cifre significative (3100720)

Cifre significative nei calcoli numerici

Non si deve aumentare o diminuire la precisione con il calcolo.

→ In un'addizione e in una sottrazione, il risultato deve avere lo stesso numero di

decimali della quantità avente il minor numero di decimali (cioè l’incertezza più

grande)

Es. 1.012 + 0.0254 + 10.2 = 11.2

→ Nelle moltiplicazioni e nelle divisioni, il risultato deve avere lo stesso numero di

cifre significative della quantità nota con la minor precisione, cioè quella avente il

minor numero di cifre significative.

Es. 0.269 x 14.3156 x 7.1 = 27 I COMPOSTI

↓

Zampieri Andrea

Sostanze costituite da 2 o più elementi, in proporzione definita e costante, i cui atomi sono

uniti mediante legame chimico (50ina d’anni di studi di Lavoisare)

I composti si suddividono in: - Composti inorganici: sali, composti metalli

- Composti Organici

Gli atomi di un composto si possono trovare uniti a formare molecole

➢

Formula molecolare Formula ionica

2

↓

Si indica ogni atomo di ciascun

elemento

I COMPOSTI IONICI

I composti ionici sono costituiti da UNITÀ FORMULA;

ad esempio la formula del cloruro di sodio è NaCl per indicare che la più piccola unità del

−

composto è data da uno ione Na* (catione) e uno ione (anione). In realtà, ogni cristallo di

cloruro di sodio è formato da n ioni Na e n ioni Cl, Ma il rapporto rimane 1:1. Per altri sali il

rapporto è di 1:2 per esempio .

2

I composti ionici sono formati da ioni positivi e ioni negativi tenuti insieme da tensione

elettrostatica, inoltre sono elettricamente neutri.

CARATTERISTICHE: - Composizione fissa

- Non sono separabili mediante tecniche fisiche

- Proprietà diverse da quelle componenti

(Esempio NaCl)

● Cationi: Atomo che perde un elettrone (+) Principalmente metalli alcalini, alcalino

⇒

terrosi, idrogeno ( principalmente metalli): danno cationi

● Anioni: Atomo che acquista un elettrone (-) Principalmente non metalli: danno

⇒

anioni

Zampieri Andrea LE MISCELE

↓

Composizione variabile, separabile mediante tecniche fisiche, proprietà correlate a quelle

dei componenti della miscela

(Esempio NaCl + acqua)

⇓ ⇓

Omogenee: Eterogenee:

identica in ogni punto, esempio: Non omogenee

le soluzioni: solvente + soluto

solitamente sono liquide,

ma anche solide (leghe) e gassose

TECNICHE DI SEPARAZIONE:

● Distillazione: si scalda la miscela a temperatura di ebollizione di una dei due

componenti → una volta evaporata si ricondensa nel condensatore

Esempio: acqua di mare (sale + acqua) solido + liquido

● Cromatografia su carta: si utilizza l’acqua che si espanderà sulla carta sfruttando le

proprietà dei componenti della miscela, mostrando a stratificazione di cosa era

composta.

Esempio: verde = giallo + blu

NOMENCLATURA IUPAC

↓

Principali attività IUPAC:

Sviluppo del linguaggio della chimica (nomenclatura, simboli, termini).

Standardizzazione dei metodi chimici( presentazione dei dati, studio metodi analitici).

Valutazione critica dei dati chimico-fisici (masse atomiche, dati cinetici e termodinamici).

Nomenclatura cationi monoatomici

❖

Zampieri Andrea

Vecchio sistema

- Se il metallo ha solo un numero di ossidazione

Ione + radice+ -ICO

- Se metallo a due numeri di ossidazione +

DESINENZA -OSO (ione con carica minore) = ione rameoso

2+

DESINENZA -ICO (ione con carica maggiore) = ione rameico

Cationi poliatomici

Ione + radice + ONIO

+

= ione ossonio o ione idronio o idrossonio

3 +

= ione solfonio

3 +

= Ione ammonio (in riferimento all’ammoniaca )

4 3

Nomenclatura anioni monoatomici

❖

Ione + nome elemento + desinenza - uro

anioni poliatomici

OSSIANIONI

Ione + radice(diversa da ossigeno) + desinenza -ato

2−

= Ione carbonato

3

- Se due ossianioni hanno diverso numero di atomi di ossigeno:

Zampieri Andrea −

DESINENZA -ITO (minor n° di atomi di ossigeno) = ione nitrito

2

−

DESINENZA -ATO (maggior n° di atomi di ossigeno) = ione nitrato

3

- Se ci sono due o più ossianioni

−

IONE IPO-......-ITO =

−

IONE …..-ITO =

2

−

IONE …..-ATO =

3 −

IONE PER…..-ATO =

4

- Se c’è l’IDROGENO

IONE IDROGENO-.... (OPPURE BI-.....)

- Se gli ossianioni si aggiungono tanti ioni idrogeno quante sono le cariche negativa si

ottengono gli OSSIACIDI → composto molecolare

−

= ione nitrito

2 2

−

=ione nitrato

3 3

2−

= ione solfito

3 2 4

ACIDO + RADICE DELL’ELEMENTO(DIVERSO DA IDROGENO O OSSIGENO) +

DESINENZA -OSO

(se deriva da -ito)

ACIDO + RADICE ELEMENTO (DIVERSO DA IDROGENO O OSSIGENO) + DESINENZA

-ICO

(se deriva da -ato)

REGOLE PER ASSEGNARE I NUMERI DI OSSIDAZIONE

↓

la carica, reale (per legami ionici) o formale (per legami covalenti), che acquista un atomo

quando si assegnano convenzionalmente gli elettroni di legame all'atomo più

elettronegativo.

I numeri di ossidazione si possono determinare applicando le regole seguenti:

1. Gli elementi allo stato fondamentale hanno numero di ossidazione zero.

2. L'ossigeno nei composti ha sempre numero di ossidazione -2, tranne

che nei perossidi (-1), nei superossidi (-1/2) e nell'ossido di fluoro (+2).

3. L'idrogeno nei composti ha sempre numero di ossidazione +1, tranne che negli idruri

metallici (-1)

4. Negli ioni monoatomici il numero di ossidazione coincide con la carica (valenza ionica)

dello ione.

5. La somma algebrica dei numeri di ossidazione degli elementi di un composto deve

risultare pari alla carica del composto. Zero se il composto è una specie neutra.

Zampieri Andrea LA MOLE

↓

Il concetto di mole unisce il mondo macroscopico a quello microscopico e nasce dalla

necessità di conoscere la quantità di sostanza. Grazie ad esso sappiamo quante particelle vi

sono in un tot di sostanza.

La mole è il numero di atomi presenti in 12 g esatti dell’isotopo 12 del carbonio. In

⇨ 23

12 g di carbonio ci sono 6.022 x 10 atomi. Questo numero in entità elementare

costituisce il valore numerico della costante di Avogadro (N ) quando espressa in

a

mol 1. 23

Quindi una mole di qualsiasi sostanza contiene sempre 6.022 x 10 particelle, due moli

saranno il doppio.

Numero di atomi = numero di moli x N

⇨ a

di moli = numero di atomi / N

⇨Numero a

L’Unità di misura è [mol]

Es. Quante molecole sono presenti in 3.14 moli di H O?

2 23 24

Numero molecole = numero moli x N = 3.14 x 6.022 x 10 = 1.89 x 10 molecola

a

- Ma perché ci interessano le moli?

Ci interessano perché, semplicemente conoscendo la massa di un campione attraverso la

bilancia, si può conoscere il numero di ioni, atomi o molecole (singole entità) contenute nel

campione. Si tratta della massa molare (M), che a volte è diversa dalla massa atomica (es H

atomo di idrogeno, H molecola di idrogeno. La massa molecolare sarà il doppio).

2

La massa molare di un elemento/composto molecolare/composto ionico = massa di una

mole di atomi di quell’elemento/di quel composto

→ Massa del campione (g) = n.moli (mol) x massa molare (g/mol)

→ N.moli (mol) = massa del campione (g) / massa molare (g/mol)

Peso (massa) molecolare (P ) di una sostanza è dato dalla somma dei pesi (massa) atomici

m

(P ) di tutti gli atomi della molecola.

a

Quindi:

→ P = P + Pa2

m a1

Es. P = P + P + P = 1 + 1 + 16 = 18

h20 h h o

La sua unità di misura è l’unita di massa atomica (uma).

La massa molare è numericamente equivalente al peso molecolare ma la sua unità di

misura è g/mol. LE SOLUZIONI

Sono miscele omogenee

soluto + solvente(più abbondante)

Soluzioni gassose, liquide, solide

CONCENTRAZIONE DELLA MOLARITA’:

● Molarità (M)

Zampieri Andrea

● Normalità (N)

● Molalità (m)

● Frazione molare (x)

● Percentuale di massa(%m/m)

● Percentuale di volume (%v/v)

MOLARITA’

numero di moli di un soluto disciolte in 1 litro di soluzione

()

Molarità= M= moli soluto/Volume soluzione= ()

Una soluzione 1M contiene 1 mole di soluto in 1 litro di soluzione

Una soluzione 3M contiene 3 mole di soluto in 1 litro di soluzione

Una soluzione 0.5M contiene mezza mole di soluto in 1 litro di soluzione

- PROBLEMA 1

Dobbiamo preparare una soluzione avente una determinata molarità. Quanto soluto ci

serve?

es. dobbiamo preparare 150 ml di una soluzione di glucosio alla concentrazione 0,442M

Dati

C = 0,442M = 0,442 mol/L

V = 150mL = 0,15 L

Glucosio= PM= 180 g/mol

6 12 6

Risolvo

mol= M*V(L) = 0,442 * 0,15 = 0,06 mol

= mol* PM = 0.06* 180

- PROBLEMA 2

Abbiamo preparato una soluzione contenente una certa quantità di soluto e di solvente.

Qual'è la molarità della soluzione

es. abbiamo pesato pesato 12,0 g di NaCl e li abbiamo sciolti in acqua fino ad un volume di

250ml.

Dati = 12 g

V= 250ml=0,25l

M=?

Zampieri Andrea

Risolvo

12

=

mol= = 0,2 mol

58/

0,2

=

M= =0,8

() 0,25

- Problema 3

Disponiamo di una soluzione avente una certa molarità. Quale volume conterrà una certa

quantità di soluto? −3

es. abbiamo una soluzione di glucosio alla concentrazione M.

1, 25 * 10

−6

Quale volume di soluzione conterrà mol di glucosio?

1, 44 * 10

Dati −3

M= M

1, 25 * 10 −6

=1, 44 * 10

Risolvo −6 −3

1,44 * 10

V= = L (Guarda formula V)

1, 15 * 10

−3

1,25 * 10

MOLALITA’

Numero di moli di soluto disciolte in 1000g(1 kg) di solvente puro

()

Molalità= m = moli soluto/1kg solvente= ()

Una soluzione 1 m contiene 1 mole di soluto in 1 kg di solvente puro.

FRAZIONE MOLARE

La frazione molare (x) è data dalle moli del soluto (se ci riferiamo alla frazione molare del

⇨

soluto, altrimenti del solvente) sulle moli totali.

X = mol (slt) / mol (slt) + mol (slv)

soluto

X = mol (slv) / mol (slt) + mol (slv)

solvente

X + X = 1

slt slv

Es. Ho una sostanza A (ossigeno) con 10 mol e una sostanza B (anidride carbonica) con 30

mol. Quale sarà la frazione molare dell’ossigeno e la frazione molare dell’anidride

carbonica? 2 2 2

X = 10 mol (O ) / 10 mol (O ) + 30 mol (CO ) = 10/40 = 0.25

soluto 2 2 2

X = 30 mol (O ) / 10 mol (O ) + 30 mol (CO ) = 30/40 = 0.75 (in alternativa fare la

solvente

sottrazione con il totale, ossia 1)

Zampieri Andrea

PERCENTUALE MASSA/VOLUME

È data dalla massa o volume del