Appunti di Chimica Generale ed Inorganica

CHIMICA GENERALE ED INORGANICA

RIASSUNTO

LE CHIAVI PER LO STUDIO DELLA CHIMICA

La materia è tutto ciò che ha una massa e un volume. La composizione è i tipi e le quantità

di sostanze più semplici che la costituiscono.

Una sostanza è un tipo di materia che ha una composizione definita e fissa.

Le proprietà sono le caratteristiche che conferiscono a ciascuna sostanza la sua identità

esclusiva.

●​ Le proprietà fisiche sono quelle di per sé, senza trasformarsi in, o interagire con,

un’altra sostanza. La trasformazione fisica avviene quando si modifica la sua forma

fisica, non la sua composizione.

●​ Le proprietà chimiche quando si trasformano in, o interagiscono con, un’altra

sostanza. Trasformazione chimica, o reazione chimica, quando una sostanza si

trasforma in una differente sostanza. Ha cambiato la sua composizione.

Trasformazioni accompagnate da variazioni di energia definite come la capacità di un corpo

di compiere un lavoro. L’energia totale è la somma della sua energia potenziale con l’energia

cinetica.

●​ L’energia potenziale è l’energia abbinata alla posizione. E’ data dalle

interazioni/repulsioni tra le particelle e dai legami chimici.

●​ L’energia cinetica è l’energia abbinata al movimento.

Reazione esotermica c’è una liberazione di calore. Reazione endotermica c’è un

assorbimento di calore.

Legata alla variazione di energia associata ad una reazione:

∆ = () − ()

Le proprietà estensive dipendono dalla quantità di sostanza presente. Quelle intensive

non dipendono dalla quantità.

I COMPONENTI DELLA MATERIA

Un elemento è costituito da una sola specie di atomo. Non può essere scomposto → è un

tipo di sostanza pura la cui composizione è fissa. Sono uniche le sue proprietà atomiche. E

possono essere: atomi singoli, molecole o cristalli elementari.

Un composto è costituito da due o più elementi legati chimicamente tra loro in parti fissa in

massa ( ) essendo costituita da numeri fissi di atomi. Proprietà diverse da quelle degli

elementi componenti. Può essere scomposto attraverso una reazione chimica.

Una miscela è un gruppo di due o più sostanze che sono mescolate fisicamente. Possono

essere separate mediante trasformazioni fisiche.

La legge di conservazione della massa: la massa totale delle sostanze rimane invariabile

durante una reazione chimica. Il numero di sostanza può variare e le loro proprietà devono

variare, ma la quantità totale di materia rimane costante. (Lavoisier).

La materia non può essere né creata né distrutta.

La legge della composizione definita e costante [legge delle proporzioni definite e

costanto o legge di Proust]: indipendentemente dalla sua fonte, un particolare composto

chimico è costituito dagli stessi elementi nelle stesse parti in massa.

Frazione in massa si ottiene dividendo la massa di un elemento per la massa totale del

composto. Percentuale in massa frazione in massa come %.

'

' = × 1

'

' = ×

Le osservazioni di Dalton portarono alla legge delle proporzioni multiple: se gli elementi A

e B reagiscono per formare due composti, le differenti masse di B che si combinano con una

massa fissa di A possono essere espresse come rapporti di numeri interni piccoli.

A + B → AB

Legge di Coulomb | |

×

| | | | 1 2

= = 2

1 2

Postulati teoria atomica

1.​ Materia costituita da atomi, particelle indivisibili di un elemento che non si possono

né creare né distruggere.

2.​ Atomi di un elemento non possono essere convertiti in un altro.

3.​ Gli atomi di un elemento sono identici in massa e proprietà e diversi dagli atomi di un

altro elemento.

4.​ Composti formati dalla combinazione chimica di uno specifico rapporto di atomi di

differenti elementi.

Teoria limitata perché non era in grado di spiegare le cariche elettriche delle particelle.

Scoperta elettrone e proprietà: corrente elettrica all'interno di tubi di vetro in cui si era

creato il vuoto e inseriti degli elettrodi e un generatore esterno di tensione. Se acceso si

osservava un raggio che incideva nella parte terminale rivestita di fosforo che emette luce

quando colpito. Chiamati raggi catodici perché si originarono nel catodo (elettrodo

negativo) e si propagavano fino all’anodo (positivo). Raggi costituiti da particelle negative

chiamate elettroni. (Deviano con un campo magnetico → particelle cariche; deviano verso

placca positiva → particelle negative; qualsiasi materiale il raggio è identico → presenti in

tutta la materia).

Massa e carica elettrone (Thomson): stimò che la massa era minore di 1/1000 di quella

dell’atomo di H. Gli atomi erano divisibili in particelle più piccole.

Millikan misurò la carica dell’elettrone attraverso gocce d’olio in un apparecchio che

conteneva placche elettricamente cariche e una sorgente di raggi X (emissione elettroni).

Goccia si carica negativamente e veniva rallentata o fermata attraverso variazioni del campo

elettrico così da misurarne la carica totale. Il valore della carica dell’elettrone è

−19 e la massa dell’elettrone è:

− 1, 602 × 10 −12 −19

' = × = (− 5, 686 × 10 /)(− 1, 602 × 10 ) =

−31 −28

​ ​ ​ = 9, 109 × 10 = 9, 109 × 10

Scoperta del nucleo atomico: poiché materia neutra allora doveva essere neutri anche gli

atomi che la costituiscono. Thomson propose l’ipotesi del plum pudding: atomo sferico

costituito da materia, carica positivamente, in cui gli elettroni erano immersi.

Rutherford usò la particella , radioattiva e carica positivamente. Se fosse stata corretta

α

l’ipotesi del plum pudding gli elettroni avrebbero dovuto deviare le particelle . Solo 1 su

α

20000 era deviata con un angolo di 90° → doveva essere respinta da qualcosa di piccolo,

denso e carico positivamente. In posizione centrale c’è il nucleo, che contiene quasi tutta la

carica positiva e tutta la massa dell’atomo. Nucleo costituito da particelle positive che

chiamò protoni, ma non era in grado di spiegare tutta la massa.

Nel 1932 furono scoperti i neutroni, particelle dense ed elettricamente neutri.

Struttura dell’atomo: entità sferica, elettricamente neutra, costituita da un nucleo centrale

carico positivamente circondato da uno o più elettroni carichi negativamente che si muovono

rapidamente e sono trattenuti dall’attrazione del nucleo.

Carica protone uguale al valore assoluto della carica dell’elettrone → atomo neutro perchè

stesso numero di protoni ed elettroni.

Il numero atomico (Z) è uguale al numero di protoni nel nucleo. Il numero totale di protoni e

di neutroni nel nucleo è il numero di massa (A). Il numero di elettroni (N) è:

= − , = −

Gli isotopi hanno differenti numeri di neutroni e quindi differenti numeri di massa.

Comportamento chimico identico.

Il campione di massa atomica è la massa dell’atomo di carbonio-12 pari a 12 unità di massa

atomica. L’unità di massa atomica (u) è 1/12 della massa dell’atomo di carbonio-12 ed è

−24

chiamata dalton (Da) ed equivale alla massa assoluta di .

1, 66054 × 10

Dal rapporto tra la massa dell’atomo e la massa dell’atomo di carbonio-12 si ottiene la

massa isotopica.

Il rapporto delle masse per la massa di carbonio-12 fornisce la massa atomica (peso

atomico), la media delle masse dei suoi isotopi naturali ponderata secondo le abbondanze.

In una reazione un atomo può cedere o acquistare elettroni, diventando uno ione, con carica

negativa detti anioni e con carica positiva cationi. Sono soggetti alla legge di Coulomb.

1871 Mendeleev primo schema di organizzazione degli elementi secondo la massa atomica

crescente. Proprietà chimiche simili occupavano la stessa colonna.

1.​ Disposti in ordine di numero atomico crescente da sinistra a destra

2.​ Reticolato di periodi (righe orizzontali) e di gruppi (verticali). Periodo numero da 1 a

7, mentre ogni gruppo da 1 a 8 e la lettera A o B. Nuovo sistema gruppi da 1 a 18

senza lettere.

3.​ Gli 8 gruppi A contengono gli elementi dei gruppi principali, o rappresentativi. I

10 gruppi B gli elementi di transizione. Gli elementi di transizione interna, i

lantanidi e gli attinidi, si inseriscono nel Gruppo 3B(3).

Metalli in basso a destra, i non metalli parte piccola in alto a destra mentre i metalloidi o

semimetalli lungo la linea di scalinata.

Gli elettroni in un gruppo hanno proprietà chimiche simili mentre lungo un periodo differenti.

La grande maggioranza esiste in combinazione chimica con altri elementi. Pochi allo stato

libero (Gas nobili, O, N, S, C, Cu, Ag, Au, Pt). Gli elettroni intervengono nella formazione dei

composti:

1.​ Composti ionici: costituiti da ioni, particelle cariche che si formano quando un

atomo acquista o cede uno o più elettroni. Più semplice il composto ionico binario

quando un metallo reagisce con un non metallo. Gli atomi metallici trasferiscono

elettroni agli atomi non metallici. La forza del legame descritta dalla legge di

Coulomb: 1 × 2

∝

significa “proporzionale a”

∝

​ I non metalli acquistano elettroni per avere lo stesso numero atomico del gas nobile

più vicino.

2.​ Composti covalenti: quando gli elementi condividono elettroni, di solito tra non

metalli. Il legame covalente si forma dall’attrazione reciproca tra una coppia di

elettroni e i due nuclei. Si forma una molecola, due o più elementi che condividono

elettroni.

Molti composti ionici contengono ioni poliatomici costituiti da due o più atomi legati

covalentemente e hanno una carica netta positiva o negativa.

Tipi di formula chimica:

1.​ La formula empirica mostra il numero relativo di atomi di ciascun elemento nel

composto. Dedotta dalle masse degli elementi.

2.​ La formula molecolare mostra il numero reale di atomi.

3.​ La formula di struttura mostra il numero di atomi e i legami.

4.​ Il modello Ball-and-stick mostra angoli e dimensioni relative accuratamente, ma

distanze esagerate.

5.​ Il modello Space-filling versioni ingrandite delle molecole senza rappresentazioni di

legami.

La massa molecolare (peso molecolare) somma delle masse atomiche:

= ℎ

Per un composto ionico si usa il termine massa formula, si moltiplica il numero di atomi di

ciascun elemento tra parentesi per il pedice fuori dalle parentesi.

La materia esiste sotto forma di miscela:

●​ Una miscela eterogenea ha una o più superfici di separazione visibili. La sua

composizione non è uniforme.

●​ Una miscela omogenea non ha superfici di separazione visibili perché i componenti

sono miscelati. Composizione uniforme. E’ detta soluzione, in tutti e i tre stati di

aggregazione.

NOMENCLATURA

Composti binari

●​ Ossidi metallici: ossigeno + metallo:

Nome sistematico: prefisso y di O + “ossido di” + prefisso di x + nome metallo

(eventualmente carica formale del catione metallico).

Nome tradizionale: “ossido di” + metallo + suffisso (-oso carica minore, -ico carica

maggiore).

●​ Ossidi non metallici: ossigeno + non metallo:

Nome sistematico: prefisso y di O + “ossido di” + prefisso di x + nome metallo

(eventualmente carica formale del catione metallico).

Nome tradizionale: “anidride” + nome di X + suffisso (-osa carica minore, -ica carica

maggiore).

●​ Idruri: idrogeno + elementi poco elettronegativi (sia metalli che non metalli): (H

a destra).

Nome sistematico: prefisso b di H + “idruro di” + prefisso a di X + nome di X

Nome tradizionale: “idruro di” + nome di X + suffisso (-oso carica minore, -ico carica

maggiore).

●​ Idracidi: idrogeno + non metalli elettronegativi: (H a sinistra)

Nome sistematico: nome di X + desinenza -uro + idrogeno (prefissi numerici)

Nome tradizionale: acido + radice nome X + desinenza -idrico

●​ Composti covalenti binari: formati da non metalli (prima elemento che si trova più a

sinistra nella tavola periodica, eccezione O che si trova sempre a destra).

Nome: elemento a destra + uro + elemento a sinistra

●​ Sali binari: metallo (M) + non metallo:

Nome sistematico: nome del non metallo X + -uro + nome del metallo M

Nome tradizionale: nome del non metallo X + -uro + nome del metallo M (-oso carica

minore, -ico carica maggiore).

Composti ternari + −

●​ Idrossidi: , formati dal catione metallico e n ioni ossidrile

()

Nome sistematico: (prefisso)idrossido + nome del metallo

Nome tradizionale: idrossido + nome del metallo (-oso carica minore, -ico carica

maggiore).

●​ Ossianioni poliatomici: non metallo legato covalentemente ad un numero di atomi

− −

di ossigeno: ; talvolta sono presenti anche atomi di idrogeno: .

( ) ( )

Nome sistematico: (prefisso)osso + nome di X + desinenza -ato + (numero

ossidazione di X tra parentesi).

Nome tradizionale: nome di X + desinenza -ato oppure -ito in baso al numero di

ossidazione di X. Qualora X abbia più di due numeri di ossidazione, si usano le

combinazioni di prefissi e suffissi (ipo- + -ito e per- + -ato).

●​ Ossiacidi: ossoanione poliatomico e un numero di cationi H+ tale da rendere la

formula neutra:

Nome sistematico: acido + (prefisso coefficiente b) + osso + radice di X + -ico.

Altrimenti nome sistematico sale di idrogeno all’ossiacido.

Nome tradizionale: derivato dal nome dell’ossoanione, modificando la desinenza: -ito

→ -oso, -ato → -ico + −

●​ Sali ternari: catione metallico e di un ossoanione poliatomico , con

() ( )

unità formula neutra: , oppure .

Nome sistematico: es. bis(triossonitrato)(V) di magnesio

Nome tradizionale: nome dell’ossoanione + metallo (con desinenze -oso o -ico

qualore il catione metallico abbia più di uno strato di carica).

STECHIOMETRIA: RELAZIONI QUANTITA’-MASSA-NUMERO NEI SISTEMI CHIMICI

La mole è la quantità di sostanza di un sistema che contiene tante entità elementari quanti

sono gli atomi in 0,012 kg di carbonio-12. Numero detto numero di Avogadro.

23

1 mol contiene entità (con 4 cifre significative)

6, 022 × 10

1 mol rappresenta un numero fisso di entità chimiche e ha una massa fissa.

La massa atomica, espressa in unità di massa atomica (u), è numericamente uguale alla

massa di 1 mol di atomi dell'elemento espressa in grammi.

La massa molecolare di un composto è uguale alla massa di 1 mol del composto espressa

in grammi.

La mole conserva la stessa relazione delle masse e mette in relazione il numero di entità

chimiche con la massa.

La massa molare (M) è la massa di una mole delle sue entità espressa in g/mol.

●​ Elementi: si cerca la massa atomica nella tavola periodica.

●​ Composti: è la somma delle masse molari degli atomi degli elementi nella formula.

I pedici si riferiscono sia a singoli atomi (o ioni) sia a moli di atomi (o di ioni).

La mole permette di calcolare la massa:

() = × 1

Oppure per trovare il numero di moli: 1

= () ×

Convertire numero di moli nel numero di entità (con numero di Avogadro):

23

6,022×10 à

à = × 1

1

= à × 23

6,022×10 à

La massa di ciascun elemento di un composto corrisponde a una determinata %:

'