Appunti lezioni Elementi di chimica - primo parziale

Si definiscono nuclidi isobari atomi con uguale A ma diverso Z

Si definiscono nuclidi isotoni atomi con uguale numero di neutroni ( − )

(

− = , − = )

Si definiscono nuclidi isotopi atomi con uguale numero atomico Z ma diverso numero

di massa A (neutroni in più)

Isotopi

Quasi tutti gli elementi presenti in natura sono presenti come miscela di isotopi dello

stesso elemento: quindi gli elementi non sono corpi semplici, non sono atomi tutti uguali.

Si indica con l’abbondanza percentuale di ogni isotopo: queste proporzioni restano

costanti per ogni elemento, e non cambia né se si prendono quantità diverse dello stesso

elemento, né se si svolge una reazione chimica (le proporzioni tra isotopi si mantengono

costanti nei reagenti come nei prodotti

Isotopi dell’idrogeno

Gli isotopi dell’idrogeno prendono nomi particolari (unico caso nella tavola periodica)

- prozio o idrogeno leggero, simbolo alternativo

→ , = 99,984%

- deuterio o idrogeno pesante, simbolo alternativo

→ , = 0,016%

- trizio, simbolo alternativo

→ , = 10 %

Massa atomica

Massa atomica assoluta

Le unità di misura per la massa atomica fa riferimento alla massa assoluta dell’atomo di

carbonio-12: ed è la misura di massa presa come riferimento per

= 1,99272 ∗ 10 ,

definire l’unità di massa atomica definita come la dodicesima parte della

(. ),

. .

,∗

massa di un atomo di carbonio-12:

= = = , ∗

Massa atomica relativa

Conoscendo quindi la massa assoluta di un atomo, si riesce a stimare la massa relativa di

tutti gli atomi della tavola periodica: =

,∗

Massa atomica media (peso atomico)

È semplicemente la massa media di un elemento considerando i suoi isotopi e la loro

∑ ∗

abbondanza percentuale: dove è la massa atomica in uma del

=

singolo isotopo, e è l’abbondanza percentuale

Esempio: miscela di isotopi e peso atomico dell’ossigeno

- : = 15,9949 ; = 99,759%

- : = 16,991 ; = 0,037%

- : = 17,9932 ; = 0,204%

Si ottiene che il peso atomico dell’ossigeno atomico è:

15,9949 ∗ 99,759 + 16,991 ∗ 0,037 + 17,9932 ∗ 0,204

= = 15,994

100

che è il numero che si trova come peso dell’elemento ossigeno nella tavola periodica

Massa molecolare

Definita come la massa complessiva di tutti gli atomi che formano una molecola:

: = 2 ∗ + = 2 ∗ 1,0079 + 1 ∗ 15,994 = 18,015

Concetto di mole

La mole è un numero che esprime un quantitativo fisso di particelle elementari (atomi, ioni,

molecole) che è indipendente dalla natura dell’elemento. Una mole di una qualsiasi

sostanza contiene quindi lo stesso numero di particelle

Definizione

Una mole è la quantità di sostanza che contiene tante particelle elementari quanti sono gli

atomi contenuti in 12g di Si calcola in via sperimentale come:

− 12.

12

12

= =

12 12 ∗ 1,6606 ∗ 10

= 6,022 ∗ 10

Questo numero è costante per tutte le sostanze e viene detto Numero di Avogadro

Massa assoluta di una mole di sostanza (massa molare)

La massa molare di una sostanza è numericamente pari al peso molecolare in uma, però

espresso in grammi

Infatti se consideriamo l’acqua, il suo peso molecolare è di 18,015 uma. Se la massa

assoluta di una molecola d’acqua è . Per il concetto di

18,015 ∗ 1,6606 ∗ 10

mole, in 18,015 grammi di acqua ci sono molecole: la massa in grammi di una

6,022 ∗ 10

mole d’acqua sarà = 1,6606 ∗ 10 ∗ 6,022 ∗ 10 ∗ 18,015 = 18,015

Ne segue una proporzione: [] []:

∶ 1 =

In simboli Da qui

: 1 = : . =

( )

Elementi e composti

Le sostanze che si trovano in natura (=pure) possono essere elementi oppure composti

- Elementi: costituiti da un solo tipo di atomo

- Composti: molecole formate da più elementi

Sostanze elementari

Possono presentarsi come:

- Atomi isolati (gas nobili)

- Atomi combinati in molecole ( )

- Aggregati di atomi dove non sono distinguibili molecole (strutture CCC, CFC,

esagonali…dove non esistono molecole ma solo strutture distinte: grafite, barretta

di sodio...)

Composti

Possono presentarsi come:

- Molecole distinte (metano , un tetraedro con C al centro e quattro atomi di H ai

vertici)

- Insiemi di ioni tenuti insieme da forze elettrostatiche (legami ionici) ()

- Concatenazioni infinite di atomi (silice = biossido di silicio , dove la molecola

non può essere distinta perché un atomo della prima cella fa da ponte tra le celle, e

contemporaneamente è un atomo della seconda cella

Significato dei simboli chimici

Ogni simbolo identifica sia un termine qualitativo = che sostanza è, sia un termine

quantitativo = una quantità pari ad una mole di sostanza

Numero di ossidazione

Il numero di ossidazione (no) è un numero che rappresenta come si distribuiscono gli

elettroni degli atomi nelle reazioni chimiche: serve inoltre a:

- Assegnare regole di nomenclatura alle sostanze composte

- Bilanciare le reazioni redox complesse

Regole empiriche per l’assegnazione del numero di ossidazione

Sostanze elementari

- Il no di una sostanza elementare ( è sempre 0

, , …)

Gruppi particolari di sostanze

- Metalli alcalini: no = +1

- Metalli alcalino-terrosi: no = +2

- Carbonio = +2, Zinco = +2, Boro = +3, Alluminio = +3, Fluoro = -1, Argento = +1

Idrogeno

- Di norma no = +1 ( , , …)

- Diventa -1 nei composti con un metallo (idruri e altri composti con metalli) (, …)

Ossigeno

- Di norma no = -2

- Nel difloruro di ossigeno ( ) vale +2, nei perossidi vale -1

Perossidi = composti dove un atomo di ossigeno è stato sostituito con il

o gruppo ionico

Tutti gli altri elementi hanno numeri di ossidazione variabili

- Ferro no = +2, +3

- Rame no = +1, +2

- Azoto, fosforo, arsenico, antimonio no = -3, +3, +5

- Zolfo no = -2, +4, +6

Regola fondamentale

La somma dei no dei vari elementi deve coincidere con la carica complessiva della

molecola: ∑ =

Reazioni chimiche

Le specie che in una reazione chimica si trasformano sono dette reagenti

Le specie che si ottengono dai reagenti sono detti prodotti

Schema generale di ogni reazione chimica

+ ⇔ +

Classificazione delle reazioni chimiche

Classificazione per completezza

Una reazione è detta completa o irreversibile quando almeno un reagente si trasforma

completamente nei prodotti

- Inizio: A+B

- Fine: L+M+B non reagito

Esempio: + ⇒ +

( ) ( ) ( ) ( )

Una reazione è detta di equilibrio o reversibile se la reazione inizia procedendo con

velocità maggiore dei reagenti che passano ai prodotti rispetto a quella per cui i prodotti si

ritrasformano in reagenti. Arrivati ad un certo punto, le due velocità si equivalgono

(equilibrio chimico) e le quantità di prodotti non vengono variate nel tempo

- Inizio: A+B

- Fine: L+M+A e B non reagiti

Esempio: sintesi dell’ammoniaca + 3 ⇔ 2

Classificazione in base al tipo di reazione

Ossidoriduzioni

Reazione di non-ossidoriduzione: non varia il numero di ossidazione degli elementi

presenti nel passaggio tra reagenti e prodotti

Reazione di ossidoriduzione: il numero di ossidazione di almeno un elemento cambia

- Agente riducente: quella sostanza che comporta la riduzione di un’altra sostanza:

viene detta forma ridotta in una coppia redox

- Agente ossidante: quella sostanza che comporta l’ossidazione di un’altra sostanza:

viene detta forma ossidata in una coppia redox

viene detta semireazione di ossidazione, ma siccome non posso

⇔ +

avere consumo netto di elettroni ci deve essere una specie chimica che possa

acquisire questi elettroni persi dalla forma ridotta. Si introduce quindi la semireazione di

riduzione, + ⇔

Unendo le due semireazioni: + ⇔ +

Reazioni acido-base

Sono reazioni in cui sono presenti:

- Acidi: specie chimiche donatrice di protoni

- Basi: specie chimiche accettrici di protoni

Fasi:

1. perde un protone e si trasforma nella base coniugata :

⇔

+

2. Essendo il protone isolato una specie molto reattiva, questa si libera solo se esiste

un’altra specie chimica che possa legarsi a lui: una base che viene detta

3. La attrae e si lega al protone:

⇔ +

4. Essendo che queste reazioni non possono avvenire spontaneamente, è più<