Chimica generale e inorganica

INTRODUZIONE ALLA CHIMICA

1.1 Definizione di Chimica e Materia

La Chimica è lo studio della materia e delle sue proprietà. Riguarda anche le

trasformazioni subite dalla materia e l’energia associata a queste trasformazioni. Lo studio

avviene sia a livello microscopico (atomi, molecole) che macroscopico.

La Materia è ciò che occupa spazio ed è dotata di massa.

1.2 Classificazione della Materia

La materia è dotata di masssi classifica in Sostanze Pure e Miscele:

Categoria Sottocategoria Caratteristiche

Sostanze Elementi Non possono essere separate in sostanze più semplici

Pure attraverso mezzi chimici. Ad oggi sono stati identificati

114 elementi, di cui 82 presenti in natura (es. Oro,

Ossigeno) e 32 creati in laboratorio (instabili, es.

Tecnezio). Hanno un nome e un simbolo

Composti Sostanze costituite da 2 o più elementi uniti

chimicamente in proporzioni definite.

Miscele Miscele Combinazione di 2 o più sostanze dove le componenti

Eterogenee mantengono identità distinte e la composizione non è

uniforme.

Miscele Combinazione di 2 o più sostanze dove la composizione

Omogenee è la stessa in tutti i punti della soluzione.

(Soluzioni)

_una sostanza pura è praticamente inesistente, ci sarà sempre qualche impurità

1.3 Trasformazioni e Stati della Materia

Trasformazioni:

• Trasformazione Fisica: Non altera la composizione o l’identità di una sostanza (Es.:

Fusione, passaggio di stato).

• Trasformazione Chimica: Causa una variazione della composizione o dell’identità delle

sostanze coinvolte (Es.: Combustione, una reazione chimica).

Stati della Materia:

• Solido: Volume definito e Forma definita.

• Liquido: Volume definito, ma Forma definita dal contenitore.

• Gas: Volume e forma definiti dal contenitore.

_ Solidi e liquidi vengono definiti materia condensata, ovvero dove le molecole e gli atomi

sono vicini tra loro. Nei gas avviene il contrario

1.4 Proprietà della Materia

Le proprietà possono essere classificate in base alla loro natura o alla loro dipendenza dalla

quantità di materia:

Classificazione Definizione Esempi

Proprietà Proprietà che la sostanza possiede di per Colore, densità,

Fisiche sé, senza trasformarsi in, o interagire con, conduttività elettrica.

un’altra sostanza.

Proprietà Proprietà che la sostanza presenta Resistenza alla corrosione,

Chimiche quando si trasforma in, o interagisce con, pH, energia di

un’altra sostanza (occorre indurre un ionizzazione,

cambiamento chimico per osservarle). elettronegatività.

Proprietà Dipende dalla quantità di materia presa in Massa, lunghezza,

Estensiva considerazione. volume.

Proprietà Non dipende dalla quantità di materia. Densità, temperatura.

Intensiva

1.5 Misure e Sistema Internazionale (SI)

Massa e Peso:

• Massa: Misura della quantità di materia. Unità SI: chilogrammo (kg).

• Peso: La forza che la gravità ( ) esercita su un oggetto. Unità SI: newton (N).

g

• Formula: . Sulla Terra,

Peso=g×Massa gT

=9,822

​

.

m/s2

Volume:

• Unità SI: metro cubo ( ).

m3

• Sottomultipli comuni: centimetro cubo ( ) e

cm3

decimetro cubo ( ).

dm3

• 1 L=1000 mL=1000 cm3=1 dm3

Densità ( ):

d

• Massa divisa per volume. Unità SI derivata: . Comunemente si usa .

kg/m3 g/cm3

• Formula: .

d=m/V

Temperatura:

• Grandezza fondamentale SI. Unità: kelvin (K).

• Conversione Celsius-Kelvin: .

K=C+273.15

1.6 Notazione Scientifica e Cifre Significative

Notazione Scientifica:

Si usa per esprimere numeri come , dove è compreso tra 1 e 10.

N×10n N

• Se si sposta il separatore decimale a sinistra, .

n>0

• Se si sposta il separatore decimale a destra, .

n<0

• Moltiplicazione: Si moltiplicano gli e si sommano gli esponenti ( ).

N n1

+

n2

​ ​

• Divisione: Si dividono gli e si sottrae l'esponente del denominatore da quello del

N

numeratore ( ).

n1

−

n2

​ ​

Cifre Significative (C.S.):

Definiscono l'accuratezza di una misura.

1. Qualsiasi cifra diversa da zero è significativa.

2. Gli zero compresi tra cifre diverse da zero sono significativi (Es.: ).

606 m→3 C.S.

3. Gli zero a sinistra della prima cifra diversa da zero non sono significativi (Es.: 0.08 L→1

).

C.S.

4. Gli zero a destra dell’ultima cifra diversa da zero sono cifre significative (Es.: 0.00420

).

g→3 C.S.

• I numeri derivanti da definizioni o conteggi sono considerati avere un numero infinito di

C.S..

Regole per le Operazioni:

• Addizione e Sottrazione: Il risultato non può avere alla destra del separatore decimale più

cifre di ciascuno dei numeri di partenza.

• Moltiplicazione e Divisione: Il numero di C.S. è determinato dal numero di partenza che

ha il minor numero di C.S..

1.7 Accuratezza e Precisione

• Accuratezza: Quanto una misura è vicina al valore vero.

• Precisione: Quanto un gruppo di misure sono vicine tra loro (riproducibilità).

II. STECHIOMETRIA I: ATOMI, MOLECOLE, IONI

2.1 Teoria Atomica e Leggi Fondamentali

La teoria atomica è un principio unificante che spiega fatti e leggi basate su di essi.

La Teoria Atomica di Dalton (1808): essendo una teoria segue il metodo sperimentale, prima

osservazione del fenomeno, poi raccolta dati, formulazione ipotesi testata tramite esperimenti

1. Gli elementi sono composti da particelle estremamente piccole, denominate atomi.

2. Gli atomi di un elemento sono identici (massa, proprietà) e diversi dagli atomi di altri

elementi.

3. I composti sono formati da atomi di almeno due elementi diversi in un rapporto di numeri

interi o frazioni semplici. Questa affermazione è supportata dalla Legge delle Proporzioni

Definite (Proust, 1799).

4. Una reazione chimica coinvolge solo la separazione, combinazione, o riarrangiamento di

atomi; non la loro creazione o distruzione. Questa affermazione è supportata dalla Legge

della Conservazione della Massa (Lavoisier, 1789).

5. Legge delle Proporzioni Multiple (Dalton): Se due elementi possono combinarsi per

formare più di un composto, le masse di un elemento che si combinano con una determinata

massa dell’altro stanno tra loro in un rapporto esprimibile con numeri interi e piccoli.

2.2 La Struttura dell’Atomo

L’Atomo è l’unità base della materia, la più piccola porzione di un elemento chimico che ne

conserva le proprietà. È composto da particelle subatomiche:

Particella Simbolo Carica Posizione Massa Relativa

p

Protone Positiva (+) Nucleo u.m.a.. Massa di riferimento.

≈1

n

Neutrone Neutra (0) Nucleo u.m.a.. Massa di riferimento.

≈1

e−

Elettrone Negativa Spazio esterno al Molto più leggera (circa 2000

(-) nucleo volte minore rispetto a e ).

p n

• Il nucleo (protoni e neutroni) è estremamente piccolo rispetto al volume totale dell'atomo,

ma contiene il grosso della massa.

• Il volume dell’atomo è definito dalla regione in cui si trovano distribuiti gli elettroni.

• In un atomo neutro, il numero di protoni è uguale al numero di elettroni.

Elettroni

L'elettrone fu caratterizzato/misurato da varie persone tra cui Thomson e Millikan.

Thomson riuscì a misurare il rapporto tra massa e carica dell'elettrone:

-1,76 x 10^8 g/C

Millikan Invece, in una serie di esperimenti condotti fra il 1908 è il 1917, determinò la carica

dell'elettrone: -1,6022 x 10^-19 C

ciò che eludeva gli scienziati era come fossero disposti gli elettroni nell'atomo (ancora non

erano stati scoperti protoni e neutroni). era chiaro però che ci deve essere qualcosa di

positivo per bilanciare la carica degli elettroni, dal momento in cui l'atomo è neutro.

_ quindi gli atomi devono contenere un uguale numero di cariche positive e negative.

Modello atomico di Thomson

Il modello a “panettone” di Thomson ipotizza che la carica positiva sia uniformemente

distribuita nell'intero volume occupato dall'atomo, mentre le particelle cariche negativamente

( gli elettroni) sono contenuti da “ qualche parte” In questo volume.

Modello di Rutherford 1908

Prese una sorgente di particelle Alfa ( positive) liberate dal decadimento e radioattivo, e le

diresse verso un foglio sottile d'oro: si aspettava che le particelle venissero deflesse solo in

avanti, secondo il modello a panettone.

Vede che vanno dappertutto, persino indietro, e capisce che l'atomo doveva essere fatto

principalmente da un nucleo al centro con carica positiva e intorno elettroni che si muovono

lungo una precisa orbita.

_ teorizza il protone, c'è la particella carica positivamente, e ne stimò massa ecc.

Secondo la teoria atomica di ratherford in cui stanno solo protoni ed elettroni, abbiamo già

problemi a passare al secondo elemento della tavola periodica, ovvero l'elio.

_ gli atomi di idrogeno hanno un protone; mentre gli atomi di edio ne hanno due, quindi il

rapporto tra le loro mosse dovrebbe essere due. MA: questo rapporto è stato misurato

sperimentalmente ed il valore è 4. ci deve essere qualcosa che fa Massa, che ancora non

si conosce.

Esperimento di chadwick

identificò il neutrone e ne stimò la massa.

NEUTRONE (n) è neutro ( carica = 0) – Massa n ~ Massa p = 1,67 x 10^-24 g

Modello atomico di Bohr

abbiamo tutti elementi per costruire un altro modello atomico, che è quello di Bohr.

_ il nucleo a protoni e neutroni e si trova concentrato in un volume piccolo rispetto al volume

in cui si trova l'elettrone che invece ha una massa molto piccola

2.3 Identificazione Atomica e Isotopi

Numeri Fondamentali:

• Numero Atomico ( ): È il numero di protoni presenti nel nucleo. Il valore di

Z Z

identifica univocamente l'elemento chimico.

• Numero di Massa ( ): È la somma del Numero di protoni ( ) e del numero di

A Z

neutroni.

• Simbolo atomico: .

ZA

X

​

Isotopi:

Gli isotopi sono atomi dello stesso elemento (quindi stesso ) che hanno un diverso numero

Z

di neutroni e, di conseguenza, un diverso numero di massa ( ).

A

• Es.: Idrogeno: ( ), ( o D), ( ).

Prozio 11

H Deuterio 12

H Trizio 13

H

​ ​ ​

2.4 Massa Atomica e u.m.a.

• Unità di Massa Atomica (u.m.a.): Unità di misura usata per le masse atomiche, preferita

al chilogrammo per ragioni pratiche. È definita come della massa dell’atomo di

1/12

Carbonio-12 ( ).

12C

• Massa Atomica: La massa di un atomo espressa in u.m.a e

permette di poter lavorare con gli atomi

• Massa Atomica Media: Poiché gli elementi in natura sono miscele

di isotopi, la massa atomica sulla tavola periodica è una media

pesata delle masse dei vari isotopi, corretta per la loro abbondanza

relativa percentuale ( ).

p

2.5 La Tavola Periodica

Sviluppo e Struttura:

Fino al Settecento il numero di elementi riconosciuti era limitato e non c'è la distinzione tra

elementi e composti. tra 800 e 900 sono stati scoperti molti elementi e c'è necessità di ordinarli in

maniera logica. Döbereine (Elementi con caratteristiche simili

_ primo tentativo di classificazione: J. W.

raggruppati 3 a 3)

• Mendeleev (prima tavola): ordinò gli elementi per peso atomico, elementi con proprietà

chimiche simili negli stessi gruppi.

• Moseley (tavola moderna): ordinò gli elementi per numero atomico crescente ( ),

Z

linearmente crescente ed indipendente dal numero di neutroni.

• Legge Periodica: Le proprietà degli elementi sono funzioni periodiche dei loro numeri

atomici.

• Periodo: Le righe orizzontali (proprietà variano regolarmente lungo il periodo).

• Gruppo: Le colonne verticali (elementi con proprietà chimiche simili).

Classificazione degli Elementi:

1. Metalli (Metallici):

◦ Buoni conduttori di elettricità e calore.

◦ Solidi lucenti (tranne il Mercurio, Hg, che è liquido).

◦ Malleabili (si possono plasmare).

◦ Esempi di gruppi: Metalli Alcalini (Gruppo 1A), Metalli Alcalino-Terrosi (Gruppo 2A).

2. Non-Metalli (Non-Metallici):

◦ Cattivi conduttori (isolanti).

◦ Si presentano come gas o solidi fragili (tranne Bromo, Br, liquido).

◦ Esempi di gruppi: Alogeni (Gruppo 17), Gas Nobili (Gruppo 18).

3. Semi-Metalli (Metalloidi):

◦ Hanno proprietà intermedie tra metalli e non metalli (Es.: Silicio, semiconduttore).

4. Gas Nobili (Gruppo 18):

◦ Sono gli unici elementi che si presentano in natura come gas monoatomici. Sono

estremamente poco reattivi (nobili), una proprietà dovuta alla loro configurazione elettronica.

2.6 Legami Chimici e Molecole

Gli atomi si uniscono in due modi principali:

• Legame Ionico: Avviene per trasferimento di carica (elettroni) tra atomi, formando ioni.

L'interazione tra due ioni è elettrostatica/coulombiana Tipico tra un Metallo e un

Non-Metallo. I composti ionici, non ne esistono entità isolate, ma c’è un reticolo di ioni che

si ripete nello spazio. non esistono come molecole.

• Legame Covalente: Avviene per compartecipazione di elettroni esterni. Forma Molecole

(unità discrete). Tipico tra Non-Metalli o Non-Metalli con Idrogeno.

Molecole:

Una molecola è costituita da almeno due atomi legati

da legami covalenti in proporzioni definite.

• Molecola Biatomica: Contiene due atomi (Es.:

).

H2

,O2

​ ​

• Molecola Poliatomica: Contiene più di due atomi

(Es.: ).

O3

,CH4

​ ​

• Attenzione: Elementi come non sono considerati

O2

​

composti.

Allotropi:

L'Allotropo è ognuna delle possibili forme in cui si può

trovare un elemento, con gli atomi disposti in maniera

diversa, conferendo proprietà fisiche e chimiche differenti.

• Es.: Carbonio (Diamante, Grafite); Ossigeno ( , -

O2 O3

​ ​

Ozono).

2.7 Formule Chimiche e Massa Molecolare

Tipi di Formule:

1. Formula Molecolare: Indica il tipo e il numero esatto di atomi presenti nella molecola.

(Es.: Glucosio, ).

C6

H12

O6

​ ​ ​

2. Formula Empirica (Bruta o Semplice): Indica quali elementi sono presenti e il rapporto

minimo tra essi. La formula molecolare è un multiplo della formula empirica. (Es.: Glucosio,

). Da informazioni sui rapporti tra atomi.

CH2

O

​

3. Formula di Struttura: Rappresenta la connettività degli atomi, cioè come sono legati tra

loro.

4. Modelli Molecolari: Rappresentano la disposizione spaziale (tridimensionale) degli

atomi.

Massa Molecolare:

È la somma delle masse atomiche (in u.m.a.) di ogni elemento presente in una molecola.

Grazie a questa possiamo calcolare la massa di una molecola di un unità.

• Es.: Per : (1 Massa ) + (2 Massa ) = .

SO2 S × O 64.07 u.m.a.

​

2.8 Nomenclatura Chimica

Composti Molecolari (Non-Metalli):

• L’elemento con il numero del gruppo più basso (più a sinistra) è scritto per primo.

• Se l'elemento può formare più di un composto, si usano prefissi greci ( , etc.)

mono-,di-,tri-

per indicare il numero di atomi di ciascuna specie.

• Nella lettura, si pronuncia prima il secondo elemento aggiungendo il suffisso -uro alla

radice del nome, poi il primo.

◦ Eccezione: L'ossigeno viene nominato come ossido.

• Es.: .

N2

Cl4

→Tetracloruro di Diazoto

​ ​

• Es.: .

SO2

→Diossido di Zolfo

​

Ioni:

• Ione: Atomo o gruppo di atomi con carica netta.

• Catione (+): Ione positivo (perde elettroni). Generalmente sono metalli. I cationi metallici

prendono il nome dal metallo da cui derivano.

• Anione (-): Ione negativo (guadagna elettroni). Generalmente sono non-metalli.

• Possono essere monoatomici o poliatomici (Es.: Ione Idrossido , Ione Ammonio

OH−

).

NH4+

​

Acidi e Basi (Definizione di Arrhenius):

• Acido: Sostanza che, disciolta in acqua, produce ioni idrogeno ( ).

H+

• Base: Sostanza che, disciolta in acqua, produce ioni idrossido ( ). (Es.: Idrossido di

OH−

sodio, ).

NaOH

Acidi e Basi (Definizione di Brønsted)

Acido: donatore di protoni (ioni H+)

Base: accettore di protoni

Nomenclatura degli Acidi:

1. Idracidi (Acidi binari, H + Non-metallo):

◦ Vengono nominati come Acido + radice del non-metallo + suffisso -idrico.

◦ Es.: (disciolto in acqua) .

HCl →Acido cloridrico

2. Ossoacidi (H + O + Non-metallo):

◦ Sono acidi che contengono idrogeno, ossigeno e un altro non-metallo. La nomenclatura

dipende dal numero di atomi di ossigeno legati all'elemento centrale.

Numero O (Cloro) Formula Prefisso/Suffisso Esempio

HClO4

Max per-...-ico Acido perclorico

​

HClO3

Sub-Max -ico Acido clorico

​

HClO2

Sub-Min -oso Acido cloroso

​

HClO

Min ipo-...-oso Acido ipocloroso

Nomenclatura degli Ossoanioni:

Gli anioni poliatomici derivati dagli ossoacidi seguono una nomenclatura correlata all'acido di

partenza:

• Se l'acido termina in -ico, l'anione termina in -ato (Es.: Acido clorico Clorato).

→

• Se l'acido termina in -oso, l'anione termina in -ito (Es.: Acido cloroso Clorito).

→

• I prefissi (per- e ipo-) vengono mantenuti. (Es.: è l'Ipoclorito).

ClO−

II. STECHIOMETRIA I: ATOMI, MOLECOLE, IONI