Chimica generale e inorganica (B016476) - Kit completo, teoria e esercizi | SFP Notes Vol. 31

CHIMICA GENERALE E INORGANICA

Classificazione materia, trasformazioni chimiche, unità di misura

Chimica: branca della scienza, alla base dello sviluppo di farmaci e disinquinamento per risolvere i problemi

- preconcetto: è associata a qualcosa di nocivo, “l’industria che prepara la sostanza ha inquinato per

produrla e quindi la composizione è dannosa”

- idiosincrasia del cittadino: è sbagliato contrapporre naturale a chimico, perché in realtà molte sostanze

prodotte in natura sono più nocive; è giusto contrapporre naturale a sintetico (=qualcosa sintetizzato in

laboratorio)

Scopo: capire proprietà, strutture e trasformazioni della materia, cioè come si comportano atomi e

molecole

Ruolo: è importante perché permette di capire il mondo, sviluppa nuovi materiali e processi per

applicazioni tecnologiche, scopre nuovi farmaci per la salute, fornisce una chiave per riflettere sui problemi

di energia e conservazione dell’ambiente

Vita come chimica in azione: significa che è

- intorno a noi, nei fenomeni naturali indispensabili (es. fotosintesi) e nei prodotti artificiali primari (es.

farmaci, fertilizzanti, carburanti); ogni oggetto è una materia fatta di atomi e molecole, quindi oggetto di

studio della chimica (es. penna: materiale plastico e mina di carbonio)

- in noi, siamo qualcosa di chimico perché ogni parte del corpo è biochimica per i processi che avvengono in

noi, dunque funzioniamo tramite reazioni chimiche

Chimica come scienza sperimentale: essa procede seguendo il metodo scientifico (Galileo Galilei), cioè per

esperimenti (=osservazione, ipotesi con modello matematico, esperimento di verifica legge, insieme di leggi

raggruppate in una teoria o modello che spiega il fenomeno) al fine di progredire nelle scoperte, scoprire

nuove leggi ed elaborare nuove teorie

Materia: costituita da atomi e aggregati di atomi, cioè molecole

Sostanza: costituita da atomi che rappresentano degli elementi (=raggruppati nella tavola periodica, sono

un numero finito di 90 elementi naturali + artificiali)

La materia è fatta da

SOSTANZE PURE:

- composizione (=rapporto tra peso degli elementi, percentuale con cui sono presenti i componenti)

percentuale chimica costante da campione a campione

(es. acqua: è sostanza pura se acqua pura (no del mare o rubinetto); è formata da atomi di idrogeno e

ossigeno, ha composizione sempre costante 1 a 8, cioè l’ossigeno contenuto in un campione è sempre 8

volte più pesante rispetto alla quantità di idrogeno)

- proprietà fisse

(es. acqua: bolle a 100°C e fonde a 0°C, cioè a temperature caratteristiche)

- distinte in

Sostanze elementari: non sono decomponibili perché costituite da atomi uguali, cioè dallo stesso elemento

(es. ossigeno: costituito solo da atomi di ossigeno legati insieme a due a due, cioè da molecole biatomiche)

e sono come si trovano allo stato naturale (es. bromo è liquido bruno, mercurio è metallo liquido, iodio,

cadmio, fosforo rosso, rame è metallo lucido, sodio è metallo soffice, cloro è gas)

Composti: sono decomponibili perché costituiti da più elementi (es. combinazione di sodio e cloro=cloruro

di sodio è solido trasparente)

MISCELE: miscugli di due o più sostanze pure

- composizione percentuale chimica variabile da campione a campione

- proprietà dipendenti dalla composizione

(es. acqua con zucchero: composto solubile, la temperatura di ebollizione varia in base a quantità e

proprietà dei componenti disciolti, le sostanze pure mantengono le loro proprietà)

Tecniche di separazione: è possibile separare i componenti, che hanno proprietà diverse, sfruttando le

differenze (es. densità, punto di ebollizione=tecnica di distillazione, punto di fusione, solubilità, reattività)

- distinte in

Eterogenee: proprietà diverse (es. gelato, polpa kiwi, chicco pomodoro: si distingue più fasi se si prende più

punti di esso da un campione di tale miscela)

Omogenee: proprietà uniformi (es. vino, birra filtrata: non si distingue più fasi, soluzioni liquide in cui si

scioglie il composto in un solvente)

Classificazione materia

SCHEMA (slide 11)

(mezzi fisici=metodo fisico)

(es. soluzione di zucchero: i due componenti si separano facendo evaporare il liquido)

(decomposte=suddivise ulteriormente in elementi che li costituiscono)

Stati fisici materia: gassoso, liquido e solido

Proprietà sostanze

CHIMICHE: (es. infiammabilità idrocarburi, corrosione metalli, acidità, tossicità)

- variano la loro composizione

- descrivono le reazioni (es. formazione di bollicine, variazione di colore, formazione o scomparsa di solido)

che subiscono per produrre nuove sostanze

Es. trasformazioni chimiche: elettrolisi dell’acqua (si decompone e si trasforma negli elementi che la

compongono), arrugginimento del ferro (in un composto=ossido ferrico), combustione del metallo (in un

composto di anidride carbonica e acqua)

FISICHE: (es. colore, odore, densità, temperatura di ebollizione e di fusione, durezza)

- non variano la loro composizione ma lo stato di aggregazione (=la sostanza cambia aspetto fisico ma

rimane uguale a sé stessa per la quantità di elementi presenti)

- identificano la sostanza stessa

Es. trasformazioni fisiche: ebollizione dell’acqua (le molecole non cambiano, ma allo stato liquido sono più

aggregate e allo stato gassoso sono meno vicine tra loro)

SCHEMA (slide 15)

Chimica come scienza quantitativa: essa misura le proprietà di sostanze confrontandole con standard

(=unità di misura per data grandezza fisica)

- misura: osservazione quantitativa che include tre informazioni: valore (=numero) + unità di misura +

errore

- numeri: prodotto di una misura; in chimica sono spesso molto piccoli o molto grandi e si esprimono

utilizzando la notazione scientifica (=modo compatto)

Numeri molto piccoli −15

10

Es. 0,000000000000001 = 1 x (esponente 15 rappresenta il numero di 0 prima della cifra diversa da 0

compresa la prima cifra diversa da 0; base 10; davanti il numero dopo gli 0)

−3

10

Es. 0,00257 = 2,57 x

Numeri molto grandi 10

10

Es. 14 000 000 000 = 1,4 x (davanti si trasforma in numero decimale; esponente 10 rappresenta i

numeri dopo la virgola compresi gli 0)

4

10

Es. 15 300 = 1,53 x

Sistema Internazionale (SI): insieme di unità di misura (=grandezze di convenzione utilizzate per esprimere

grandezze fisiche) e notazioni standard, ma sono utilizzate anche unità di misura non appartenenti

- 7 unità fondamentali: kilogrammo, metro, secondo, kelvin, ampere, mole, candela

- unità derivate: area, velocità, densità, frequenza, accelerazione, forza, energia; derivano dalla

combinazione delle unità fondamentali

3

1L = 1dm (decimetro cubo sottomultiplo del metro, metro utilizzato per i volumi)

−10

10

1Å = m raggio di un atomo (angstrom utilizzato per qualcosa di molto piccolo)

−27

10

Unità di massa atomica (u): 1u = 1,66054 x kg circa massa di un protone o neutrone (detto anche

dalton o uma)

Atmosfera (atm): unità di misura della pressione (pressione atmosferica = circa 1atm)

Particelle atomiche, modello atomico di Thomson e Rutherford, isotopi, massa atomica

Materia (V sec. Leucippo e Democrito): composta da unità piccole e distinte, dette atomi indivisibili

Teoria atomica di John Dalton (1808)

Postulati:

- ogni elemento è composto da microscopiche particelle indistruttibili, dette atomi

- gli atomi di un elemento hanno stessa massa e proprietà, mentre gli atomi di un elemento sono diversi da

quelli di un altro

- gli atomi si combinano in rapporti numerici semplici espressi da numeri interi per formare un composto

Leggi ponderali (=prime leggi della chimica) su cui si basa:

1) legge di conservazione della massa di Lavoisier (1774), in ogni reazioni chimica la somma delle masse

dei reagenti è uguale alla somma delle masse dei prodotti, per cui la massa si conserva, nulla si crea né si

distrugge, cioè la materia in una reazione chimica non si trasforma

2) legge delle proporzioni definite di Proust (1799), quando due o più elementi reagiscono per formare un

dato composto, si combinano secondo proporzioni in massa definite e costanti, cioè le sostanze pure hanno

proporzione in massa costante degli elementi che le costituiscono (es. acqua: rapporto tra masse idrogeno

e ossigeno è 1:8)

3) legge delle proporzioni multiple di Dalton (1808), quando due elementi A e B formano più di un

composto, il rapporto delle masse dell’elemento B che si lega con una data quantità di massa dell’elemento

A in ogni composto può essere espresso da numeri piccoli e interi

Es. Secondo la 3° legge, la massa di ossigeno nella prima reazione è

4gr e nella seconda 8gr, quindi il rapporto è uguale a 2 (=8:4);

se si ha un composto, questo è un multiplo sempre di 4

Microscopio a forza atomica: strumento tramite cui poter vedere gli atomi, grazie al quale si ottengono

elaborazioni che sono quasi fotografie

La teoria di Dalton non ebbe successo all’epoca, ma oggi si sa con certezza che la materia è fatta di atomi

Atomo:

- non è indivisibile, ma composto da particelle più piccole (=protoni, neutroni e elettroni)

- è elettricamente neutro, perché ha lo stesso numero di cariche positive e cariche negative

- il nucleo è fatto da protoni e neutroni; intorno da elettroni

Elettrone: particella carica negativamente; il valore è molto piccolo ed espresso in Coulomb (=unità di

misura della carica elettrica); la massa è 2000 volte più piccola del protone e neutrone ed espressa in

grammi

Protone: particella carica positivamente; il valore è uguale all’elettrone (=elettrone e protone hanno stessa

carica ma di segno opposto); la massa è 2000 volte quella dell’elettrone

Neutrone: particella senza carica (! NON dire che ha carica neutra perché una particella o è carica o è

neutra); la massa è simile a quella del protone

Esperimento di Thomson (1897): egli trae l’idea che l’atomo sia costituito da elettroni perché mentre

studia i raggi catodici nota che questi sono costituiti da particelle cariche negativamente, emesse da una

corrente elettrica ad alta intensità

Modello di struttura atomica (1904): egli elabora il 1° modello; dato che l’atomo doveva essere neutro, egli

ipotizza che ci siano anche cariche positive, quindi stabilisce che all’interno dell’atomo ci sono particelle

cariche negativamente e positivamente

- “modello a panettone”: egli ipotizza che nell’atomo la carica positiva è distribuita uniformemente come

una gelatina, e la carica negativa come piccole particelle all’interno di una sfera (=uvetta)

Esperimento di Rutherford (1911): egli cerca di trovare una base sperimentale alle ipotesi del maestro

,

Thomson, e studia la struttura atomica bombardando sottili lamine d’oro con raggi formati da particelle

cariche positivamente (=nuclei di elio); dato che all’epoca si riteneva corretto il modello di Thomson, per

cui la carica positiva era distribuita uniformemente, è sorprendente il fatto che, mentre la maggior parte

delle particelle attraversano indisturbate la nuvola elettronica, alcune subiscono una deviazione o vengono

respinte incontrando la lamina

Modello di struttura atomica: egli elabora un nuovo modello, il 1° modello planetario, in cui ipotizza che:

- la carica positiva (=protoni) è concentrata, e non diffusa, nel nucleo (=spazio molto piccolo all’interno

dell’atomo); la carica positiva e la massa sono concentrate nel nucleo

- la carica negativa (=elettroni extranucleari) occupa la maggior parte del volume dell’atomo (=spazio molto

grande intorno al nucleo)

Dunque egli deduce l’esistenza di un nucleo carico positivamente al centro dell’atomo, per cui se la

particella passava in prossimità del nucleo veniva deviata, altrimenti passava indisturbata

- dimensioni atomiche: le dimensioni dell’atomo sono più grandi rispetto a quelle del nucleo; esiste un

5 −10 −15

10

rapporto di tra il raggio atomico (10 m) e il raggio nucleare (10 m)

Indicare un elemento: simbolo, numero atomico in basso a sinistra, numero di massa in alto a sinistra

Simbolo: abbreviazione del nome dell’elemento chimico che rappresenta l’atomo; è costituito da lettera

maiuscola o da due lettere di cui la seconda minuscola

Gli atomi degli elementi si differenziano per il numero di particelle (protoni, neutroni e elettroni)

Numero atomico Z: numero di protoni nel nucleo (! numero intero); esso definisce un elemento perché

ognuno ha un numero caratteristico di protoni

- atomo neutro: il numero di protoni è uguale al numero di elettroni; in tal caso il numero atomico

rappresenta anche il numero di elettroni nell’atomo

- atomo non neutro: il numero di elettroni è diverso dal numero di protoni, per cui si formano ioni positivi

(=cationi: quando l’atomo perde elettroni, il numero di elettroni è minore del numero di protoni) o ioni

negativi (=anioni: quando l’atomo acquisisce elettroni, il numero di elettroni è maggiore del numero di

protoni); in tal caso il numero atomico non rappresenta anche il numero di elettroni nell’atomo

Numero di massa A: numero di protoni Z + numero di neutroni N nel nucleo

Formula chimica: indica sostanze elementari e composti con simboli chimici

Formula molecolare: indica la composizione chimica di sostanze elementari e composti; se il composto è

H

molecolare indica la composizione delle molecole (es. O: fatta da 2 atomi di idrogeno e 1 atomo di

2

ossigeno), altrimenti indica la proporzione con cui sono presenti gli elementi in qualsiasi campione di quel

composto

Formula di struttura: indica la concatenazione dei legami (es. O=O: due trattini), cioè l’ordine di legame, e

la geometria della molecola, cioè la disposizione degli atomi nello spazio in proiezione bidimensionale nel

caso di molecole poliatomiche, e no biatomiche; dà informazioni ulteriori

Elementi naturali: 90 elementi si trovano in natura; il 98% è elencato nella tabella periodica, i cui più

abbondanti sono ossigeno, silicio, alluminio, ferro, calcio, sodio

Elementi artificiali: elementi preparati in laboratorio (=tecnezio; promezio; elementi transuranici con Z>93)

L’universo è formato dal 98% dai due elementi più leggeri: idrogeno e elio

L’atmosfera è formata dal 99% da due elementi: azoto (78%) e ossigeno (20%)

Isotopi: atomi di uno stesso elemento, che hanno quindi stesso numero atomico (in generale stesse

proprietà chimiche e fisiche), ma diverso numero di massa (gli atomi di uno stesso elemento hanno sempre

un numero uguale di protoni, ma possono avere un numero diverso di neutroni)

Abbondanza isotopica naturale (o percentuale): proporzione di atomi di ogni isotopo di un elemento in

qualsiasi campione naturale di questo

Es. carbonio:

- ha Z=6, ma N=6 (numero di massa 12), N=7 (numero di massa 13) e N=8 (numero di massa 14); in uno

stesso campione di carbonio c’è una diversa abbondanza isotopica, cioè una diversa presenza di questi tre

isotopi, e quello più abbondante è 12C

- 12C e 13C sono isotopi stabili, mentre 14C è isotopo radioattivo, cioè decade nel tempo emettendo

radiazione e si trasforma in altri elementi con un tempo di dimezzamento di 5700 anni; su ciò si basa il

metodo di datazione (=metodo del radiocarbonio) di reperti di origine organica (es. fossili), secondo cui se

si quantifica la quantità di 14C nel reperto, confronta con il quantitativo normale in un campione di

carbonio, e conosce la velocità di dimezzamento, si scopre a quando risale

Es. neon: tre isotopi; boro: due isotopi

Tre isotopi idrogeno: il numero atomico è 1; è l’unico elemento per cui sono state coniate parole per

indicare gli isotopi, le cui proprietà sono diverse

- idrogeno 1H: isotopo più abbondante

- deuterio 2H

- trizio 3H: isotopo artificiale (=dalla decomposizione di altri elementi)

Unità di massa atomica (u o uma): detta dalton (da), definita 1/12 della massa di un atomo di carbonio

12C; l’unità di misura è molto piccola per rendere il numero più pratico da utilizzare

- 1 uma ha valore simile alla massa del protone e neutrone

- la massa del carbonio 12C è uguale a 12u

Massa atomica (o peso atomico): massa media (=pesata per la composizione isotopica naturale, mediata

considerando l’abbondanza dei vari isotopi di un elemento) di un atomo, tramite cui si esprime la massa di

ogni isotopo in uma

Es. boro: [(19,91)(10) + (80,09)(11)] /100= 10,80

Ha due isotopi, uno ha abbondanza 19,92% su 100 atomi, 1991 sono costituiti da isotopo boro 10, e 8090

da isotopo boro 11; la massa media dell’atomo di boro si ha moltiplicando la massa di ogni isotopo per

l’abbondanza e dividendo per 100

! il numero di massa è simile alla massa atomica, ma il numero di massa è un numero intero, mentre la

massa atomica non può esserlo tranne che per C12 = i numeri in grassetto dovrebbero non essere interi

Massa molecolare (o peso molecolare): somma delle masse degli atomi (=pesi atomici) che costituiscono

una molecola

H

Es. ossigeno: O = 2(1,0079) + 15,999 = 18,015

2

Atomo di Bohr, equazione di Shroedinger, orbitali, numeri quantici, configurazione elettronica,

tavola periodica

Radiazione (o onda) elettromagnetica: energia che si propaga nello spazio in forma ondulatoria, formando

picchi (=massimi) e anse; lo studio dell’interazione tra radiazione (=luce) e materia (=atomo) ha dato

informazioni sulla struttura atomica

Parametri dell’onda elettromagnetica:

- lunghezza d’onda (λ): distanza cresta-cresta tra due massimi dell’onda