Chimica - prima prova in itinere

Introduzione alla chimica

In chimica distinguiamo:

Proprietà microscopiche

• Quelle che descrivono il mondo delle particelle (atomi, ioni, molecole). Si occupa di:

Struttura atomica

o Struttura molecolare

o

Proprietà macroscopiche

• Quelle che possiamo osservare e misurare direttamente. Si occupa di:

Relazioni ponderali nelle reazioni

o Relazioni energetiche

o Equilibri chimici omogenei ed eterogenei

o Chimica cinetica

o

Densità

Rapporto di grammi su volume

• LD (low density)

• à

HD (high density) migliori prestazioni meccaniche

un chiodo di ferro affonda nell’acqua (densità alta), un pezzo di legno invece galleggia (densità

bassa)

Struttura dei polimeri Isotattico e sindiotattico hanno delle

migliori prestazioni meccaniche ed è

possibile ottenerli tramite i

catalizzatori

Grandezze

• Estensive: il valore dipende dall’estensione del campione sottoposto alla misura es.

volume, massa

• Intensive: il valore non dipende dalle dimensioni del campione sottoposto alla misura es.

temperatura, pressione

Misure

• Accurate: assenza di errori sistematici nella misura

• Precise: grado di accordo all’interno di risultati sperimentali ottenuti in condizione il più

possibile simili tra loro

La differenza chiave è che l'accuratezza si riferisce a quanto le misurazioni sono vicine al valore

vero (correttezza), mentre la precisione si riferisce a quanto le misurazioni sono vicine tra loro

(riproducibilità). 1

Mole= la mole (simbolo: mol) è l'unità di misura di base della quantità di sostanza

nel Sistema Internazionale. Per definizione, una mole contiene esattamente il

numero di Avogadro di entità elementari, cioè 6,022 140 76 × 10²³. 1 mole contiene

lo stesso numero di atomi presenti in 0,012 kg di carbonio-12 (cioè 12 g di ¹²C).

Unità di misura

- Temperatura: per passare da gradi celsius a kelvin basta sommare 273

- Energia: utilizziamo il jouleà 1J= 4,18 cal

- Pressione: Pascal (Pa= 1N/m )à grandezza derivata perché utilizziamo quelle

2

fondamentali; un’altra unità di misura è l’atmosferaà 1 atm= 760 torr o millimetri di

mercurio (basta dividere per 760 i mm di mercurio per ottenere la pressione in atm)

Metodo scientifico

1. Osservazione del fenomeno

2. Ipotesi

3. Esperimenti (che devono appoggiare l’ipotesi)

4. Modello o teoria (rimane tale finché non verrà smentita)

5. Nuovo esperimento di conferma

Composizione e struttura Es. la molecola dell'acqua è composta da due

atomi di idrogeno e uno di ossigeno, legati da

legami covalenti. La sua struttura è angolare, con

un angolo di circa 104,5° tra gli atomi di idrogeno.

Questa configurazione conferisce all'acqua una

polarità: l'ossigeno ha una parziale carica

negativa, mentre gli idrogeni una carica positiva.

Proprietà fisiche (diversa forma fisica, ma stessa composizione)

Punto di fusione

1. È la temperatura alla quale una sostanza passa dallo stato solido allo stato liquido

• (acqua=0°).

Durante la fusione, la temperatura resta costante finché tutto il solido non si è trasformato in

• liquido.

Dipende dalla forza dei legami tra le particelle:

• Alta per sostanze con legami forti (es. sali ionici come NaCl).

o Bassa per sostanze con interazioni deboli (es. ghiaccio rispetto a NaCl).

o

Punto di ebollizione

2. È la temperatura alla quale un liquido passa allo stato gassoso in tutta la massa (non solo

• in superficie come nell’evaporazione). 2

Dipende dalla pressione esterna: a pressione più bassa (come in montagna) il punto di

• ebollizione diminuisce.

Sostanze con legami intermolecolari forti (es. H₂O con legami a idrogeno) hanno punti di

• ebollizione più alti rispetto ad altre con massa simile.

Si formano legami forti a

idrogenoài legami si devono

rompereà punti di ebollizione + Legami + deboli

alto Stessa formula C H O

2 6

Viscosità

3. Misura la resistenza interna di un liquido a scorrere (si misura in poise).

• Più è alto l’attrito tra le molecole, maggiore è la viscosità.

• Esempi: miele, olio e glicerina sono molto viscosi, l’acqua invece ha bassa viscosità.

• In generale, aumenta se:

• aumentano le forze intermolecolari,

o diminuisce la temperatura.

o

Conducibilità elettrica

4. È la capacità di una sostanza di trasportare cariche elettriche.

• Tipi:

• Metalli → ottimi conduttori grazie agli elettroni liberi.

o Soluzioni ioniche → conducono solo se gli ioni sono liberi (in soluzione acquosa o

o fusi).

Isolanti (legno, plastica, gomma) → non permettono il passaggio di cariche.

o

Solubilità

5. Indica la quantità massima di una sostanza (soluto) che può sciogliersi in un solvente a

• una certa temperatura e pressione.

Dipende da:

• Natura chimica (la regola è “il simile scioglie il simile” → polari con polari, apolari

o con apolari).

Temperatura (in genere aumenta la solubilità dei solidi, ma diminuisce quella dei gas

o in acqua).

Pressione (influenza soprattutto i gas: maggiore pressione = maggiore solubilità).

o

Densità

6. !

=

Rapporto tra massa e volume di una sostanza:

• "

Si misura in g/cm³ o kg/m³.

•

Proprietà chimiche (si manifestano solo durante una reazione chimicaà la sostanza

cambia la sua composizione)

L’elettrolisi dell'acqua è un processo che scompone l'acqua

• (H₂O) in idrogeno (H₂) e ossigeno (O₂) gassosi usando

l'energia elettrica. Questo avviene in un dispositivo

chiamato elettrolizzatore o cella elettrolitica, dove la

corrente viene fatta passare attraverso l'acqua (resa

conduttrice con un elettrolita) attraverso due elettrodi. Al

catodo (elettrodo negativo) si forma l'idrogeno, mentre 3

all'anodo (elettrodo positivo) si forma l'ossigeno, con una

quantità di idrogeno doppia rispetto a quella di ossigeno.

Decomposizione termica: L’ossido di mercurio (HgO),

• se riscaldato a temperatura elevata,

si decompone liberando ossigeno e

formando mercurio metallico:

#

2 → 2 + ()

HgO (s) Hg (l) $

Il solido rosso-arancio (HgO) si scinde.

o Si ottiene mercurio liquido, visibile come piccole gocce

o argentee.

Si libera ossigeno gassoso

o

Reazione rame + acido nitrico (reazione redox)

• + 4 ⟶ ( ) + 2 + 2

% % $ $ $

Nuove sostanze formate: nitrato di rame (II), diossido di azoto (NO₂)

Breve storia della chimica

Aristotele (IV sec. a.C.)

Filosofo greco che elaborò la teoria dei quattro elementi: aria, acqua, terra e fuoco.

• Secondo lui, tutte le sostanze erano combinazioni di questi elementi fondamentali.

• Questa visione, pur non scientifica, dominò il pensiero occidentale per molti secoli.

•

.

Demerito ( V sec. a.C.)

Filosofo greco che introdusse la teoria atomistica: tutta la materia è formata da atomi

• indivisibili e indistruttibili, che si muovono nel vuoto.

Le proprietà della materia dipendono dalla forma e disposizione degli atomi.

• La sua idea era molto avanzata, ma rimase senza prove sperimentali fino all’età moderna.

•

L’alchimia (Medioevo e Rinascimento)

Nata tra mondo arabo ed Europa, univa misticismo e sperimentazione.

• Obiettivi principali:

• trasmutare i metalli comuni in oro,

o trovare l’elisir di lunga vita,

o scoprire la pietra filosofale.

o

Anche se ricca di aspetti esoterici, l’alchimia contribuì allo sviluppo di tecniche di

• laboratorio che saranno fondamentali per la chimica moderna.

Il XIX secolo: la nascita della chimica moderna

È il periodo in cui la chimica diventa una vera scienza sperimentale.

• Lavoisier (fine XVIII sec., ma base per il XIX) → formulò la legge di conservazione della

• 4

massa e definì il concetto moderno di elemento.

Dalton (inizio XIX sec.) → sviluppò la teoria atomica moderna, secondo cui la materia è

• composta da atomi indivisibili, tutti uguali per un dato elemento.

Il XIX secolo: la nascita della chimica moderna

È il periodo in cui la chimica diventa una vera scienza sperimentale.

• Lavoisier (fine XVIII sec.) → formulò la legge di conservazione della massa e definì il

• concetto moderno di elemento.

Dalton (inizio XIX sec.) → sviluppò la teoria atomica moderna, secondo cui la

• materia è composta da atomi indivisibili, tutti uguali per un dato elemento.

Tutta la materia è formata da particelle piccolissime e indivisibili chiamate atomi.

o → Gli atomi non possono essere né creati né distrutti.

Gli atomi di uno stesso elemento sono identici tra loro per massa e proprietà

o chimiche.

→ Gli atomi di elementi diversi hanno masse e proprietà differenti.

I composti si formano dall’unione di atomi di elementi diversi in rapporti numerici

o semplici e costanti.

→ Es: H₂O contiene sempre 2 atomi di idrogeno e 1 di ossigeno.

Nelle reazioni chimiche gli atomi non si creano né si distruggono, ma si combinano

o in modo diverso.

Mendeleev (1869) → creò la tavola periodica, ordinando gli elementi in base alla

• massa atomica e prevedendo quelli ancora sconosciuti.

q MISCELA COMPOSTO

I componenti si possono separare I componenti non si possono separare

applicando tecniche fisiche attraverso tecniche fisiche

La composizione è variabile La composizione è variabile

Le proprietà sono correlate con quelle dei Le proprietà sono diverse da quelle dei

componenti componenti 5

Per calcolare il numero di neutroni (N) di un atomo, sottrai il numero atomico (Z, il numero di

protoni) dal numero di massa (A, la somma di protoni e neutroni): N = A - Z. In presenza di uno

ione cambia solo il numero di elettroni, il quale diventa minore se è un catione o minore se è un

anione.

Isotopo: atomo avente numero di massa diverso rispetto ad un altro dello stesso elemento; due isotopi

hanno quindi lo stesso numero di protoni (cioè lo stesso numero atomico) ma diverso numero di

neutroni. Es. Gli isotopi più comuni dell'idrogeno sono tre: il prozio (¹H), il deuterio (²H ) e il trizio

(³H). Differiscono per il numero di neutroni: il prozio non ne ha, il deuterio ne ha uno e il trizio ne ha

due. Il prozio è stabile e l'isotopo più diffuso.

à

Miscele possono essere omogenee (composizione identica in ogni punto) o eterogenee (è possibile

riconoscere i componenti ad occhio nudo) es. limatura di ferro + sabbiaà la limatura si può separare

tramite un magnete. Ci sono diverse tecniche di separazione: 6

7

filtrazione Nel pallone per distillazione la miscela viene riscaldata: il

componente più volatile evapora per primo, risale nel tubo e

passa nel refrigerante, dove si condensa tornando liquido. Il

liquido condensato (distillato) viene infine raccolto

nel palloncino di raccolta. L’acqua nel refrigerante circola

in controcorrente per mantenere efficiente il raffreddamento dei

vapori. 8

Composto: come il cloruro di sodio NaClà è un composto perché è formato dalla

combinazione chimica di due elementi diversi, il sodio (Na) e il cloro (Cl), che si

uniscono tramite un legame ionico per formare una nuova sostanza con proprietà diverse

dai suoi componenti.

LEGGE DELLE PROPOSIZIONE DEFINITE (PROUST): diversi campioni

dello stesso composto contengono sempre gli stessi elementi che lo costituiscono e nelle

stesse proporzioni in massa. à

Fe + S FeS

LEGGE DI CONSERVAZIONE DELLA MASSA (LAVOISIER): la massa

totale delle sostanze prodotte dopo una reazione chimica è la stessa della massa totale

delle sostanze reagenti (nulla si crea e nulla si distrugge, tutto si trasforma).

à

Cu + S CuS

75g

25g

50g

LEGGE DELLE PROPORZIONI MULTIPLE (DALTON): se 2 elementi A e B,

si possono combinare per formare più di un composto, le masse di B nei vari composti

che reagiscono con una massa fissa A, stanno tra di loro secondo numeri interi

generalmente piccoli. à

CO 12g di C : 16g di O 3 : 4

à

CO 12g di C : 32g di O 3 : 8

2 Poco reattivi

Unità di massa atomica (UMA): corrisponde a 1/12 della massa di un carbonio-12

à à

il carbonio-12 è composto da 6 protoni, 6 neutroni e 6 elettroni la sua massa è

− 24

1,99265×10 g

Massa atomica: rapporto tra la massa dell’atomo di un elemento e l’unità di massa atomica

(% $%&'&(& ($ù *+,-.,/',)(.12 $%&'&(&)3((,+4,'.25, %,4&/6& $%&'&(& ($ù *+,-.,/',)(.12 $%&'&(&)

Massa atomica media: 788 9

Il peso molecolare (o più propriamente massa molecolare) è la somma delle masse atomiche di tutti

gli atomi che compongono una molecola, misurata in unità di massa atomica.

Come si calcola:

1. Trova la formula chimica: della sostanza di cui vuoi calcolare la massa molecolare.

2. Identifica gli elementi: che compongono la molecola e il loro numero di atomi.

3. Consulta una tabella periodica: per trovare il peso atomico di ciascun elemento.

4. Moltiplica il peso atomico di ogni elemento: per il numero di atomi di quell'elemento nella

molecola.

5. Somma i risultati: ottenuti per trovare la massa molecolare totale della molecola.

Esempio: Acqua. La formula è H O, quindi ci sono 2 atomi di idrogeno (H) e 1 atomo di

2

ossigeno (O). Peso atomico dell'idrogeno (H) ≈ 1,008 u. Peso atomico dell'ossigeno (O) ≈

×

16,00 u. Calcolo: 2 1,008 uma + 16,00 uma =18,016 uma.

Mole: È la quantità di una sostanza, espressa in grammi, che contiene lo stesso numero

di particelle presenti in 12 grammi di carbonio-12.

-23 23

12,000 g /1,99265 x 10 g = 6,0221 x 10 g

Quindi, per avere una mole di una sostanza, basta pesarne in grammi un valore uguale

alla sua massa atomica o molecolare: in questo modo avremo sempre lo stesso numero

di particelle, cioè il numero di Avogadro.

Es. - 1 atomo di Na → 22,99 uma 23

1 mole Na → 22,99 g → 6,02 x 10 atomi

- 1 molecola SO2 → (1x32,07 uma) + (2 x 16,00 uma)= 64,07 uma

23

1 mole SO2 → 64,07 g → 6,022 x 10 molecole

Esempio esercizio: Quanto pesa una molecola di H2O?

23 -23 à

18g/ (6,02 x 10 ) = 3,00 x 10 g peso molecola

Somma

peso atomico

tipi di formule:

• Formula empirica → mostra il numero relativo di atomi di ciascun elemento nel

composto. Tale rapporto è espresso usando i numeri interi più piccoli possibile.

• Formula molecolare → mostra il numero reale di atomi di ciascun elemento in una

molecola del composto.

• Formula di struttura → mostra il numero di atomi e i legami tra di essi, cioè le posizioni

reciproche e le connessioni degli atomi nella molecola.

Esempio: H O

2

HO • formula

empirica

H O • formula

2 2 molecolare

H-O-O-H • formula di struttura

Principali formule:

1. Numero di moli n = numero di moli

•

m = massa della sostanza (in

•

= grammi)

M = massa molare o peso

•

2. Massa molecolare (in g/mol)

=× N = numero di particelle

• (atomi o molecole) 10

Nₐ = numero di Avogadro

•

3. Numero di particelle = ×

&

4. Numero di moli da particelle

=

&

5. Massa molare

=

'()*(+,-,(./ % ,. )2++2

6. Formula empirica: 3&

7. %massa elemento=(massa molare del composto)/(massa totale dell’elemento in 1 mol di com

posto)×100 11

Teorie atomiche

à

1. Tubo a raggi catodici Thomson

10

8

Riuscì a determinare il rapporto e/m= -1,76×

Gli elettroni (raggi catodici) fluiscono da sinistra a destra.

Se viene applicato un campo elettrico i raggi catodici vengono deviati verso il basso

o Se viene applicato un campo magnetico i raggi vengono deviati verso l’alto

o Applicando entrambi i campi riuscì a calcolare la velocità del fascio senza deviazioni

o

Dalla velocità e dalla deviazione applicando solo il campo magnetico riuscì a calcolare il rapporto

2. Esperimento delle gocce ad olio di Millikan

Riuscì a misurare la carica dell’elettrone

In un apparecchio vengono nebulizzate le gocce d’olio

o Alcune gocce cadono nel foro attraversando nella lastra carica positivamente

o In una sorgente di raggi X vengono appunto emessi i raggi, i quali determinano la presenza

o di elettroni, quest’ultimi vengono catturati dalla goccia

Le lastre (positiva e negativa) deviano il moto degli elettroni

o L’osservatore osserva e cronometra il moto regolando l’intensità del campo elettrico, il

o quale permette di mantenere la goccia ferma e dal valore del campo necessario per fermare

la caduta della goccia era possibile determinare la carica -28

Dalla velocità di caduta Millikan riuscì a misurare la massa: massa elettrone= 9,1 x 10

o -19

da cui e= -1,6 x 10

Esperienza di Rutherford

3. Si utilizzava una sorgente radioattiva che emetteva particelle α (nuclei di elio, con

o carica +2).

Le particelle venivano dirette contro una sottilissima lamina d’oro, spessa pochi

o atomi.

Intorno alla lamina c’era uno schermo fluorescente (rivestito di solfuro di zinco) che

o si illuminava con un piccolo lampo ogni volta che una particella α lo colpiva.

Rutherford e i suoi collaboratori osservavano al microscopio i punti luminosi sullo

o schermo, registrando la direzione in cui le particelle venivano deviate.

L’idea era di contare quante particelle passavano dritte, quante venivano deviate e

o quante rimbalzavano indietroàSe il modello di Thomson fosse stato corretto, le

particelle α avrebbero dovuto attraversare la lamina quasi tutte senza deviazioni,

perché la carica positiva dell’atomo sarebbe stata diffusa e non concentrata. La

maggior parte la attraversarono mentre altre vennero respinte/deviate.

Si capì quindi che: L’atomo non è una massa piena, ma è composto da: un nucleo

centrale che contiene la carica positiva e quasi tutta la massa, elettroni leggeri che ruotano

intorno, grandi spazi vuoti tra nucleo ed elettroni.

Bohr

4.

• Nel 1911 Ernest Rutherford, grazie al famoso esperimento della lamina d’oro, scoprì che

l’atomo è formato da un nucleo centrale positivo, piccolissimo e denso e da elettroni che

ruotano intorno ad esso. Questo modello, detto “planetario”, spiegava la struttura

dell’atomo ma creava due grandi contraddizioni con la fisica classica di Maxwell: 12

Un elettrone in moto accelerato dovrebbe emettere energia continuamente sotto

o forma di onde elettromagnetiche, perdendo energia e cadendo nel nucleo → l’atomo

dovrebbe collassare, ma ciò non avviene.

Gli atomi eccitati emettono solo alcune frequenze di luce, cioè spettri a righe,

o invece di uno spettro continuo, cosa che la teoria classica non sapeva spiegare.

• Nel 1900 Max Planck, studiando la radiazione dei corpi caldi, propose un’idea rivoluzionaria:

l’energia non è emessa o assorbita in modo continuo, ma a “pacchetti” discreti,

chiamati quanti.

Ogni quanto ha energia: =ℎ⋅

dove h è la costante di Planck (6,63 × 10⁻³⁴ J·s) e f è la frequenza della radiazione.

• Nel 1905 Albert Einstein applicò la teoria dei quanti di Planck alla luce per spiegare l’effetto

fotoelettrico.

Fenomeno:

Quando la luce colpisce la superficie di un metallo, può estrarre elettroni, ma questo accade solo

zzz se la frequenza della luce è superiore a una frequenza di soglia , caratteristica di ogni metallo.

4

Spiegazione quantistica (Einstein): = ℎ ⋅ .

La luce è composta da fotoni, ognuno con energia

o Un elettrone viene espulso solo se il fotone che lo colpisce ha energia maggiore o

o .

uguale all’energia minima necessaria per liberarlo, detta funzione lavoro

ℎ⋅ ≥

Al di sotto di questa frequenza, nessun elettrone viene emesso, indipendentemente

dall’intensità della luce.

Questo fenomeno dimostrò che l’energia della luce è quantizzata e che la luce si comporta sia

zzcome onda sia come particella (dualismo onda-particella).

• Per risolvere le contraddizioni del modello di Rutherford, Niels Bohr introdusse nel 1913 due

postulati fondamentali, basati sull’idea di quantizzazione:

1. Primo postulato (orbite stazionarie):

Gli elettroni possono muoversi intorno al nucleo solo su orbite circolari stabili,

dette orbite stazionarie, per cui la loro energia è quantizzata.

Finché un elettrone resta su un’orbita stazionaria, non emette energia.

2. Secondo postulato (transizioni quantiche):

Una radiazione viene assorbita quando l’elettrone passa dallo stato fondamentale ad

uno stato eccitato; una radiazione viene emessa soltanto quando un elettrone passa

dallo stato eccitato ad un’orbita di più bassa energia. 13

z In questo modo l’atomo risulta stabile e la luce emessa o assorbita durante le transizioni

zzspiega gli spettri a righe.

Scoprì inoltre che l’elettrone può ruotare attorno al nucleo solo con determinati valori di

momento angolare; quindi, esistono solo certe orbite permesse (quelle per cui il momento

ℎ/2)

angolare è un multiplo intero di e su queste orbite, l’elettrone non emette energia,

perché il suo moto è “stazionario”. ℎ

= 2

A ciò seguono la quantizzazione del raggio (il e

raggio può avere solo determinati valori)

dell’energia compie

(se l’elettrone viene colpito da una radiazione assorbe energia (stato eccitato)