Riassunto esame Chimica, Prof. Francia Carlotta, libro consigliato Chimica, Silberberg

STRUTTURA FISICA DELL’ATOMO

Un atomo è formato da elettroni, protoni e neutroni. Thomson fu il primo a spiegare la struttura dell’atomo con un

esperimento con il tubo catodico, con alle estremità degli elettrodi collegati al polo positivo (anodo) e al polo negativo

(catodo). Quando la pressione interna è bassissima si osservò l’emissione di raggi luminosi che partivano dal catodo e

si dirigevano verso l’anodo, i raggi catodici. Inoltre, si venne a conoscenza del rapporto carica/massa = 1/1000 massa

H. Millikan dimostra la carica negativa dell’elettrone, tramite una scatola divisa in comparti nella quale venivano

nebulizzate gocce di olio e delle placche di ottone erano collegate ad un generatore. La superiore era forata e questo

permetteva discesa delle goccioline, ma in contemporanea il campo elettrico collegato alle placche generava una forza

che spingeva le gocce verso l’alto, facendole fluttuare. Le gocce erano a contatto con i raggi x e questo provocava la

loro carica negativa. (Carica minima: -1.6 x 10 alla -19 C). Successivamente Thomson pubblico il suo modello atomico,

secondo il quale gli elettroni fluttuavano in una massa carica positivamente, ma fu smentito da Rutherford attraverso un

esperimento: una piastrina di metallo era posta al centro di uno schermo, con all’interno della sostanza fluorescente. Lo

schermo aveva un foro e fuori c’era una sorgente che emetteva particelle alfa. Questo fascio veniva focalizzato in modo

da passare per il foro e si andasse a schiantare sul metallo. Le aspettative: le particelle dovevano passare attraverso il

metallo, ma in realtà si notò che alcune venivano deviate e addirittura mandate indietro; quindi, si scontravano con

qualcosa di denso: il nucleo atomico. Da qui iniziò a prendere piede una nuova concezione di atomo, secondo la quale

i protoni sono concentrati nel nucleo insieme ai neutroni, mentre gli elettroni sono esterni al nucleo e si muovono

intorno. La loro carica è -1 ed è controbilanciata da quella dei protoni +1, mentre i neutroni hanno carica 0 e hanno la 3

funzione di cuscinetto. Protone e neutrone hanno masse simili, mentre l’elettrone ha una massa molto più piccola ,

infatti 1836 elettroni = 1 protone.

NUMERO ATOMICO E NUMERO DI MASSA

Protoni e neutroni sono detti nucleoni in quanto presenti nel nucleo.

Numero atomico = Z in basso a sx del simbolo e indica il numero di protoni nel nucleo, e di conseguenza anche

quello degli elettroni in quanto uguali.

Numero di massa = A in alto a sx del simbolo e indica il numero di nucleoni (Z + N) (A - Z, n neutroni).

Gli elementi vengono classificati secondo Z e vengono definiti isotopi quegli elementi con stesso Z ma con n neutroni

differente -> H: 1 protone, 1 elettrone, 0 neutroni.

Deuterio: 1 protone, 1 elettrone, 1 neutrone

Trizio: 1 protone, 1 elettrone, 2 neutroni.

Come si calcola la massa degli atomi? Conoscendo Z, sommare massa protoni, neutroni ed elettroni, ma è troppo

complicato e quindi viene calcolata rispetto ad una massa relativa, ovvero quella del C12, un isotopo del C. Definiamo

quindi l’u.m.a. come 1/12 della massa dell’atomo di carbonio 12 = 1.66 x 10 alla -24 g.

(F = 18.998 u.m.a., massa atomo = 18.998 x 1.66 x 10 alla -24). Nelle molecole equivale alla somma delle varie masse

Massa isotopica: massa di un isotopo di un dato elemento

Massa atomica: media ponderata delle masse dei vari isotopi naturali secondo le rispettive abbondanze. Es —> Ag =

107 Ag (51.84%) e 109Ag (48.17%) = 106.90509 (massa 107) x 5184/100 + 108.90476 (massa 109) x 4817/100 =

107.87 ..> massa atomica argento.

Fe: Z 26 e A 56 —> 26 protoni, 30 neutroni e 26 elettroni, massa calcolata sommando le masse dei componenti =

9,3759740 x 10 alla -23 . Massa sperimentale = 9.28822 x 10 alla -23 g, questo perché un po’ di massa scompare in

quanto nella formazione di elementi una piccola parte si trasforma in energia nucleare (DIFETTO DI MASSA),

applicando la legge di Einstein E=mc alla 2 da’ la misura dell’energia nucleare).

LA MOLE E IL NUMERO DI AVOGADRO

La mole è la quantità di sostanza che contiene esattamente 6.022 x 10 alla 23, entità elementari, che è il numero di

Avogadro. Venne definita precedentemente come la quantità di sostanza di un sistema che contiene tante entità

elementari quanti sono gli atomi di 12g di 12C.

Poiché ogni particella ha una sua massa è possibile definire come MASSA MOLARE la massa di una mole di quella

sostanza.

Es —> F = 18.99 u.m.a., 1 mole ha massa 18.99g.

S = 32.07 u.m.a.,1 mole ha massa 32.07g. —> la massa atomica di un elemento è

02 = 16 u.m.a./ moli, 1 mole ha massa 32g. uguale alla di 1 mole di atomi

dell’elemento.

Elemento coincide numericamente con la MA se è monoatomico, se molecolari si moltiplica MA x n atomi che lo

compongono. Mentre nei composti si procede con la somma delle MA degli elementi presenti. (SO2 = 32.7 + (16x2) =

64g)

N moli = m (g)/ MM (g/mol).

1. Massa di Ag contenuta in 0,0342 moli di questo elemento. Massa = n x MM, 0,0342 x 107,8682 = 3,68g.

2. Calcolare il numero di atomi di H presenti in 2.33 moli di H2O. N entità = a x n x Na (a: n volte nella formula, n:

n moli, Na: n Avogadro). = 2 x 2.33 x (6.022 x 10 alla 23) = 2.81 x 10 alla 24.

3. 41.6g (NH4)2CO3, calcolare a quante moli corrispondono e quanti ioni carbonato sono presenti. MM = 96g/moli,

n= 41.6/96 = 0,433 moli. 0,433 moli x (6.022 x 10 alla 23) = 2.61 x 10 alla 23

4. % massa -> (a x MA)/MM x 100 composto. % massa H nella C6H12O6. MM = 180,18 g/moli. % massa =

(12x1)/180,18 g x 100 = 6.66%. 4

FORMULA MOLECOLARE

N effettivo di moli di ciascun elemento in una mole di composto, A volte la formula molecolare può coincidere con la

formula minima (H2O), a volte invece è un multiplo.

Es —> Acido lattico con MM = 90,08 g/moli, presenta il 40% C, 6,71 % H, 53,3% O2. Trova la formula molecolare.

Troviamo il numero di moli per tutti e tre i componenti: nC = 3.33, nH = 6.64, nO = 3.33. Si prende il numero di piccolo

tra quelli trovati e si dividono tutte le moli per quest’ultimo: (3.33:3.33 = 1, 6.64:3.33 = 2, 3.33:3.33 = 1). Questi sono i

pedici della formula minima: CH2O, con MM pari a 30,3 g/moli. Ora bisogna dividere la MM dell’acido lattico per la MM

del CH2O, ottenendo 3 e significa che i pedici della formula minima devono essere moltiplicati per 3 —> C3H6O3.

Composti diversi possono avere la stessa formula minima come ad esempio l’acido acetico, l’acido lattico il ribosio e il

glucosio. Mentre differenti composti possono avere la stessa formula molecolare, come l’etanolo e il dimetiletere, e

prendono il nome di isomeri.

STRUTTURA E BILANCIAMENTO DI EQUAZIONI CHIMICHE

1. Mg + O2 —> MgO (reagenti e prodotti)

2. Porre il coefficiente stechiometrico davanti ad ogni reagente e prodotto. Si parte dagli atomi diversi da H e O

(per ultimi). 1Mg + 1/2 O2 —> 1MgO.

3. Aggiusto i coefficienti che devono essere interi e non semplificabili: 2Mg + O2 —> 2Mg0.

4. Aggiungere lo stato della materia 2mg (s) + O2 (g) —> 2MgO (s).

● C8H18 + O2 —> CO2 + H2O 2C8H18 + 25O2—> 16CO2 + 18H2O

● Cu2S + 3O2 —> CU2O + 2SO2 2CU2S + 3O2 —> 2Cu2O + 25O2

1.59 kg —> 1.59 x 10 alla 3 g —> n (Cu2S)?

MM: Cu2S = 63.2 + 52 = 158 g/mol 5

N moli = 1.59 x 10 alla 3 / 158 g/moli = 10 moli

2 : 3 = 10 : x —> x = 15.

NOMENCLATURA DEI COMPOSTI INORGANICI

Righe: periodi, Colonne: gruppi. Gli elementi vengono ordinati in base al numero atomico sx -> dx.

A sx si trovano gli elementi metallici (solidi, buoni conduttori elettrici e termici, duttili e malleabili) che tendono a formare

cationi. Verso dx ci sono i non metalli, con caratteristiche opposte e che tendono a formare anioni. Lungo la linea di

separazione si trovano i semimetalli. Lantanidi (57) e attinidi (89) sono i metalli di transizione interna. Elementi dello

stesso gruppo presentano caratteristiche fisiche simili.

1 gruppo: alcalini

2 gruppo: alcalini terrosi

17 gruppo: alogeni (molto reattivi)

18 gruppo: gas nobili (non si combinano con gli elementi della tavola periodica)

1

(H: non è un alcalino). Se un elettrone si allontana, nel caso dell’H, si parla di catione idrogeno o protone. Per altri

elementi si possono allontanare più elettroni, come ad esempio Fe2+ o Fe3+.

Ci sono 3 tipi di nomenclatura: IUPAC, tradizionale e Stocks, ma ci sono composti come acqua, metano e ammoniaca

che hanno dei nomi fissi.

NUMERO DI OSSIDAZIONE: numero convenzionale che è positivo quando l’elemento cede elettroni ed è negativo

quando acquista elettroni. E’ pari a zero quando non cede e non acquista nulla. Esso corrisponde a una reale cessione

o acquisto di elettroni solo se gli elementi che formano composti sono legati da legame ionico. (Nei composti con

legame covalente si attribuisce il doppietto elettronico costituente il legame all’elemento più elettronegativo. Ogni

doppietto assegnato contribuisce con -1 al n.o. e ogni doppietto ceduto con +1). Il numero di ossidazione lo si trova

sulla tavola periodica in alto a destra di ogni simbolo.

Regole generali: 1) per un atomo nella sua forma elementare n.o. = zero 6

2) per uno ione monoatomico (Na+) n.o. = carica dello ione

3) somma dei valori dei n.o. di un composto deve essere = zero.

La somma dei valori dei n.o. degli atomi in uno ione poliatomico = carica ione

GRUPPO 1: +1 in tutti i composti

GRUPPO 2: +2 in tutti i composti

H: +1 con i non metalli e -1 con metalli e boro

F: -1 in tutti i composti

O: -1 nei perossidi e -2 negli altri composti (eccettuato F)

GRUPPO 17: -1 con i metalli, non metalli (eccettuato O) e altri alogeni in posizione inferiore al gruppo.

GRUPPO 3 E 13: +3

Elementi con N.O. fisso: F -1, Ag +1, Cd +2, Zn +2, Al +3, B +3, Si +4. (L’ossigeno nel composto OF2 ha n.o. +2)

COMPOSTI CON L’OSSIGENO: GLI OSSIDI

Ossigeno + elementi. Se questi elementi sono metalli si parla di ossidi basici (+H2O = idrossidi), se sono non metalli

si parla di ossidi acidi (+H2O = ossiacidi).

NOMENCLATURA DEGLI OSSIDI: si scrive prima il metallo e poi l’ossigeno e si invertono i n.o. +,

usandoli come pedici, facendo attenzione che non siano semplificabili.

Es —> Li (+1) O (-2) = Li2O —> ossido di litio o monossido di dilitio.

Fe (+2) O (-2) = Fe2O2, FeO —> monossido di ferro o ossido ferroso (n.o. basso)

Fe (+3) O (-2) = Fe2O3 -> triossido di diferro o ossido ferrico (n.o. alto).

IUPAC: si utilizzano i prefissi mono, di, tri, tetra, penta esa, epta, otta…

TRADIZIONALE: combinazione di prefissi e suffissi per indicare il n.o. dell’elemento.

CLASSIFICAZIONE DELLE REAZIONI

Classifichiamo le reazioni in due macrogruppi: reazioni di scambio e redox.

1. nelle reazioni di scambio troviamo la reazione di combinazione, nelle quali due sostanze si combinano per

dare una terza sostan