Riassunto esame Chimica, Prof. Sportelli Mario, libro consigliato Chimica e propedeutica biochimica, Zanichelli

CHIMICA

CAPITOLO 1

Materia

La materia è tutto ciò che possiede massa e occupa spazio. Può subire: • Trasformazioni

chimiche: si consumano reagenti e si formano nuove sostanze. • Trasformazioni fisiche:

cambia lo stato o la forma, ma non la natura della sostanza.

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Cifre significative 1. Le cifre diverse da zero sono significative. 2. Gli zeri iniziali non sono

significativi. 3. Gli zeri tra cifre non nulle sono significativi. 4. Gli zeri finali dopo la virgola

sono significativi. 5. Gli zeri finali senza virgola possono essere significativi (dipende dal

contesto).

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Misure e grandezze fondamentali (SI)

Lunghezza • Unità: metro (m).

Volume • Unità: litro (L). • 1 mL = 1 cm³.

Massa • Quantità di materia. • Non dipende dalla posizione.

Peso • Forza con cui la gravità agisce sulla massa. • Dipende dal luogo (gravità). • Peso ∝

massa.

Tempo • Unità: secondo (s).

Temperatura

È proporzionale alla velocità delle particelle. Punti caratteristici:

Scala Congelamento Ebollizione Zero assoluto Celsius 0 °C 100 °C −273 °C Fahrenheit 32 °F

212 °F −459 °F Kelvin 273 K 373 K 0 K

Formule: • C = (5/9)(F − 32) • F = (9/5)C + 32 • K = C + 273

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Stati della materia

Solido • Forma e volume propri • Incomprimibile • Particelle molto vicine

Liquido • Volume proprio • Forma variabile • Leggermente comprimibile

Gas • Né forma né volume propri • Fortemente comprimibile • Particelle molto distanti

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Densità e peso specifico

Densità

Rapporto massa/volume: \text{densità} = \frac{m}{V} • Proprietà fisica costante a

temperatura fissata. • In genere diminuisce con l’aumento della temperatura.

Eccezione: acqua • Aumenta densità da 0 a 4 °C. • Densità massima a 4 °C. • Poi diminuisce

fino a 100 °C.

Peso specifico • Rapporto tra densità di una sostanza e quella dell’acqua (ρₐcqua = 1). •

Valore numerico uguale alla densità ma senza unità.

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Energia

Energia cinetica 2

Energia del movimento: E_k = 1/2 mv

Energia potenziale

Energia immagazzinata dovuta alla posizione o alla configurazione.

Principio di conservazione dell’energia

L’energia non si crea né si distrugge, può solo trasformarsi.

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Calore • Il calore è energia; la temperatura non lo è. • Unità di misura: caloria (cal) e joule (J).

Equivalenza: 1 cal = 4,184 J

Calore specifico

Quantità di calore necessaria per aumentare di 1 °C la temperatura di 1 g di sostanza:

Q = c x m x Delta T

CAPITOLO 2

Materia e sue classificazioni La materia è costituita da atomi. Si divide in: • Sostanze pure:

composizione costante. • Elementi: atomi identici (118 totali, 92 naturali). • Composti: formati

da elementi in rapporti fissi, descritti da una formula. • Miscele: combinazioni fisiche di più

sostanze. • Omogenee: una fase unica. • Eterogenee: più fasi distinguibili.

Teoria atomica di Dalton 1. La materia è fatta di atomi indivisibili. 2. Gli atomi di uno stesso

elemento sono identici. 3. Gli atomi non si creano né si distruggono. 4. I composti hanno

proporzioni fisse tra gli atomi. 5. Le molecole sono gruppi di atomi che si comportano come

un’unità.

Leggi fondamentali • Conservazione della massa (Lavoisier): la massa totale non cambia. •

Proporzioni definite (Proust): in un composto gli elementi si combinano in rapporti costanti.

Elementi monoatomici, biatomici, poliatomici • Monoatomici: He, Ne. • Biatomici: H₂, O₂, N₂,

F₂, Cl₂, Br₂, I₂. • Poliatomici: diamante (C), zolfo.

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Struttura dell’atomo

L’atomo contiene: • Protoni (+1, massa ≈ 1 u) • Neutroni (neutri, massa ≈ 1 u) • Elettroni (–1,

massa molto piccola)

Protoni e neutroni formano il nucleo; gli elettroni formano la nuvola elettronica.

Numero atomico (Z) = protoni Numero di massa (A) = protoni + neutroni Negli atomi neutri:

elettroni = protoni.

Isotopi Atomi con stesso Z, diverso numero di massa. Stesse proprietà chimiche, proprietà

fisiche diverse.

Peso atomico Media ponderata delle masse isotopiche.

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Tavola periodica

Organizzata per numero atomico crescente, divisa in: • Gruppi (colonne) • Periodi (righe)

Gruppi principali • 1 – Metalli alcalini: morbidi, reattivi con acqua, basso punto di fusione. • 17

– Alogeni: molto reattivi, punti di fusione/ebollizione crescenti. • 18 – Gas nobili: stabili, non

reattivi.

Tipi di elementi • Metalli: solidi (eccetto Hg), lucenti, conduttori, duttili. • Non metalli: scarsi

conduttori; stati vari. • Semimetalli: proprietà intermedie (B, Si, Ge, As, Sb, Te).

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Configurazione elettronica

Secondo Bohr e la meccanica quantistica: • Gli elettroni si dispongono in livelli energetici

(gusci) e orbitali. • Ogni orbitale contiene al massimo 2 elettroni con spin opposto.

Tipi di orbitali • s = 1 orbitale (forma sferica) • p = 3 orbitali (a manubrio) • d = 5 orbitali • f =

7 orbitali

Regole principali 1. Riempimento dal livello a energia più bassa. 2. Principio di esclusione di

Pauli: max 2 elettroni per orbitale, spin opposto. 3. Regola di Hund: negli orbitali degeneri gli

elettroni si distribuiscono prima singolarmente.

Gli elementi dello stesso gruppo hanno stessa configurazione esterna (elettroni di valenza).

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Proprietà periodiche

Raggio atomico • Aumenta lungo il gruppo (più livelli). • Diminuisce lungo il periodo (maggior

attrazione nucleare).

Energia di ionizzazione Energia necessaria per rimuovere un elettrone. • Diminuisce lungo il

gruppo. • Aumenta lungo il periodo.

Affinità elettronica Energia liberata quando un atomo acquista un elettrone. • Diminuisce

lungo il gruppo. • Aumenta lungo il periodo.

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Meccanica quantistica e orbitali

Con il principio di indeterminazione di Heisenberg, non è possibile conoscere

simultaneamente posizione e velocità dell’elettrone.

L’orbitale è la regione dove c’è la massima probabilità di trovarlo.

Numeri quantici 1. n: livello energetico (1–7) 2. l: forma dell’orbitale 3. m: orientamento 4. s:

spin (+½ / –½)

Ogni elettrone in un atomo deve avere almeno un numero quantico differente da tutti gli altri.

CAPITOLO 3

Gli atomi tendono sempre a raggiungere una condizione di maggiore stabilità. La

configurazione stabile è quella dei gas nobili, cioè quella in cui il livello energetico più esterno

contiene otto elettroni. Questo comportamento è chiamato “regola dell’ottetto”.

Per raggiungere questa configurazione, un atomo può: • acquistare elettroni, diventando uno

ione negativo; • perdere elettroni, diventando uno ione positivo; • condividere elettroni con

un altro atomo.

Il tipo di legame che si forma dipende da come gli elettroni vengono ceduti, acquistati o

condivisi.

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Elettronegatività

L’elettronegatività è la capacità di un atomo di attirare verso di sé gli elettroni coinvolti in un

legame.

I valori di elettronegatività cambiano nella tavola periodica: • aumentano spostandosi da

sinistra verso destra; • diminuiscono scendendo dall’alto verso il basso.

Più è grande la differenza di elettronegatività tra due atomi, più il legame sarà “ionico”. Se la

differenza è piccola o media, il legame è “covalente”.

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Tipi di legami chimici

1. Legame covalente

Si forma quando due atomi condividono una coppia di elettroni.

Esistono tre tipi:

a) Legame covalente puro Si forma tra due atomi uguali. Gli elettroni sono condivisi

esattamente allo stesso modo da entrambi. Non si formano cariche parziali.

Esempio: la molecola di ossigeno O₂.

b) Legame covalente polare Si forma tra atomi diversi. L’atomo più elettronegativo trattiene

gli elettroni condivisi in modo maggiore, quindi su di lui si crea una leggera carica negativa.

Sull’altro atomo compare una leggera carica positiva.

Esempio: nella molecola H–Cl la parte vicina al cloro è più negativa, quella vicina all’idrogeno

più positiva.

c) Legame covalente dativo Un solo atomo fornisce entrambi gli elettroni della coppia

condivisa. L’altro atomo li accetta perché ha un orbitale vuoto.

Anche se l’origine degli elettroni è diversa, il legame ottenuto ha la stessa forza di un normale

legame covalente.

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2. Legame ionico

Si forma quando un atomo cede elettroni e un altro li acquista.

Il risultato è la formazione di due ioni con cariche opposte: • uno ione positivo, che deriva

dall’atomo che perde elettroni; • uno ione negativo, che deriva dall’atomo che li acquisisce.

L’attrazione elettrostatica tra questi due ioni crea il legame ionico.

Un legame ionico si forma normalmente tra un metallo e un non metallo, quando la differenza

di elettronegatività tra i due è molto elevata.

Gli ioni si organizzano a formare strutture solide molto ordinate, chiamate reticoli cristallini.

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3. Legame metallico

I metalli hanno elettroni esterni poco trattenuti dal nucleo. Questi elettroni possono muoversi

liberamente attraverso tutta la struttura del metallo.

Si crea quindi un sistema formato da: • ioni metallici positivi fissi in posizioni regolari; • una

“nube” di elettroni mobili che li circonda.

Questo tipo di struttura spiega: • la conducibilità elettrica e termica dei metalli; • la loro

malleabilità (si possono appiattire); • la loro duttilità (si possono tirare in fili).

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Strutture di Lewis

Per rappresentare una molecola si utilizza la “struttura di Lewis”. La procedura generale

consiste nel: 1. determinare quanti elettroni di valenza sono presenti nella molecola; 2.

stabilire quali atomi sono legati tra loro; 3. collegare gli atomi con un legame semplice; 4.

distribuire gli elettroni rimanenti attorno agli atomi per completare l’ottetto; 5. se gli elettroni

non bastano per completare gli ottetti di tutti gli atomi, si trasformano alcuni legami semplici

in legami doppi o tripli.

Gli elementi dal terzo periodo in poi possono ospitare più di otto elettroni attorno a sé e

quindi ampliare l’ottetto.

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Geometria molecolare (teoria VSEPR)

La forma di una molecola dipende da come le coppie elettroniche, sia quelle impegnate nei

legami sia quelle libere, si dispongono attorno all’atomo centrale per ridurre al minimo la loro

repulsione.

La geometria più comune sono: • Lineare: gli atomi si dispongono su una linea retta. •

Triangolare planare: tre gruppi elettronici si dispongono su un piano con uguale distanza. •

Tetraedrica: quattro gruppi elettronici si orientano a formare una struttura tridimensionale

con facce triangolari.

La presenza di coppie elettroniche non impegnate nei legami modifica gli angoli rendendoli

più piccoli.

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Polarità delle molecole

Una molecola può essere polare oppure non polare.

Una molecola è polare quando: • ha legami covalenti polari; • la disposizione degli atomi non

permette di annullare le cariche parziali.

Esempi: • L’anidride carbonica è una molecola lineare: anche se i legami sono polari, le

cariche si compensano, quindi la molecola non è polare. • L’acqua ha una forma angolare e le

cariche non si annullano: è quindi una molecola polare.

CAPITOLO 4

Una reazione chimica è un processo in cui alcune sostanze iniziali, chiamate reagenti, si

trasformano in nuove sostanze, chiamate prodotti.

Durante una reazione chimica: • gli atomi non vengono creati né distrutti; • gli atomi vengono

semplicemente riordinati in modo diverso; • le molecole iniziali si rompono e se ne formano

altre.

Questo comportamento rispetta la legge di conservazione della massa: la massa totale dei

reagenti deve essere uguale alla massa totale dei prodotti.

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Equazioni chimiche e bilanciamento

Per descrivere una reazione si usa una equazione chimica. Questa equazione deve essere

sempre bilanciata.

Bilanciare significa assicurarsi che: • il numero di atomi di ogni elemento sia uguale nella

parte sinistra e nella parte destra della reazione; • nelle reazioni in soluzione siano bilanciate

anche le cariche elettriche.

Una equazione con una sola freccia indica che la trasformazione avviene in modo completo:

almeno uno dei reagenti viene completamente consumato.

Una equazione con due frecce indica che la reazione è reversibile: non si completa

totalmente ma si stabilisce un equilibrio, cioè una situazione in cui coesistono quantità

definite di reagenti e di prodotti.

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Reazioni di precipitazione

Molti composti ionici sono solubili in acqua. Quando un composto ionico si scioglie, i suoi ioni

si separano e si disperdono grazie all’acqua: questo processo si chiama dissociazione.

Quando mescoliamo due soluzioni contenenti ioni diversi, possono verificarsi due possibilità:

1. Gli ioni rimangono sciolti senza reagire. 2. Gli ioni si combinano per formare una sostanza

insolubile in acqua.

Se si forma una sostanza insolubile, questa compare come un solido visibile chiamato

precipitato. La reazione che porta alla formazione di questo solido si chiama reazione di

precipitazione.

Ioni spettatori

In molte reazioni alcuni ioni non partecipano alla formazione del precipitato. Questi ioni

rimangono sciolti e inalterati. Sono chiamati ioni spettatori e possono essere eliminati dalla

rappresentazione della reazione.

Quando scriviamo la reazione eliminando gli ioni spettatori otteniamo l’equazione ionica

netta. Questa equazione deve essere bilanciata sia nel numero di atomi sia nel totale delle

cariche elettriche.

In una equazione ionica netta corretta: • la somma delle cariche a sinistra deve essere uguale

alla somma delle cariche a destra; • la carica totale deve essere neutra (zero).

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Quando gli ioni in soluzione reagiscono

Gli ioni reagiscono tra loro solo se avviene almeno uno di questi eventi: 1. Formazione di un

solido insolubile (precipitato). 2. Formazione di un gas che si libera sotto forma di bolle. 3.

Reazione tra un acido e una base che porta alla formazione di acqua. 4. Reazione in cui uno

ione trasferisce elettroni a un altro, cioè una reazione redox.

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Reazioni di ossido-riduzione (redox)

Sono reazioni in cui le specie chimiche scambiano elettroni. • L’ossidazione è la perdita di

elettroni. • La riduzione è il guadagno di elettroni.

Gli elettroni che un atomo perde vengono acquisiti da un altro atomo: i due processi sono

sempre collegati.

Secondo Lavoisier: • una sostanza si ossida quando acquista atomi di ossigeno oppure perde

atomi di idrogeno; • una sostanza si riduce quando perde atomi di ossigeno oppure acquista

atomi di idrogeno.

Esempi importanti di reazioni redox

Combustione Le sostanze che bruciano reagiscono con l’ossigeno. Di solito contengono

carbonio e idrogeno. Se la combustione è completa, il carbonio si trasforma in anidride

carbonica e l’idrogeno si trasforma in acqua. Se la combustione è incompleta, si formano

prodotti che inquinano l’aria.

Respirazione Dentro le cellule l’ossigeno ossida composti contenenti carbonio producendo

anidride carbonica, acqua ed energia.

Arrugginimento Il ferro a contatto con aria e umidità si ossida formando ossidi di ferro, cioè la

ruggine.

Sbiancamento Gli agenti sbiancanti sono sostanze che ossidano composti colorati

trasformandoli in composti incolori.

Batterie Le batterie generano elettricità sfruttando una reazione redox che produce una

corrente di elettroni.

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Peso formula, peso molecolare e mole

Il peso formula è la somma dei pesi atomici di tutti gli atomi presenti nella formula di un

composto.

Il peso molecolare è lo stesso concetto ma si riferisce ai composti covalenti, cioè alle

molecole.

Quando il peso formula o il peso molecolare sono espressi in grammi, corrispondono alla

massa di una mole di sostanza.

La mole è una quantità molto grande di particelle, pari al numero di Avogadro, cioè sei virgola

zero due per dieci alla ventitreesima. Questo numero è sempre lo stesso, indipendentemente

dal tipo di atomo o di molecola.

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Stechiometria

La stechiometria permette di calcolare quanta quantità di reagenti è necessaria per ottenere

una certa quantità di prodotto, basandosi sui rapporti molari presenti nell’equazione chimica

bilanciata.

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Reagente limitante

Quando i reagenti non sono presenti nelle proporzioni esatte indicate dall’equazione

bilanciata, uno di essi può terminare prima degli altri.

Il reagente limitante è quello che viene consumato completamente per primo e determina la

quantità massima di prodotto che si può ottenere.

Gli altri reagenti rimangono in parte non reagiti.

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Resa reale, resa teorica e resa percentuale

In una reazione non si ottiene mai la quantità di prodotto prevista dai calcoli teorici.

Esistono tre grandezze importanti: • la resa teorica è la quantità di prodotto prevista dalla

stechiometria; • la resa reale è la quantità di prodotto che si ottiene davvero; • la resa

percentuale indica l’efficienza della reazione.

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Calore di reazione

Ogni reazione può assorbire o liberare calore. • Se la reazione rilascia calore si dice

esotermica. • Se la reazione assorbe calore si dice endotermica.

La