Struttura e trasformazione della materia

IUPAC.

Composti binari non contenenti O.

- Idruri. 1) Si individua il secondo elemento della formula, 2) si cambia la desinenza del nome in -uro, 3) si scrive la preposizione “di”,

4) si aggiunge il nome del primo elemento. Per indicare il numero di atomi si fa ricorsi ai pre ssi: mono-, di-, tri-, etc.

Es: CH = tetraidruro di carbonio, NaCl = cloruro di sodio, CaCl = cloruro di calcio, Na O = ossido di sodio, CaO = ossido di calcio.

4 2 2

- Sali binari. Due sali si distinguono soltanto per il n.o. del catione metallico, si utilizzano i su ssi -oso (n.o. minore) e -ico (n.o.

maggiore).

- Idracidi. Termine “acido” seguito dal nome del non metallo a cui si aggiunge il su sso -idrico.

Es: HCl = acido cloridrico, HF = acido uoridrico, HBr = acido bromidrico.

Composti binari contenenti O.

- Ossidi. “Ossido di” seguito dal nome del catione.

- Perossidi. “Perossido di” seguito dal nome del catione. 6

fi ff fl fi ffi ffi fi

Massa formula.

La massa formula di un composto è rappresentata dalla somma delle masse atomiche di tutti gli atomi presenti nella formula chimica

del composto stesso.

Massa formula = (numero di atomi del 1° elemento della formula x massa atomica del 1° elemento) + (numero di atomi del 2° elemento

nella formula x massa atomica del 2° elemento).

Mole e Numero di Avogadro.

Una mole è la quantità di sostanza che contiene un numero di particelle elementari uguale al numero di atomi contenuti in 12 g di C,

12

ovvero il Numero di Avogadro N (6,022x10 ). Consente di e ettuare in modo semplice il conteggio di atomi o molecole misurando il

23

A

loro peso. Il valore numerico del Numero di Avogadro 6,022x10 , è de nito come il numero di atomi di carbonio presenti in una massa

23

di 12,00 grammi. Una mole di qualsiasi elemento

La massa molare M di una sostanza è uguale alla sua massa atomica o molecolare espressa in g/mol.

ha una massa in grammi equivalente alla sua massa atomica e una mole di qualsiasi composto ha una massa in grammi equivalente alla

sua massa formula.

La massa di una mole di un elemento o di un composto corrisponde alla sua massa molare.

Conversione tra grammi e numero di atomi di un elemento.

Il concetto di mole consente di determinare il numero di atomi o di molecole in un campione a partire dalla sua massa.

g -> mol -> atomi

1 L = 1 kg = 1000 g -> 1000g/18 g = 55,5 x 6,022x10 23

L’isotopo C ha massa atomica = 12,01 uma = 12,01 g di C = 1 mole di C = 6,022x10 atomi di C.

12 23

Il numero di moli n si ottiene dividendo la massa m del campione per la massa molare M della sostanza di cui è costituito.

n = m(massa del campione)/M(massa molare)

Oppure può essere determinato anche dividendo il numero delle particelle N per la costante di Avogadro N .

p A

n = N (numero particelle)/N (costante di Avogadro)

p A

Fondamenti di chimica organica.

L’idrogeno (H ) è un gas inodore, incolore e insapore. È presente come sale, è molto reattivo e con l’H O forma basi molto forti. È

2 2

piccolissimo e per questo attira a sé con più forza gli atomi, andando a creare dei legami molto forti chiamati legami a idrogeno. N =1

A

L’ossigeno (O ) costituisce il 21% dell’aria. È presente nell’acqua e in moltissimi composti organici. N =8

2 A

Il carbonio (C). N =6

A

Il rame (Cu) è un ottimo conduttore. N =29

A

L’azoto (N ) è un non metallo ha molecola biatomica con atomi ibridati sp e legame triplo. N =7

2 A

Lo zolfo (S) allo stato libero è un solido con molecola ottotomica S , può espandere l’ottetto e formare no a sei legami covalenti.

8

N =16

A

Il fosforo (P) forma diversi composti, tra cui i fosfati. È importane per DNA, RNA e ATP. N =15

A

Reazioni chimiche.

In una reazione chimica una o più sostanze, sia elementi che composti, si trasformano in altre sostanze.

Le reazioni chimiche sono trasformazioni in cui una o più sostanze chiamate reagenti si trasformano in nuove sostanze chiamate

prodotti. Quando i reagenti si trasformano in prodotti, gli atomi dei reagenti si ricombinano tra loro in modo diverso e modi cano anche

la loro posizione reciproca nello spazio. REAGENTI -> PRODOTTI

Davanti alle formule dei reagenti e dei prodotti, si introducono numero chiamati coe cienti stechiometrici a tale operazione si dà il

nome di bilanciamento.

I coe cienti stechiometrici sono numeri opportuni con cui è possibile mantenere, per ciascun elemento, l’uguaglianza tra il numero di

atomi dei reagenti e dei prodotti.

Passaggi per scrivere una reazione chimica:

1. Stabilire quali sono i reagenti e quali i prodotti (nome, classe di appartenenza, stato sico).

2. Scrivere le formule corrette dei reagenti e dei prodotti; tali formule non possono essere modi cate durante il bilanciamento, perché

ciascuna formula descrive l’esatta composizione di una sostanza.

3. Bilanciare lo schema di reazione introducendo i coe cienti stechiometrici che consentono di conservare inalterato il numero di

atomi di ciascun elemento.

Non esistono istruzioni precise per bilanciare una reazione. I coe cienti stechiometrici vanno scelti di volta in volta e introdotti in

successione, no a che il numero di atomi di ciascuna specie non coincide da una parte e dall’altra della freccia (legge della

conservazione della massa). Si possono tuttavia seguire delle regole:

- bilanciare per primi glia tomi diversi da H e O;

- se uno ione poli-atomico compare sia nei reagenti sia nei prodotti, deve essere bilanciato come gruppo di atomi;

- bilanciare per ultimi gli atomi di H e O, se presenti.

Talvolta è su ciente conoscere la natura e la formula dei reagenti per prevedere quali prodotti si formeranno. Molte reazioni chimiche

avvengono secondo schemi abbastanza semplici, che si possono ricondurre a quattro tipi fondamentali, in base a come si

ricombinano tra loro gli atomi dei reagenti.

Stechiometria = bilanciamento. Un’equazione chimica bilanciata fornisce le relazioni quantitative tra le quantità di reagenti e prodotti.

Es: 2 C H + 25 O -> 16 CO + 18 H O

8 18 2 2 2

Il reagente limitante è il reagente che limita la quantità di prodotto che può essere formata. La resa teorica è la quantità di prodotto che

è possibile ottenere in base alla quantità del reagente limitante, quella resa reale la è quantità di prodotto e ettivamente formata e

quella percentuale è la resa reale divisa per la resa teorica e moltiplicata x 100. 7

ffi ffi fi ffi ff ffi fi ffi fi fi fi ff fi

L’energia è la capacità di un corpo di trasferire calore o di eseguire un lavoro. Tutte le trasformazioni chimiche e siche sono

accompagnate da produzione o assorbimento di una certa quantità di calore.

L’entalpia di reazione (H = U+ pv): esprime la quantità di energia interna che un sistema termodinamico può scambiare con l’ambiente.

La variazione di entalpia (△H) è il calore scambiato a pressione costante.

La natura tende al disordine. L’entropia (S) di reazione è il grado di disordine di un sistema ed è tanto maggiore quanto più è

disordinato, cioè più libero, il movimento delle sue particelle. In altre parole, l’entropia è maggiore quanto più intenso è il moto di

agitazione termica delle particelle stesse, cioè quanto è più alta la temperatura.

Forze intermolecolari.

La fase gassosa è quella in cui non c’è interazione tra le molecole. Pressione: forza per unità di super cie.

Leggi dei gas

- legge di Boyle = V x P

- legge di Charles = V/T

- legge di Avogadro = V/n(moli)

La legge dei gas ideali combina le quattro proprietà di un gas (pressione P, volume V, temperatura T, numero di moli n) in una sola

equazione: PV = nRT (R = costante dei gas)

Le forze intermolecolari sono forze di natura elettrostatica che mantengono le molecole vicine tra loro. Sono importanti nel determinare

le proprietà siche delle sostanze.

Aumentando la temperature quindi fornendo calore, aumenta l’energia termica e quindi il movimento delle molecole. Le molecole e gli

atomi che costituiscono la materia sono in moto continuo e casuale, che cresce all’aumentare della temperatura

Le forze intermolecolari presenti in una sostanza determinano molte delle sue proprietà. Per esempio, maggiore è l’entità delle forze

intermolecolari, più alti saranno il punto di fusione e di ebollizione della sostanza.

Inoltre la miscibilità dei liquidi dipende dalle relative forze intermolecolari presenti in ciascuno di essi. In generale i liquidi polari sono

miscibili con altri liquidi polari, ma non con liquidi apolari.

Manifestazioni delle forze intermolecolari:

- tensione super ciale: la tendenza dei liquidi a rendere minima la loro area super ciale;

- viscosità: resistenza di un liquido allo scorrimento.

Entrambe aumentano all’aumentare dell’entità delle forze intermolecolari.

I legami intermolecolari possono essere classi cati in base all’energia di legame. (sono responsabili della condensazione)

- Forze di dispersione/forze di London: se per un brevissimo intervallo di tempo la carica elettrica di una molecola è sbilanciata, si

forma un dipolo istantaneo, che induce un momento di dipolo nella molecola vicina. Tra questi dipoli (istantaneo e indotto) si

stabilisce una forza attrattiva. Quindi le forze di dispersione o di London sono dovute all’attrazione fra i dipoli temporanei di

molecole (apolari) vicine. La loro entità aumenta con il peso molecolare, questo a causa della maggiore propensione alla

polarizzazione di nubi elettroniche più ampie.

- Forze dipolo-dipolo: sono forze attrattive che si manifestano quando dipoli permanenti, ovvero molecole polari, si allineano tra loro

con il polo positivo di una molecola diretto verso quello negativo della molecola vicina.

- Legame a idrogeno: sono un’interazione dipolo-dipolo molto forte (perché l’idrogeno è piccolissimo, quindi è possibile avvicinarsi di

più = più forza), sono forze attrattive che si stabiliscono tra molecole che contengono un atomo di idrogeno (+) legato

covalentemente a un atomo molto elettronegativo con una o più coppie elettroniche libere (F O, N, etc). Costituiscono le forze

intermolecolari più forti.

- Interazione ione-dipolo: sono interazioni che vengono a crearsi tra uno ione e una molecola polare (quindi un dipolo). Questo legame

intermolecolare è all'origine della solubilità delle sostanze ioniche in acqua: nella cosiddetta idratazione il catione (+) attrae

l'estremità negativa dei dipoli dell'acqua, l’anione (-) l'estremità positiva. Si crea un “piccolo campo elettromagnetico”.

Le forze intermolecolari d