Appunti di Chimica

UNIVERSITÀ DEGLI STUDI DI PALERMO – CDL IN SCIENZE BIOLOGICHE

Fondamenti di Chimica

Appunti del C.I. Fondamenti di Chimica (Chimica

generale + Chimica-fisica) da 9 CFU svolto dai prof.

Michelangelo Scopelliti e Renato Lombardo

Nicola Milano

Sommario

Chimica generale ............................................................................................................................................... 2

Materia e misure ........................................................................................................................................... 2

Atomi ed elementi ......................................................................................................................................... 4

Molecole e composti ..................................................................................................................................... 6

Principi di reattività e reazioni chimiche ....................................................................................................... 7

Stechiometria .............................................................................................................................................. 10

Struttura atomica ........................................................................................................................................ 11

Configurazione elettronica degli atomi e proprietà chimiche periodiche .................................................. 15

Legame chimico e geometria delle molecole: concetti fondamentali ........................................................ 18

Legame e struttura molecolare: ibridazione di orbitali, orbitali molecolari e legame metallico ................ 19

Soluzioni e loro proprietà ............................................................................................................................ 21

Principi di reattività: la chimica degli acidi e delle basi ............................................................................... 22

Principi di reattività chimica: reazioni tra acidi e basi ................................................................................. 24

Principi di reattività: reazioni di precipitazione ........................................................................................... 26

Principi di reattività chimica: le reazioni con trasferimento di elettroni .................................................... 27

Chimica-fisica ................................................................................................................................................... 30

Gli stati della materia e le proprietà dei gas................................................................................................ 30

Termodinamica: il primo principio .............................................................................................................. 34

Termodinamica: il secondo principio .......................................................................................................... 37

Gli equilibri di fase ....................................................................................................................................... 41

1

Chimica generale

Materia e misure

 Proprietà fisiche: proprietà che si possono osservare e misurare senza variazione della

composizione di una sostanza.

 Stati della materia:

o Solido: fase della materia in cui una sostanza ha una forma e un volume definiti;

o Liquido: fase della materia in cui una sostanza non ha una forma definita ma un volume

definito;

o Gas: fase della materia senza una forma definita e con un volume definito unicamente dalle

dimensioni del contenitore.

 Teoria cinetica molecolare: tutta la materia è formata da particelle estremamente piccole (atomi e

molecole) in costante movimento; tanto più alta è la temperatura, tanto più velocemente si

muovono le particelle.

 Densità:

 Temperatura: una proprietà fisica che determina la direzione del trasferimento spontaneo di calore

tra oggetti.

 Scala Celsius della temperatura: una scala definita assegnando il valore 0°C al punto di

congelamento e valore 100°C al punto di ebollizione dell'acqua pura.

 Scala Fahrenheit della temperatura: una scala in cui il punto di congelamento dell'acqua è indicato

con 32°F e il punto di ebollizione con 212°F.

 Scala Kelvin della temperatura: scala di temperatura in cui lo 0 è lo zero assoluto e l'unità è il K.

1

 (°

() = + 273,15°)

1°

 Punto di ebollizione: la temperatura alla quale la pressione di vapore di un liquido è uguale alla

pressione esterna esercitata sul liquido.

 Punto di fusione: la temperatura alla quale il reticolo cristallino di un solido collassa ed il solido è

convertito in liquido.

 Elemento: sostanza pura composta da un solo tipo di atomo.

 Atomo: la più piccola particella di un elemento che conserva le proprietà chimiche di

quell'elemento.

 Composto: combinazione di 2 o più atomi associati in proporzione definita.

 Molecola: la più piccola unità di un composto che conserva le proprietà chimiche di quel composto.

 Formula molecolare: un'espressione scritta che mostra il numero degli atomi di ogni tipo che

appartengono ad una molecola di un composto.

 Trasformazione chimica (reazione chimica): reagenti — prodotti.

 Trasformazione chimica: nuova disposizione degli atomi senza variazione del loro numero; le

molecole presenti dopo la reazione sono diverse da quelle presenti prima della reazione.

 Trasformazione fisica: non dà origine ad una nuova sostanza chimica e le molecole presenti prima e

dopo la trasformazione sono le stesse, cambia solo la loro posizione relativa.

 Proprietà fisiche:

o Proprietà estensive: proprietà fisiche della sostanza che dipendono dalla quantità di

materia presente;

o Proprietà intensive: proprietà fisiche che non dipendono dalla quantità di materia

presente.

 Miscela: una combinazione di 2 o più sostanze in cui ogni sostanza conserva le sue proprietà:

o Eterogenea: una miscela in cui le particelle di ogni componente restano separate e possono

essere osservate come sostanze individuali;

o Omogenea: una miscela in cui la composizione è del tutto uniforme.

 Sostanza pura: un campione di materia le cui proprietà chimiche non possono essere modificate

separando i componenti mediante sistemi fisici.

2

Materia

(gas, liquido, solido)

Sostanze pure Miscele

Composti Elementi Omogenee Eterogenee

 Osservazioni qualitative: informazioni sperimentali non numeriche, come una descrizione.

 Osservazioni quantitative: informazioni sperimentali numeriche.

Misura Nome dell’unità Abbreviazione

Massa Chilogrammo kg

Lunghezza Metro m

Tempo Secondo s

Temperatura Kelvin K

Quantità di sostanza Mole mol

Intensità di corrente elettrica Ampere A

 Analisi dimensionale: modo sistematico per risolvere i problemi numerici mediante i fattori di

conversione.

 Fattori di conversione: moltiplicatori che convertono le unità desiderate alle unità di partenza.

 Criteri per determinare le cifre significative:

o Si legge il numero da sinistra a destra e si contano tutte le cifre partendo dal primo valore

diverso da 0;

o Nel fare una somma o una sommazione, il numero di cifre decimali nella risposta dovrà

essere uguale al numero di cifre decimali del numero con meno cifre decimali;

o Nella moltiplicazione o nella divisione, il numero di cifre significative nel risultato dovrà

essere lo stesso di quelle del dato con il minor numero di cifre significative;

o Quando un numero è arrotondato (il numero di cifre significative è ridotto), l’ultima cifra

non eliminata è aumentata solo di 1 solo se la cifra seguente è 5 maggiore di 5.

3

Atomi ed elementi

 Atomo: la più piccola particella di un elemento che conserva le proprietà chimiche di

quell’elemento.

 John Dalton e la sua teoria atomica:

o Tutta la materia è costituita da tomi. Questi oggetti indivisibili ed indistruttibili sono le

ultime particelle chimiche;

o Tutti gli atomi di un dato elemento sono identici sia nella massa che nelle proprietà. Atomi

di elementi diversi hanno masse differenti e proprietà differenti;

o I composti si formano in seguito alla combinazione di 2 o più diversi tipi di atomi, gli atomi

si combinano nel rapporto di piccoli numeri interi;

o Gli atomi sono le unità delle trasformazioni chimiche. Una reazione chimica comporta

soltanto combinazione, separazione e riarrangiamento di atomi ma gli atomi non sono

creati, distrutti, divisi in particelle o trasformati in altri tipi di atomi durante una reazione

chimica;

 Antoine Lavoisier: “All’interno di un sistema chiuso, in una reazione chimica, la massa dei reagenti è

esattamente uguale alla massa dei prodotti, anche se appare in forme diverse”. – “In una reazione

chimica nulla si crea, nulla si distrugge, tutto ciò che c’era prima si trova anche dopo che la reazione

è avvenuta” (legge della conservazione della massa).

 Joseph Louis Proust: “Quando 2 o più elementi reagiscono, per formare un determinato composto,

si combinano sempre secondo proporzioni in massa definite e costanti” (legge delle proporzioni

definite) – Quando 2 elementi si combinano in modi diversi per formare diversi composti, posta

fissa la quantità di 1 dei 2 elementi, la quantità dell’altro elemento necessaria a reagire per formare

un diverso composto risulterà essere un multiplo o sottomultiplo di sé stessa, in rapporti definibili

con numeri piccoli ed interi (legge delle proporzioni multiple).

 Atomo:

o Nucleo:

 Protoni: particelle subatomiche

cariche positivamente

 Neutroni: particelle subatomiche

elettricamente neutre

o Elettroni: particelle subatomiche cariche

negativamente che si trovano nello spazio

intorno al nucleo

Particelle Grammi UMA Carica Simbolo

-28

Elettrone 9,109389 ∙ 10 0,00548 -1 e

-24

Protone 1,672633 ∙ 10 1,00727 +1 p

-24

Neutrone 1,674929 ∙ 10 1,00866 0 n 1

 UMA (unità di massa atomica): l’unità di una scala di masse atomiche relative (1 UMA = di 1

12

atomo di C con 6 protoni e 6 elettroni).

 Numero atomico (Z): numero di protoni nel nucleo di un atomo di un elemento.

 Numero di massa (A): numero di protoni + numero di neutroni nel nucleo di un atomo di un

elemento.

 Isotopi: atomi che hanno lo stesso numero atomico (Z) ma diverso numero di massa (A)

 Massa atomica: massa media di un atomo in un campione rappresentativo di un elemento.

 % = ∙ 100

′

4

5

 Mole: quantità di sostanza che contiene tante particelle elementari (atomi molecole o altre) quanti

sono gli atomi di carbonio in 12 g esatti dell’isotopo 12 del carbonio → 1 mole = 6,0022136736 ∙

23

10 particelle (numero di Avogadro).

 Massa molare (M): la massa in g di 1 mole di atomi di ogni elemento, numericamente uguale alla

massa atomica in UMA.

Molecole e composti

 Molecola: la più piccola unità di un composto che conserva le proprietà chimiche di quel composto.

 Molecola biatomica:

o Eteronucleare: una molecola composta da 2 atomi di elementi diversi;

o Omonucleare: una molecola formata da 2 atomi identici.

 Allotropi: forme differenti dello stesso elemento che esiste nello stesso stato fisico, alla stessa

temperatura e pressione.

 Composto: combinazione di 2 o più atomi associati in proporzione definita.

 Formula molecolare: un’espressione scritta che mostra il numero degli atomi di ogni tipo che

appartengono ad una molecola di un composto.

 Formula di struttura: rappresentazione che mostra come gli atomi sono raggruppati assieme nella

molecola → mettono in evidenza il raggruppamento degli atomi e i gruppi chimicamente

importanti nella molecola.

 Gruppi funzionali: frammenti strutturali che identificano una classe di composti.

 Ione: atomo o gruppo di atomi che ha perso o guadagnato 1 o più elettroni per cui non sono più

elettricamente neutri.

 Anione: ione con una carica elettrica negativa.

 Catione: ione con una carica elettrica positiva.

 Elettroni di valenza: gli elettroni più esterni e chimicamente più reattivi di un atomo.

 Ione monoatomico: uno ione costituito da un singolo atomo.

 Ione poliatomico: uno ione costituito da 2 p più atomi.

 I metalli formano quasi sempre ioni positivi e danno origine a composti ionici.

 I non metalli formano ioni monoatomici negativi nei composti ioni soltanto quando sono combinati

con un metallo.

 È difficile prevedere quando i metalloidi formano ioni.

 Quanto più lontano 2 elementi si trovano nella tavola periodica tanto più probabile che essi

formino un composto ionico in una reazione.

 Composto ionico: composto costituito da ioni di carica opposta, tenuti insieme da forze

elettrostatiche.

 Reticolo cristallino: una regolare disposizione di punti equivalenti nello spazio, descrivente la

struttura di un solido metallico, molecolare o ionico.

 Unità formula: la più piccola combinazione di atomi che rappresenta il rapporto tra gli elementi in

un composto ionico.

 Nomenclatura dei composti ionici:

o Ioni positivi:

 Nome ione monoatomico positivo (catione di un metallo) → ione + nome del

3+

metallo (es. Al = ione alluminio);

 Vi sono dei casi, specialmente nella serie dei metalli di transizione, in cui un metallo

2+

può formare più di uno ione positivo → sistema Stock → Co = ione cobalto (II);

3+

Co = ione cobalto (III).

o Ioni negativi:

 -

Nome ione monoatomico negativo → nome dell’elemento non metallico + -uro (H

4- 3- 2- - 3- 2-

= idruro, C = carburo, N = nitruro, O = ossido, F = fluoruro, P = fosfuro, S =

- 2- - 2- -

solfuro, Cl = cloruro, Sl = seleniuro, Br = bromuro, Te = tellururo e I = ioduro);

 Nome ione poliatomico negativo → ossoanioni

6

3- 4- 4- 42- 3- 4-

NO = SO = ClO = HPO = idrogeno HCO = idrogeno HSO = idrogeno

nitrato solfato perclorato fosfato carbonato solfato

22- 32- 3- 4- 3-

NO = SO = ClO = clorato H PO = diidrogeno HSO = idrogeno

2

nitrito solfito fosfato solfito

2-

ClO = clorito

-

ClO =

ipoclorito

 Nomenclatura dei composti ionici: nome dello ione negativo + nome dello ione positivo (CaBr =

2

bromuro di calcio, NaHSO = idrogeno solfato di sodio, (NH ) CO = carbonato di ammonio, TiCl =

4 4 2 3 2

cloruro di titanio (II), CoO = ossido di cobalto (III).

3

 Nomenclatura dei composti binari dei non metalli (HF = fluoruro di idrogeno, HCl = cloruro di

idrogeno, H S = solfuro di diidrogeno).

2 Numero di

Moli atomi di C

• Usare la •∙

molarità ( ) • Usare il numero

di Avogadro

(∙ )

Massa (g) Molecole

 % = ∙ 100

1

 % → % → →

→ à →

 Composti idrati: composti ionici in cui le molecole d’acqua sono intrappolate all’interno del reticolo

cristallino.

Principi di reattività e reazioni chimiche

 Reazione chimica bilanciata: un’equazione chimica che mostra le quantità relative dei reagenti e dei

prodotti.

 Stechiometria: lo studio delle relazioni quantitative tra le quantità di reagenti e prodotti.

 Coefficienti stechiometrici: i numeri moltiplicatori assegnati alle specie in un’equazione chimica per

bilanciare l’equazione stessa.

 Bilanciamento delle equazioni chimiche:

o Si scrivono le formule corrette dei reagenti e dei prodotti;

o Si bilanciano gli atomi di C;

o Si bilanciano gli atomi di H;

o Si bilanciano gli atomi di O;

o Si verifica che gli atomi di tutti elementi siano bilanciati.

 Soluzione acquosa: una soluzione nella quale l’acqua è il solvente.

 Elettrolita: una sostanza che in soluzione e allo stato fuso si dissocia in ioni producendo un liquido

in grado di condurre l’elettricità.

 Elettroliti: 7

o +

Forti: i loro ioni si dissociano completamente → per ogni mol di AB si ritrova 1 mol di A e 1

-

mol di B → la soluzione è un buon conduttore elettrico;

o Deboli: i loro ioni si dissociano solo i parte → cattivi conduttori di corrente elettrica.

 Non elettrolita: una sostanza che si discioglie in acqua per formare una soluzione elettricamente

non conduttrice.

Composti solubili Eccezioni

+ + 4+

Quasi tutti i sali di Na , K , NH

- - - + 22+ 2+

Tutti i sali di Cl , Br , e I Alogenuri di Ag , Hg , Pb

- + 2+ 2+ 2+ 2+

Composti contenenti F Fluoruri di Mg , Ca , Sr , Ba , Pb

3