Appunti di chimica generale completi

Appunti di chimica generale

La chimica

L'oggetto di studio della chimica è la materia (tutto ciò che ha una massa e occupa uno spazio). In particolare è una scienza che studia:

• La struttura e la composizione della materia;
• Le trasformazioni che la materia subisce;
• L'energia coinvolta in queste trasformazioni.

La chimica si divide in:

• Chimica generale: studia la struttura dell'atomo e del legame chimico;
• Chimica inorganica: studia sistematicamente tutti gli elementi chimici;
• Chimica organica: è la chimica dei derivati del carbonio;
• Chimica analitica: studia i metodi per individuare i singoli componenti di una miscela o di un composto e per determinarne le relative quantità;
• Chimica-fisica: studia da un punto di vista fisico alcuni aspetti della chimica generale quali la atomistica, termochimica, radioattività.

La materia

La materia: tutto ciò che ha massa e dimensioni.

Stati della materia:

• Gas: riempie il recipiente nel quale si trova (è composto da particelle in moto veloce e disordinato con interazioni debolissime);
• Liquido: possiede una superficie ben definita e, soggetto ad un campo gravitazionale, tende ad occupare la parte inferiore del recipiente (è composto da particelle a contatto, ma in grado di muoversi);
• Solido: ha forma propria (le particelle sono a contatto e oscillano intorno ad una posizione media; si hanno interazioni forti;
• Plasma: è lo stato della materia più diffuso nell'universo (è composto da elettroni e nuclei).

Sostanze pure e miscugli

Per sostanza si indica un materiale puro e può essere un elemento o un composto. Se è un elemento, tutti i suoi atomi sono dello stesso tipo. Se è un composto è costituita dagli atomi degli elementi specifici legati tra loro in rapporti definiti (come l'acqua, il cloruro di sodio, o il benzene - un composto di carbonio e idrogeno).

Per eseguire una analisi chimica bisogna determinare se il campione in esame è una sostanza pura (un elemento o un composto) oppure è costituito da un miscuglio o miscela: un insieme di differenti sostanze. Un miscuglio presenta una combinazione delle proprietà fisiche dei suoi componenti, mentre le proprietà di un composto sono nettamente differenti da quelle dei suoi elementi costitutivi. I componenti di un miscuglio possono essere separati in base alle loro differenti proprietà fisiche.

Sostanza pura: qualità di materia composta da molecole tutte uguali tra loro (es. H₂O); elemento: sostanza pura composta da molecole contenenti atomi tutti uguali tra loro (es. O₂); molecola: la più piccola parte di sostanza pura che conserva ancora tutte le proprietà chimiche della sostanza stessa; fase: porzione di materia con identiche proprietà chimiche e fisiche.

Trasformazioni

Sostanza pura Miscela fisiche (1 fase) elemento composto omogenea eterogenea (1 fase) (più fasi) Reazioni chimiche Trasformazioni fisiche Atomici: He, Fe, Na Molecolari: H₂O, CH₄, Cl₂, P Molecolari: H₂ Ionici: NaCl, KNO₃

La scelta del metodo per separare una miscela dipende dallo stato fisico dei componenti e dalle loro proprietà chimiche e fisiche.

Metodi di separazione

• Filtrazione: separazione di una miscela eterogenea costituita da un liquido e un solido sfruttando la diversa dimensione delle particelle.
• Centrifugazione: permette di separare i componenti di una miscela eterogenea sfruttando la diversa densità e la forza centrifuga.
• Distillazione: sfrutta la diversa temperatura di ebollizione.
• Semplice: quando si separa un liquido da un solido;
• Frazionata: quando si separa un liquido da una soluzione di due o più liquidi.
• Estrazione con solventi: permette di separare i componenti di una miscela eterogenea sfruttando la diversa solubilità in un solvente.
• Cromatografia: permette di separare i componenti di una miscela eterogenea sfruttando la diversa velocità su un supporto sotto la spinta di un solvente.

Teoria atomica di Dalton (1803)

• La materia è costituita da atomi che sono indivisibili e indistruttibili;
• Tutti gli atomi di un elemento sono identici;
• Atomi di elementi differenti hanno pesi e proprietà differenti;
• Quando più atomi si combinano si formano composti;
• In un dato composto il numero relativo degli elementi è costante.

Lavoisier (1783)

Legge di conservazione della massa

Durante una reazione chimica o una trasformazione fisica non si osserva nessuna variazione della quantità di materia.

Legge delle proporzioni definite - Proust (1799)

Campioni diversi di qualsiasi composto puro contengono gli stessi elementi nelle identiche percentuali.

Struttura dell'atomo

L'atomo è la più piccola particella di materia che si possa ottenere per mezzo di un processo chimico (chimicamente indivisibile). Le particelle che lo compongono, se isolate, non hanno la possibilità di esistenza indipendente. Al centro dell'atomo c'è il nucleo (circa 10^-4 volte più piccolo del diametro dell'atomo). Il nucleo è formato da due tipi di particelle (nucleoni): i protoni (carica positiva) ed i neutroni (nessuna carica).

Attorno al nucleo ruotano, a grandissima distanza e velocità (circa 1/100 della velocità della luce), gli elettroni: piccole particelle aventi carica negativa e massa circa 10^-3 più piccola dei nucleoni. L'atomo è elettricamente neutro.

La differenza tra atomi diversi sta nel diverso numero di protoni e di neutroni.

• Z = numero di protoni (e quindi di elettroni) NUMERO ATOMICO
• A = protoni + neutroni NUMERO DI MASSA
• A - Z = numero di neutroni

Un atomo individuato da queste due grandezze (A e Z) si chiama nuclide: A_ZX

Le proprietà chimiche dell'atomo sono legate al numero Z. Ordinando gli elementi secondo Z crescente (sistema periodico degli elementi) si osserva una periodicità di alcune importanti caratteristiche chimico-fisiche. Le proprietà chimiche sono determinate dagli elettroni più esterni (elettroni di valenza).

Isotopi

Gli isotopi sono atomi che hanno lo stesso numero atomico Z (numero di protoni) ma masse atomiche (A) diverse. Un isotopo viene indicato: neon-20, neon-21 e neon-22: ²⁰Ne, ²¹Ne e ²²Ne. In natura un elemento può essere presente con isotopi in diverse percentuali (percentuali isotopiche).

Sistema periodico degli elementi

Se si ordinano gli elementi secondo Z (= n° protoni) crescente, si osserva una periodicità delle proprietà chimiche. Gli elementi di una riga orizzontale formano i periodi, quelli incolonnati verticalmente costituiscono i gruppi. I gas nobili (gruppo VIIIA) hanno una eccezionale stabilità e inerzia chimica. Essi segnano il confine tra un periodo e il successivo.

In relazione alle loro proprietà chimiche, gli elementi sono genericamente classificati in:

• Gas nobili (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn): massima inerzia chimica.
• Non-metalli (C, N, O, F, P, S, Cl, Se, Br, I): I non-metalli sono non malleabili, non splendenti, cattivi conduttori, e formano molecole, pluriatomiche (N₂, O₂, Cl₂, S₈ ecc.), fragili se solidi, ma spesso gassosi. Hanno una grande tendenza ad attirare gli elettroni di legame quando si legano con atomi di metalli. I non-metalli con l'ossigeno formano le anidridi (es. anidride carbonica CO₂), che sciolte in acqua formano gli ossiacidi (es. acido carbonico H₂CO₃), liberando ioni H₃O⁺.
• Semi-metalli o elementi di transizione (B, Si, Ge, As, Sb, Te, Po, At): proprietà intermedie tra metalli e non-metalli. I semi-metalli hanno caratteristiche intermedie tra metalli e non-metalli.
• Metalli (tutti gli altri elementi): tendono a perdere elettroni. I metalli hanno caratteristiche fisico-chimiche comuni: lucentezza, compattezza, elevata conducibilità elettrica e termica e malleabilità. Sono la maggioranza degli elementi. I metalli combinandosi con l'ossigeno formano gli ossidi (es. ossido di sodio Na₂O), che sciolti in acqua danno gli idrossidi (o basi) (es. idrossido di sodio NaOH), liberando OH^-. I metalli combinandosi con l'idrogeno danno gli idruri (es. idruro di litio LiH), mentre i non-metalli danno idracidi (es. acido cloridrico HCl) Idrossidi + acidi → sale + acqua.

Unità di massa atomica e peso atomico

Le masse atomiche sono espresse in "unità di massa atomica" o Dalton (u.m.a. o DALTON): Una unità di massa atomica è 1/12 della massa di un atomo di carbonio-12. Esempi: idrogeno 1 uma; ossigeno 16 uma; sodio 23 uma; cloro 35 uma. La massa atomica (detta spesso impropriamente peso atomico) rappresenta la massa media delle specie atomiche degli atomi che costituiscono l'elemento stesso e che si trovano sempre presenti in determinate % nell'elemento presente in natura.

Massa protone: 1.00757 uma (circa 1) Massa neutrone: 1.00893 uma (circa 1) Massa elettrone: 0.000548 uma (circa zero)

La somma delle masse atomiche degli atomi che formano la molecola è la massa molecolare. Esempi: H₂O 18 uma; NaCl 58 uma.

Il grammo-atomo (mole) è il peso atomico espresso in g (12 g per il carbonio); la grammo-molecola (mole) è il peso molecolare espresso in g (18 g per l'acqua). In un grammo-atomo e in una grammo-molecola è contenuto lo stesso numero di atomi o di molecole cioè il numero di Avogadro N_A (6.023x10²³).

Mole = peso atomico o molecolare espresso in g; contiene 6.023x10²³ atomi/molecole

Spettrometria di massa

Le masse degli atomi vengono oggi misurate con lo spettrometro di massa. Nella camera di ionizzazione dello spettrometro vengono iniettati atomi o molecole dell'elemento vengono poi esposti ad un fascio di elettroni ad alta velocità. Quando uno di questi elettroni collide con un atomo, riesce ad estrarre uno o più elettrone dall'atomo, lasciandovi un eccesso di carica positiva e formando così uno "ione" positivo. I fasci di ioni ottenuti vengono selezionati da campi elettrici e magnetici; la misura della deviazione di tali fasci e della loro intensità permette la determinazione della massa atomica dell'elemento.

Energia nucleare e difetto di massa nei nuclei

La somma delle masse delle particelle che costituiscono un atomo è maggiore della effettiva massa dell'atomo stesso. Il difetto di massa rappresenta l'energia liberata nel processo di formazione dell'atomo dalle singole particelle.

ΔE = Δmc² dove c= 3 x10⁸ m/s (velocità della luce)

Esempio: energia in un nucleo di elio: = (1.0073+1.0087)x2 uma - 4.0026 uma = Δm

Δm = 0.029uma x 1.66054 x10^-24 g = 4.88x10^-25 g

ΔE = Δm c² = (4.4 x10^-12 J/mol x N_A) ≈ 2.7 x 10¹² J/mol

1 mole di nuclei di He ≈ 8 x 10⁵ J/mol dalla combustione di 1 mole di gas naturale

Ioni e composti

Sciogliendo del sale nell'acqua, gli ioni di sodio e di cloro trasportano la corrente elettrica e la soluzione diviene un conduttore discretamente buono. Una soluzione di un composto ionico, come il cloruro di sodio, è un esempio di soluzione elettrolitica. Un catione è uno ione con carica positiva. Un anione è uno ione con carica negativa.

Ioni poliatomici: un gruppo di atomi legati tra loro con una carica complessiva positiva o negativa. Un composto ionico è rappresentato da una formula chimica che indica il numero relativo di atomi di ciascun elemento nel composto.

La formula di un composto ionico si può prevedere:

• Sapendo che è elettricamente neutro
• Conoscendo le cariche dei singoli ioni che lo compongono

Esempi: Na⁺ + Cl^- → NaCl, Na₂⁺ + CO₃^2- → Na₂CO₃, NH₄⁺ + SO₄^2- → (NH₄)₂SO₄.

Un'unità formula è un gruppo di ioni che coincide con la formula del composto. Il peso formula (PF) di un composto ionico è la massa di una unità formula.

Formula minima: esprime la composizione di una sostanza pura.

Formula molecolare: esprime quanti atomi di ciascun tipo sono presenti nella molecola.

Formula di struttura: mostra come gli atomi sono legati fra loro nello spazio.

Nomenclatura

Allo scopo di dare una sequenza logica alla determinazione dei nomi dei composti inorganici consideriamo che formalmente tutti i composti possono essere fatti derivare dagli elementi per successive reazioni come indicato nello schema successivo che permette la realizzazione di un qualunque sale a partire dagli elementi.

• Metallo + Ossigeno → Ossido
• Non Metallo + Ossigeno → Anidride
• Ossido + Acqua → Idrossido
• Anidride + Acqua → Acido
• Idrossido + Acido → Sale + Acqua

Ossidi, perossidi e anidridi

Gli elementi possono essere catalogati in quattro grandi categorie:

• Metalli
• Non metalli
• Elementi di transizione
• Gas nobili

Ad esclusione dei gas nobili e del fluoro tutti gli elementi possono dare luogo a composti binari con l'ossigeno. Tuttavia i composti con l'ossigeno possono essere molto diversi dal punto di vista chimico a seconda che essi contengano un metallo o un non metallo.

Prendono il nome di ossidi (ossidi basici) tutti i composti formati esclusivamente da un metallo con l'ossigeno. Il nome completo del composto si può formare in vari modi:

1. Il metallo presenta un solo stato di ossidazione (una sola valenza possibile) il composto prende il nome di "OSSIDO DI" seguito dal nome del metallo ad esempio: Na₂O Ossido di Sodio; CaO Ossido di Calcio; K₂O Ossido di Potassio; MgO Ossido di Magnesio; Al₂O₃ Ossido di Alluminio; ZnO Ossido di Zinco
2. Il metallo presenta due stati di ossidazione; in questo caso il nome del composto si ottiene posponendo alla parola ossido un aggettivo ottenuto dal nome del metallo a cui è stata tolta la lettera finale o che viene sostituita con la desinenza -oso se ci si riferisce all'ossido con il metallo nello stato di ossidazione minore e -ico se ci si riferisce all'ossido con il metallo nello stato di ossidazione più elevato.

Ad esempio: Ferro: stati di ossidazione possibili +2 e +3

FeO stato di ossidazione =+2 Ossido Ferroso

Fe₂O₃ stato di ossidazione =+3 Ossido Ferrico

Stagno stati di ossidazione possibili +2 e +4

SnO stato di ossidazione =+2 Ossido Stannoso

SnO₂ stato di ossidazione =+4 Ossido Stannico

Prendono il nome di perossidi tutti i composti in cui l'ossigeno si presenta con numero di ossidazione -1 (in tutti gli altri composti il numero di ossidazione dell'ossigeno è -2) legato ad un metallo o all'idrogeno; il nome di questi composti si ottiene facendo seguire al sostantivo perossido il nome del metallo con cui l'ossigeno è combinato.

Esempi: Na₂O₂ Perossido di Sodio

H₂O₂ Perossido di Idrogeno (acqua ossigenata)

Prendono il nome di anidridi (ossidi acidi) tutti i composti che derivano formalmente dalla reazione tra un non metallo e l'ossigeno. Il nome di questi composti si forma come per gli ossidi, dal nome del non metallo che li origina con qualche lieve differenza. Se il non metallo possiede un solo stato di valenza possibile il nome si ottiene posponendo alla parola anidride un aggettivo ottenuto togliendo l'ultima lettera dal nome del non metallo ed aggiungendo la desinenza -ico.

Ad esempio: Boro: stato di ossidazione possibile +3

B₂O₃ Anidride Borica

Se il non metallo possiede due stati di ossidazione in corrispondenza dei quali dà luogo alla formazione di anidridi il nome si ottiene con le stesse modalità viste per gli ossidi.

Ad esempio: Zolfo: stati di ossidazione +4 e +6

SO₂ stato di ossidazione =+4 Anidride Solforosa

SO₃ stato di ossidazione =+6 Anidride Solforica

Azoto: stati di ossidazione +3 e +5

N₂O₃ stato di ossidazione =+3 Anidride Nitrosa

N₂O₅ stato di ossidazione =+5 Anidride Nitrica