Appunti di Chimica generale e inorganica

Appunti di chimica

generale e inorganica Sara F.

1 

Sara F.

Appunti di chimica generale e

inorganica

Appunti di lezione del corso di Chimica Generale e Inorganica, UNIPD DII, corso di

laurea in Ingegneria Chimica e dei Materiali A.A. 2018/2019; Prof. M. Mozzon.

2  Sara F.

Sommario

CAPITOLO 1: LA STRUTTURA ATOMICA DELLA MATERIA ..................................... 4

CAPITOLO 2: ELEMENTI E COMPOSTI ..................................................................... 10

CAPITOLO 3: LE REAZIONI CHIMICHE .....................................................................12

CAPITOLO 4: CALCOLI STECHIOMETRICI ............................................................... 16

CAPITOLO 5: LE SOLUZIONI ...................................................................................... 18

CAPITOLO 6: LA SOLUBILITA’ ................................................................................... 22

CAPITOLO 7: GLI STATI DI AGGREGAZIONE DELLA MATERIA ........................... 24

CAPITOLO 8: LA STRUTTURA ELETTRONICA DEGLI ATOMI ............................... 42

CAPITOLO 8: LE PROPRIETÀ PERIODICHE DEGLI ELEMENTI ........................... 58

CAPITOLO 10: IL LEGAME CHIMICO ........................................................................ 62

CAPITOLO 11: LA TERMODINAMICA CHIMICA E L’EQUILIBRIO ......................... 84

CAPITOLO 12: L’ELETTROCHIMICA ........................................................................ 122

3 

Sara F.

CAPITOLO 1: LA STRUTTURA ATOMICA DELLA MATERIA

Modelli atomici

• Dalton 1805

Atomo come scenetta di materia

compatta ed indivisibile.

Secondo Dalton l’atomo era la

particella più piccola esistente.

Teoria già enunciata dai greci.

• Thomson 1908

Modello a panettone

L’atomo conteneva altre particelle

Sfera di carica positiva ignota dentro la quale ruotano particelle di carica negativa, gli

elettroni

• Rutherford 1911

Chiarì la natura delle cariche positive del modello di Thomson

Esperimenti di Rutherford

È bombardata una lamina d’oro con delle particelle alfa, aspettandosi che passassero oltre,

vista la massa delle particelle alfa rispetto all’elettrone del modello di Thomson.

Risultati inattesi: alcune particelle

passano oltre, altre tornano indietro,

altre sono deviate, perché

incontrano il nucleo dell’atomo,

contenente cariche positive già

scoperte, i protoni.

Deviate o respinte indietro perché

particelle alfa e nucleo hanno

entrambi carica positiva… si

respingono

Quelle non deviate hanno tale

comportamento perché passate

troppo distante dal nucleo

4  Sara F.

Si riuscì a calcolare il numero di protoni dell’atomo in base al numero di particelle deviate.

La massa degli atomi in base al numero di protoni ed elettroni non torna….

Manca una particella

• Chadwick scopre il neutrone, la terza particella elementare,1839 volte più grande

dell’elettrone

Le particelle subatomiche

Particella Simbolo Massa Carica elettrica Anno

scoperta

Elettrone e 9,109 *10^-28 g -1,602 *10^-19 C 1860

-

Protone P 1,672 *10^-24 g 1,602*10^-19 C 1886

+

Neutrone n 1,674*10^-24 g 0 1932

Il nucleo atomico

Neutrone e protone, secondo struttura di Rutherford. Detti anche nucleoni

Forze nucleari tengono assieme i nucleoni

Numero atomico Z

Numero di massa A

Z+ n= A

Tutte le specie chimiche con lo stesso numero di elettroni danno le stesse reazioni chimiche

Tutte le specie chimiche con lo stesso numero di protoni danno le stesse reazioni chimiche

Z identifica l’elemento chimico. 5 

Sara F.

I nuclidi

Diverse specie di atomi caratterizzate da nuclei di definita

composizione

Caratterizzazione con simbologia X, A, Z

Due nuclidi si chiamano isobari se hanno diverso Z ma uguale A

Due nuclidi si chiamano isotopi se hanno diverso A ma uguale Z

Nuclidi stabili…. 300

Nuclidi instabili…3000

Isotopi

Differiscono per il numero di neutroni, quindi di conseguenza per la massa atomica

Abbondanza isotopica naturale… (quaderno) o abbondanza percentuale

= 100

Dove n è il numero di atomi dell’i-esimo isotopo e ∑ è estesa a tutti gli isotopi presenti.

i i

Le proprietà chimico fisiche di tutti gli isotopi di un dato elemento sono le stesse. Fa

eccezione l’idrogeno.

L’isotopo di un elemento chimico non ha un nome differente dallo stesso. Fa eccezione

l’idrogeno con Prozio, Deuterio e Trizio.

La massa atomica assoluta e relativa

Si misura con spettrometro di massa (Ionizzazione dell’atomo, campo elettrico, campo

magnetico, raggio di curvatura, entrata nel rilevatore del numero di particelle.

Raggio di curvatura in funzione della massa dell’atomo Assoluta)

1,99272*10-23 g massa di un atomo di C12

Conveniente usare una nuova unità di misura che consenta di evitare di esprimere le masse

degli atomi con le potenze negative di 10: l’unità di massa atomica.

Unità di massa atomica Uma: la dodicesima parte della massa di un atomo di C12

1,6606*10^-24 g/ uma

6  Sara F.

38,163*10^-24 g =massa atomica assoluta di Na

23

Massa atomica assoluta/ unità di massa atomica= 22,9898 uma è la massa atomica relativa.

−24

38,163 ∗ 10

= =

(23 −24

1,6606 ∗ 10 /

) = 22.9898

Il peso atomico (o massa atomica media)

Media ponderata della massa atomica di tutti gli isotopi esistenti. È quella indicata sulla

tavola periodica.

(Quaderno)

=

100

La mole ed il numero di Avogadro

La maggior parte delle reazioni chimiche osservate coinvolge un’enorme quantità di entità,

perciò è stato conveniente definire una nuova grandezza, la mole (mol).

Essa rappresenta un numero grande e fisso di particelle, paragonabile alla quantità che si

usa in una reazione chimica.

Una mole di una determinata sostanza è la quantità di tale sostanza che contiene tante entità

elementari (atomi, ioni, molecole od altre entità specificate) quanti sono gli atomi contenuti in

12 g esatti di C.

12

Peso di 1 atomo di C = 12,000 uma/ atomo * 1,6606*10^-24 g/uma

12

23

= = 6,022 ∗ 10

1

Il numero di Avogadro N corrisponde quindi a 6,022*10 entità/mol.

23

A

Il numero di moli °

= =

La massa molare

Massa di 1 mol di entità

È dimostrato che la massa di 1 mol di qualsiasi sostanza ha un valora numerico uguale alla

massa atomica/ molecolare espressa in uma.

DIMOSTRAZIONE 7 

Sara F.

(i) La massa espressa in uma di una molecola di H O è 18,015 uma

2

(ii) La massa espressa in g di una molecola di H O è18,015 * 1,6606*10^-24 g

2

(iii) In 1 mol di H O co sono 6,022*10 molecole

23

2

DUNQUE

(iv) La massa espressa in g di 1 mol di H O = n° molecole * m(g) di una molecola

2

à

23 −24

6,022 ∗ 10 ∗ 18,015 ∗ 1,6606 ∗ 10

à

= 18,015

DI CONSEGUENZA

M(g) : 1 (mol) = m (g) : n (mol) ( )

=

( )

8  Sara F.

9 

Sara F.

CAPITOLO 2: ELEMENTI E COMPOSTI

Elementi o sostanze elementari

Costituiti da un solo tipo di elemento della tavola periodica. Espressi con simboli.

• Singoli atomi isolati (es. Gas Nobili)

• Atomi di molecole distinte (O )

2

• Aggregati di atomi senza un’entità discreta (es. Fe nel legame metallico o grafite)

Composti

Costituiti da più elementi della tavola periodica. Espressi con formule.

• Molecole distinte (es. NH , H O, …)

3 2

• Insieme di ioni tenuti insieme da forze di natura elettrostatica (NaCl)

• Concatenazioni infinite di atomi (SiO )

2

Il significato dei simboli e delle formule

a) Significato qualitativo: è indicato il tipo di sostanza e le proprietà che la contraddistinguono

(intrinsecamente)

b) Significato quantitativo: i simboli indicano ciascuno una quantità on grammi pari ad una mole

Es. Na Elemento: sodio. T eb, T f, …

→

22,990 g

Numero di ossidazione di un elemento in un composto

Concetto inventato dai chimici, necessario per la nomenclatura tradizionale e per il bilanciamento di

reazioni redox complesse.

È indicato tra parentesi sopra al simbolo dell’elemento a cui è riferito.

Determinazione con regole empiriche.

• no sostanze elementari = 0

• invariabilmente hanno sempre lo stesso no:

a) metalli alcalini +1

b) metalli alcalino terrosi +2

10  Sara F.

c) Cd +2

d) Zn +2

e) Bo +2

f) Al +3

g) Ag +1

h) F -1

i) H +1 tranne negli idruri dove prende no =-1

j) O -2 tranne perossidi: composti binari dell’ossigeno con l’idrogeno o Me (-1),

difluoruro di ossigeno (+2), superossidi: composti binari dell’ossigeno con Me del II

gruppo (-1/2)

• Presentano numeri di ossidazione variabili da composto a composto: Fe, Cu, S, Cl, Br, I, Au

• La somma algebrica dei numeri di ossidazione di tutti gli atomi di ciascun elemento nella

formula (molecola, ione, …) è uguale alla carica della formula

= 11 

Sara F.

CAPITOLO 3: LE REAZIONI CHIMICHE

Classificazione delle reazioni chimiche .

• COMPLETEZZA: reazioni complete e reazioni di equilibrio

• TIPO: redox e non redox

• CALORE COINVOLTO: esotermiche e endotermiche

• CINETICA/ MECCANISMO: I ordine, II ordine, radicaliche

REAZIONE COMPLETA: almeno 1 reagente si trasforma completamente in

prodotti. Contraddistinte dalla simbologia di un’unica freccia da sx a dx.

REAZIONE DI EQUILIBRIO: raggiunge uno stato di equilibrio dinamico nel quale

c’è la presenza di tutti i reagenti e di tutti i prodotti. Contraddistinte dalla

simbologia di due frecce, rivolte in sensi opposti.

REAZIONE REDOX: implicano la variazione del numero di ossidazione di alcuni

elementi nel passaggio da reagenti a prodotti.

REAZIONI NON REDOX: nessun cambiamento del numero di ossidazione delle

specie.

Reazioni acido-base secondo la teoria di Broensted e Lawry

ACIDO: DONATORE DI IONI H +

BASE: ACCETTORE DI IONI H

+

Reazioni contraddistinte dalla coppia coniugata acido-base

1 + 2 ⇌ 1 + 2

Reazioni di ossidoriduzione

Sono caratterizzate da semireazioni di ossidazione e di riduzione

Una specie si ossida quando un elemento presente in tale specie aumenta il

suo n.o.

12  Sara F.

Una specie si riduce quando un elemento presente in tale specie diminuisce il

suo n.o.

Un agente è riducente (ossidante) quando comporta la riduzione

(ossidazione) di un’altra sostanza. È la specie che si ossida (riduce).

Bilanciamento delle reazioni chimiche

Secondo Arhenius la capacità di condurre elettricità di una soluzione è in

funzione del numero di ioni in soluzione.

Elettroliti forti tanti ioni in soluzione (acido cloridrico, tutti i Sali tanto o poco

solubili). Elettroliti deboli pochi ioni in soluzione (acido acetico, ammoniaca)

coinvolti negli equilibri chimici. Non elettroliti non formano ioni in soluzione

Reazioni

• In forma molecolare

• In forma ionica completa (rappresentazione della realtà dell’ambiente

di reazione)

Regole per passaggio da forma molecolare a ionica

Obbligatorio se la reazione è costituita da più semireazioni.

• Gli acidi forti, basi forti e sali solubili (K+ Na+ NH4+ nitriti nitrati fluoruro

bromuro cloruri ioduro solfati clorati perclorati acetato) vengono

rappresentati come totalmente dissociati.

• Tutte le altre sostanze restano in forma molecolare (Sali poco solubili,

acidi e basi deboli, acidi deboli poliprotici, ossidi, anidridi, sostanze

elementari, sostanze organiche non saline, H2O, composti binari con

idrogeno che non siano idracidi forti). Composti poco solubili che fanno

parte dei reagenti possono essere scritti in forma ionica (solfuri,

carbonati, fosfati, soliti, arseniati, ossidi)

Il bilanciamento

Consiste nel verificare due cose

• Bilancio di massa: verificare che tipo e numero di atomi di entrambi i

membri dell’equazione coincidano 13 

Sara F.

• Bilancio di carica: verificare che la somma algebrica delle cariche tra i

due membri dell’equazione coincidano

Si attuano solamente modificando i coefficienti stechiometrici

I quattro metodi per il bilanciamento delle reazioni

METODO EMPIRICO O METODO PER VERIFICA o metodo per tentativi. Si

o applica alle redox e non redox semplici

Metodo algebrico

o Metodo diretto o della variazione del numero di ossidazione (redox

o complesse che non avvengono in soluzione acquosa)

METODO IONICO ELETTRONICO O DELLE SEMIREAZIONI

o

Metodo empirico

(i) Si bilancia un elemento per volta

(ii) I coefficienti stechiometrici ottenuti con i passaggi non vanno

modificati fino alla fine del processo

(iii) Consigli: 1. Se un elemento compare solo in un composto nelle due

parti dell’equazione, si deve bilanciare per primo questo elemento.

Nel caso tale situazione di presenti in più elementi si inizia il

bilanciamento dal composto con numeri di atomi diseguale. 2.

Quando un reagente prodotto è una sostanza elementare, si deve

bilanciare per ultimo .

Metodo delle semireazioni o metodo ionico-elettronico

(i) Passaggio dalla forma molecolare alla forma ionica completa

(ii) Identificazione delle coppie coniugate redox con determinazione

del numero di ossidazione di tutti gli elementi presenti in tutti i

composti

(iii) Bilancio di massa per gli elementi che Cambiano numero di

ossidazione

(iv) Bilancio elettronico per gli elementi che Cambiano numero di

ossidazione

(v) Bilancio di carica per le semireazioni (aggiunta di H o OH )

- -

(vi) Bilancio di massa per O e H

(vii) Elettroneutralità globale del sistema redox (moltiplicare quando

necessario le due semireazioni per opportuni valori, in modo tale

che il numero di elettroni ceduti in una semireazione sia usuale al

numero di elettroni acquistati nell’altra semireazione)

(viii) Somma delle due semireazioni ed eliminazione dei termini comuni

14  Sara F.

(ix) Bilanciamento in forma ionica. Se inizialmente l’equazione è data in

forma ionica, l’operazione è conclusa, altrimenti vedi punto (x)

(x) Bilanciamento in forma molecolare. Si riportano i coefficienti

stechiometrici trovati nel passaggio precedente nella reazione data

inizialmente e si bilanciano le specie che non hanno partecipato al

processo redox

(xi) Casi particolari: quando in una reazione si trovano due coefficienti

diversi per una stessa sostanza che agisce sia da ambiente che da

ossidante o riducente, si sceglie il coefficiente stechiometrico

maggiore trovato nella forma ionica 15 

Sara F.

CAPITOLO 4: CALCOLI STECHIOMETRICI

Calcoli costruiti su tre concetti:

• Rapporto o relazione molare

• Reagente limitante

• Rendimento

Il rapporto molare

Reagenti e prodotti reagiscono in un rapporto molare che è costante e

specifico per ogni reazione. È valido anche il concetto “nulla si crea e nulla si

distrugge”.

Per calcolare quantità incognite di reagenti o prodotti dati gli altri, si può

istituire un rapporto tra:

• Le masse molari

• Le moli

Il reagente limitante

Reagente presente in quantità inferiore a quella richiesta dal rapporto

stechiometrico. Tale reagente viene denominato reagente limitante perché

limita la quantità di prodotto che si può formare.

Su di esso si devono basare i calcoli stechiometrici. Quando tutto il reagente

limitante ha reagito, non si formano più prodotti, anche se sono ancora

presenti altri reagenti, che ovviamente rimarranno non reagito.

Il rendimento

Ipotesi sottintese per gli esempi fatti con rapporto molare e R.L.:

a) La reazione scritta è l’unica che avviene

b) La reazione procede fino alla scomparsa del R.L.

Ipotesi mai verificate, causa:

a) Reazioni secondarie

b) Reazione non completa per ragioni termodinamiche o cinetica

La quantità di prodotto ottenuta è solitamente minore….. RENDIMENTO

16  Sara F.

È definito come rendimento percentuale di una reazione generica del

prodotto L rispetto al reagente A, il rapporto:

( )

ƞ = 100

∗

dove n è il numero di moli prodotto effettivamente e n* è il numero di moli

L L

che si formerebbe se A reagisse completamente.

È valido anche il rapporto tra masse

⋅ ⋅ 100 = ⋅ 100

∗ ∗

17 

Sara F.

CAPITOLO 5: LE SOLUZIONI

Soluzione è un termine generico con cui si vuole indicare un qualunque sistema a più

componenti, FISICAMENTE OMOGENEO (senza separazione di fase).

Esistono soluzioni liquide, solide e gassose

Le soluzioni liquide

Solvente: il componente che ha lo stesso stato di aggregazione della soluzione

Soluto: gli altri/ l’altro componente

Si tiene presente che nel caso in cui il solvente si trovi nello stesso stato di aggregazione di 2 o