Appunti di Chimica per esame Scritto ed Orale

Appunti di chimica per esame 07/01/2021 – Filippo Tabani

Struttura e proprietà della materia

Chimica: studio della materia riguardo a: struttura, proprietà, trasformazioni da una forma all'altra, energia che accompagna tali trasformazioni.

Chimica organica: composti a base di carbonio (organismi viventi, combustibili fossili, petrolchimica).

Chimica inorganica: composti non a base di carbonio ma che possono contenerlo (CaCO₃, calcare).

Materia è tutto ciò che occupa volume ed è dotato di massa. Sostanza è una forma di materia dotata di composizioni e proprietà ben definite.

Trasformazioni e proprietà della materia

Trasformazione fisica non altera la composizione di una sostanza (dissoluzione zucchero in acqua).

Trasformazione chimica fa variare la composizione delle sostanze coinvolte.

Proprietà estensiva dipendono dalla quantità di materia presa in considerazione (massa, volume).

Proprietà intensiva non dipendono dalla quantità di materia considerata (densità, temperatura, calore specifico).

Stati di aggregazione della materia

Solido: volume e forma propri, alta densità, incomprimibile.

Liquido: volume proprio, forma del recipiente, densità intermedia, incomprimibile.

Aeriforme: occupa tutto il volume disponibile, forma del recipiente, bassa densità, comprimibile.

Da solido ad aeriforme aumenta la mobilità delle molecole e diminuiscono le forze coesive.

Solido: particelle una accanto all'altra, ordinate, tenute insieme saldamente da forze di legame senza poter spostarsi liberamente (volume proprio).

Solidi amorfi: disposizione disordinata ed irregolare come i liquidi ma i legami sono saldi come nel cristallino, è uno stato vetroso, sono isotropi, ovvero hanno le stesse proprietà in qualsiasi direzione presa in considerazione. Non hanno T_fus ma l’aumento di T provoca graduale rammollimento.

Solidi cristallini: molecole disposte in modo ordinato nelle celle del reticolo, è anisotropo, le proprietà variano a seconda della direzione del reticolo presa in considerazione.

Liquido: molecole non legate saldamente, sono possibili i moti relativi tra le molecole e tale moto provoca la rottura dei legami e quindi una maggior mobilità delle molecole. Tale moto è l'agitazione termica, più elevata che nel solido.

Aeriforme: basse forze attrattive fra molecole, queste hanno energia cinetica maggiore delle forze attrattive e pertanto sono libere di muoversi ed occupano tutto il volume a disposizione. Gas: non può essere liquefatto per compressione (azoto). Vapore: può essere liquefatto per compressione (GPL).

Altri stati e passaggi di stato

La mobilità delle molecole e certi comportamenti della materia sono legati alla scala temporale nella quale si applica la sollecitazione e nella quale la si osserva, nonché dalla temperatura che influenza tale fattore temporale. Es: impatto con il liquido in un tempo ridotto provoca un urto come avverrebbe nel solido poiché il tempo non è necessario a mettere in movimento le molecole.

Plasma (quarto stato): gas ionizzato costituito da ioni ed elettroni strappati dal nucleo con un graduale aumento della temperatura, ottenendo così un flusso luminoso e caldo e globalmente neutro. Tale ionizzazione non avviene a T costante ma è graduale con l’aumento di T.

Stato liquido cristallino: disposizione ordinata come nel cristallino ma mobilità come nel liquido, è un mesostato ovvero uno stato intermedio.

Passaggio di stato: avviene con aumento di T o diminuzione di P da solido ad aeriforme, e con diminuzione di T o aumento di P da aeriforme a solido.

Teoria atomica della materia

Elementi: mattoni costitutivi della materia.

Materia omogenea: non varia le sue proprietà a seconda del punto considerato, può essere sostanza pura oppure no.

Materia eterogenea: ha proprietà variabili nelle varie porzioni di materia, è composta da più sostanze, non pura. Entrambe si possono separare al fine di ottenere sostanze pure.

Sostanze pure: formate dalla combinazione di elementi, questi non sono ulteriormente decomponibili con metodi ordinari. Sostanze con due o più elementi sono dette composti.

Elementi: finora noti 118 (90 naturali, 28 sintetizzati). Metalli e gas nobili (scarsa attitudine a combinarsi). Ferro non nobile si presenta in natura sotto forma di ossidi ecc., zolfo, azoto ed ossigeno presenti in natura. La distribuzione quantitativa di tali elementi è molto sbilanciata verso pochi di questi (i primi 10 sono il 99,5%).

Struttura dell'atomo

Atomo: elemento fondamentale costitutivo della materia, non divisibile. Gli elementi sono formati da atomi della stessa specie (O₂ molecola), i composti da atomi di due o più specie (H₂O molecola).

Le prime leggi sulla struttura atomica sono di Dalton, basate su leggi di proporzione stechiometrica.

• Legge delle proporzioni definite (Proust): in un composto chimico gli elementi che lo compongono sono presenti in rapporti in massa definiti e costanti.
• Legge di conservazione della massa (Lavoisier): introdusse la bilancia come metodo di controllo per seguire le reazioni chimiche, chiamò flogisto ciò che interagiva con la materia nei processi (calore, aria) ed osservò che tenendo conto di tali fattori la massa dei prodotti era uguale a quella dei reagenti.

Teoria di Dalton

• La materia è costituita da particelle indivisibili dette atomi.
• Tali atomi sono caratterizzati da massa, atomi dello stesso elemento hanno uguali masse e proprietà, atomi di elementi diversi hanno diverse masse e proprietà.
• I composti sono formati da atomi di elementi diversi combinati in rapporto di numeri interi e piccoli.
• Nel corso della reazione gli atomi non si creano né si distruggono (riprende Lavoisier massa=atomi).

Reazione chimica e conservazione della massa

Reazione chimica: scambio e riarrangiamento di atomi che mantiene invariato il loro numero complessivo. È quindi un'equazione in cui ai due membri si ha lo stesso numero di atomi.

Tuttavia, la legge di conservazione della massa non è completamente vera, c'è da considerare alcuni aspetti energetici: in particolare l'energia che serve a rompere i legami e quella che si libera al formarne di nuovi. Tale bilancio non è zero, e questa variazione di energia si traduce in una variazione di massa secondo la legge di Einstein: ΔE=Δmc². Il bilancio di massa allora torna a meno di questo termine molto piccolo, il quale seppur piccolo contiene un grande energia.

Esperimenti e modelli atomici

In realtà l'atomo non è indivisibile. Lo studio di Faraday, basato sulle reazioni elettrochimiche come quella dell'acqua 2H₂O = 2H₂ + O₂, provò che la quantità di materia decomposta e quella formatasi era proporzionale alla quantità di carica elettrica circolata, ipotizzò allora che fossero presenti nella materia entità cariche elettricamente che chiamò ioni.

Esperimento di Thomson con i raggi catodici: generando dei raggi catodici all'interno di un tubo catodico Thomson si accorse che, immergendo poi questi raggi in un campo magnetico questi venivano deviati poiché attratti dal polo negativo. Stessa cosa immergendoli in un campo elettrico perpendicolare al raggio, osservò che questi deviavano verso il polo positivo. Capì che la natura del raggio era di particelle cariche negativamente che chiamò elettroni. Giocando con i due campi riuscì a “raddrizzare” i raggi e, in funzione dei due campi, dell'angolo di deflessione da loro generato e della distanza percorsa dai raggi, calcolò il rapporto tra carica dell'elettrone e massa. e/m = 1,7588*10¹¹ C/kg.

Esperimento di Millikan

Facendo scendere per gravità delle gocce di olio cariche negativamente, a causa dello sfregamento relativo, all'interno di un campo elettrico generato da un condensatore, Millikan si accorse che per un dato valore della tensione che genera il campo le particelle restavano in equilibrio sospese. In tale condizione mg=qE, conoscendo quindi la massa di tali gocce si poté calcolare la carica che trasportavano e conoscendo e/m dall'esperimento di Thomson si calcolò la massa dell'elettrone:

e=1,602*10^-19 C, m=9,11*10^-31 kg.

Modello atomico di Thomson (panettone)

Atomo visualizzato come una sfera caricata positivamente in cui sono immersi gli elettroni, le cariche negative.

Esperimento di Wien

Modificando il tubo di Crookes usato da Thomson, non più a vuoto ma con un gas, Wien osserva la formazione di raggi "anodici" che viaggiano in direzione opposta rispetto a quelli osservati da Thomson che chiama "raggi canale", ed osserva che:

• Erano costituiti da particelle cariche positivamente.
• Per deviarli occorrono campi molto maggiori di quelli usati con gli elettroni, quindi hanno massa molto maggiore.
• L'intensità di campo necessaria per deviare i raggi canale varia con il gas usato.

Si evince allora che esistono 2 tipi di particelle: una caricata negativamente sempre uguale a prescindere dall'elemento che la genera, particelle pesanti cariche positivamente diverse per i diversi elementi.

Esperimento di Rutherford

Utilizzò una sorgente radioattiva di particelle α ovvero nuclei di Elio con doppia carica positiva che urtava una sottile lamina d'oro. Osservò che molte particelle attraversavano indisturbate la lamina, altre venivano deviate di un certo angolo, alcune addirittura respinte dalla lamina. Concluse che l'atomo doveva essere composto da un nucleo molto piccolo, carico positivamente che qualora investito respingeva le cariche. In base ai dati, poi, poté stimare il raggio del nucleo e la sua carica rispetto a quella, ormai nota, dell'elettrone.

Modello atomico planetario di Rutherford: nucleo: r = 10^-8 cm, carica= +Ze, Z elettroni attorno al nucleo di raggio 10^-10 cm. Gli elettroni occupano tutto il volume dell'atomo mentre la massa è concentrata nel nucleo.

Nucleo e particelle subatomiche

Nucleo: particelle cariche positivamente, con massa molto maggiore e carica uguale agli elettroni dette protoni. Indichiamo con Z, numero atomico dell'elemento il numero di elettroni e protoni che deve essere uguale perché l'atomo sia neutro. Z identifica l'elemento e le sue proprietà dipendono da esso.

Si accorse poi che la massa atomica di altri elementi (non H) non era Z volte la massa del protone ma circa 2Z. Rutherford allora ipotizzò la presenza di altre particelle, i neutroni, con stessa massa dei protoni ma carica nulla. Z nr atomico: elettroni e protoni, A nr di massa: protoni + neutroni.

Carica nucleo: +Z, A-Z nr neutroni, massa protoni e neutroni= 1840 volte m_e dove m_e= 1,67*10^-24 g.

Se all'atomo si aggiungono o si tolgono elettroni si ottiene uno ione: Catione se ha perso elettroni ed è positivo, Anione se ha acquistato elettroni ed è negativo. Monoatomico Cl^-, poliatomico OH^-.

Isotopi e pesi atomici

Isotopi: atomi dello stesso elemento, quindi con lo stesso numero di protoni ma diverso numero di neutroni. Es. ³⁵Cl e ³⁷Cl sono entrambi atomi di Cloro ma uno ha 18 neutroni l'altro 20. Gli isotopi dell'Idrogeno hanno nomi propri: Idrogeno (prozio) 0 neutroni, deuterio 1 neutrone massa doppia, trizio 2 neutroni massa tripla. Esistono molti isotopi instabili e radioattivi ovvero con nucleo che tende a disgregarsi. Gli elementi presenti in natura in genere sono miscele isotopiche in cui per abbondanza relativa si intende la frazione del numero di atomi di un dato isotopo rispetto al totale.

Pesi atomici ed unità di massa atomica

Non potendo pesare un singolo atomo si assume per il peso atomico un valore relativo, cioè non assoluto ma in base ad un riferimento. Il peso atomico è adimensionale, inizialmente si prese l'Idrogeno e si assegnò peso atomico 1, poi si passò ad 1/16 della massa dell'Ossigeno, poi per specificare l'isotopo scelto si prese 1/16 dell'isotopo 16 dell'Ossigeno. Ora l'uma è definita come 1/12 della massa del C¹² e per ogni atomo il peso atomico vale la massa di atomo considerato/uma. Il peso atomico delle particelle (protoni e neutroni) si riferisce a particelle isolate dopodiché quando queste si legano grazie a forze “forti” che vincono la repulsione elettrica. Tale legame ha un contenuto energetico pagato sotto forma di massa secondo la legge di Einstein già enunciata. Le masse relative di protone e neutrone si approssimano ad 1 mentre per i vari elementi il peso atomico è la media della miscela isotopica naturale di tale elemento.

Formule chimiche e peso molecolare

Formula chimica: AB 1 atomo A e 1 atomo di B, A₂B 2 atomi di A e 1 di B, A(BC)₂ 2 molecole con atomi di B e C legati, a loro volta legate ad A, 2A(BC)₂ si hanno due molecole costruite come la precedente ecc. Pedice: nr di atomi nella molecola, prefisso: nr di molecole.

Peso molecolare: è la somma dei pesi atomici di tutti gli atomi nella molecola della sostanza.
Es: P (H₂O) = uma H *2 + uma = 2u + 16u = 18u.

Mole e massa molare

Mole: quantità di materia corrispondente a tante particelle (atomi, molecole, ioni, elettroni) quanti sono 6.022*10²³ particelle, conosciuta come Numero di Avogadro (N_a).

Massa molare: massa in grammi di una mole di sostanza e corrisponde numericamente al peso atomico o molecolare della sostanza in esame. Ci vogliono N_a atomi di C per fare 12g di C, ci vogliono N_a atomi di H per fare 1g di H.
n(mol)=m(g)/MM(g/mol). 1 mole di uma = 1g, massa di 1 uma=1/Na= 1.66*10^-24 g.

Formule molecolari ed empiriche

Formula molecolare: specifica il numero di atomi di ciascun elemento in una molecola della sostanza.

Formula empirica o minima: è la più semplice formula che fornisce il corretto rapporto fra atomi di ciascun elemento in una molecola. Quando è possibile si usa la formula molecolare poiché fornisce più informazioni, in alcuni casi non ha senso o non si determina, ad esempio NaCl è in forma reticolare, non esiste una molecola distinta pertanto si può solo determinare il rapporto tra gli atomi con la formula empirica. La formula molecolare è un multiplo intero della formula empirica.

Reazione chimica e stechiometria

Reazione chimica: è un processo che porta alla formazione di nuove sostanze, i prodotti, trasformando profondamente le sostanze di partenza, i reagenti. Si legge come atomi o moli che, nei rapporti indicati dai coefficienti formano atomi o moli ma non come masse. Per determinare le masse dei reagenti e dei prodotti occorre passare dalle masse molari.

Reazioni reversibili e irreversibili

Reversibile: reazione in cui dai prodotti non è possibile tornare ai reagenti, irreversibile: reazione in cui si può tornare ai reagenti dai prodotti.

Classificazione delle reazioni

Sintesi: 2 o più reagenti, un unico prodotto.

Decomposizione: 1 composto si decompone in 2 o più prodotti.

Scambio: un elemento libero va a sostituirsi in un composto.

Doppio scambio: i composti si scambiano i “partner”, formazione di una sostanza insolubile detto precipitato, formazione di acqua e sale dalla neutralizzazione di acido e base, formazione di gas.

Stechiometria

Stechiometria: è l'applicazione quantitativa delle leggi ponderali mediante calcoli finalizzati a quantificare le masse dei reagenti e dei prodotti. Si usa quindi il bilanciamento che fa sì che la reazione rispetti la legge di Lavoisier in modo che l'uguaglianza di una reazione rispetti il numero di atomi e le cariche elettriche.

Relazioni di massa nelle reazioni chimiche

Da un'equazione bilanciata si passa in moli le quantità note di reagenti, con i coefficienti della reazione si individua le moli di prodotti per poi riportarle in quantità di massa.

Qualora un reattore venga alimentato con quantità di reagenti non stechiometriche ci sarà un reagente che termina prima e metterà fine alla reazione irreversibile, detto reagente limitante mentre ci sarà atro reagente in quantità residue detto reagente in eccesso.

Resa percentuale

Al termine di una reazione la resa di prodotto ottenuta può essere inferiore al valore teorico calcolato con la stechiometria per vari motivi: conversione incompleta dei reagenti, presenza di reazioni secondarie o parassite, separazione inefficiente dei prodotti. Si distingue quindi:

• Resa teorica: quantità di prodotto ottenuta se tutto il reagente limitante si esaurisse.
• Resa effettiva: quantità di prodotto ottenuta effettivamente dalla reazione.

Il loro rapporto moltiplicato per 100 è la resa percentuale.
R%=(Re/Rt) *100

Struttura dell'atomo 2

Si nota che la struttura elettronica di un atomo è strettamente correlata al colore delle radiazioni emesse dall'atomo eccitato dall'esterno. Per i postulati successivi ci vengono in aiuto le teorie della relatività di Einstein e la teoria quantistica di Planck.

Continuità sulla natura

Finora si riferisce alla massa (uma) ed all'elettricità (carica elettrone) che sono grandezze presenti in natura come quantizzate, ovvero come multipli delle unità tra parentesi. La teoria quantistica ipotizza che anche l'energia non sia una grandezza continua ma esista sotto forma di pacchetti discreti, tali ipotesi non sono applicabili ad esempi macroscopici (caduta grave) ma la teoria è in grado di spiegare fenomeni sperimentali osservati a inizio secolo in contraddizione con la meccanica classica.

Onde e luce

Sono onde quei fenomeni in cui c'è una quantità che oscilla periodicamente nel tempo e nello spazio.

Proprietà delle onde

Lunghezza d'onda (λ): distanza tra due punti identici su due onde successive, ampiezza: distanza verticale tra la linea mediana d'onda ed il suo punto di picco. Velocità: L/T = λ/f = λf.

Maxwell aveva descritto la luce come onde elettromagnetiche, ovvero due onde una di campo magnetico ed una di campo elettrico che si propagano su due piani tra loro perpendicolari. Tali campi sono prodotti da particelle cariche che emettono una radiazione luminosa, ma essendo la radiazione composta da particelle cariche, gli atomi o molecole possono emetterla od assorbirla. La velocità di propagazione delle onde nel vuoto è massima ed è uguale a quella della luce c=300000 km/s.