Appunti di Fondamenti di chimica

FONDAMENTI DI CHIMICA – Prof. Antonino Famulari – A.A.2012-13

APPUNTI DEL CORSO

PROF. ANTONINO FAMULARI

Per Ingegneria industriale – A.A. 2012-13

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FONDAMENTI DI CHIMICA – Prof. Antonino Famulari – A.A.2012-13

INDICE

PRIMA PARTE

C1 - Chimica di base C4 – Legami Chimici

3

24/09 1.0 Modelli atomici. 15/10 4.0 I legami chimici. 29

4

25/09 1.1 Massa atomica. 4.1 Legame ionico. 30

5

1.2 La mole. 16/10 4.2 Legame covalente. 34

6

1.3 Stechiometria. 22/10 4. Sovrapposizione orbitali. 42

21

8

26/09 Esc Calcolo delle masse, formule 23/10 4. Orbitali molecolari (Ibridi). 44

22

chimiche, bilanciamento 30/10 4.3 Legame metallico. 49

reazioni. 4.4 Legame a idrogeno. 52

17/10 Esc Strutture di Lewis. 54

C2 - Struttura atomica e teorie quantiche 31/10 Struttura e proprietà. 57

01/10 2.0 Caduta dei modelli atomici, 14 C5 – Termochimica

Planck e i quanti. 05/11 5.0 Termochimica. 60

2.1 Bohr e i numeri quantici. 14 5.1 Entalpia. 60

03/10 2.2 Orbitali atomici. 15 06/11 Esc Entalpia di reazione. 64

2.2 Principio di Pauli e 16

configurazione.

2.3 Spin elettronici. 17 C6 – ESAMI

07/11 Simulazione A.A. 12/13 68

08/11 I° prova in itinere A.A. 11/12 73

C3 – Proprietà Periodiche 06/11 I° prova in itinere A.A. 12/13 77

08/10 3.0 Proprietà Periodiche. 19

3.1 Carica Nucleare efficace. 20

3.2 Dimensioni Atomiche. 21

09/10 3.3 Energia di ionizzazione. 22

3.4 Affinità elettronica. 23

3.5 Elettronegatività. 23

3.6 RIEPILOGO PROPRIETA’ 24

10/10 Esc Resa e proprietà periodiche. 25

SECONDA PARTE

C7 – I gas C9 – Reazioni spontanee

26/11 7.0 Aggregazione della materia. 82 03/12 9.0 Spontaneità di Reazione. 97

7.1 I gas 83 9.1 Entropia. 98

7. Legge dei gas. 84 9.2 Energia Libera. 101

11

7. Pressioni e volumi parziali. 86 05/12 Esc Reazioni spontanee. 103

12

7. Somiglianza ai gas reali. 86

13 C10 – Equilibrio

7. Equazione di Van der Waals. 87

14 10/12 10.0 Equilibrio Chimico. 106

28/11 7.2 Evaporazione. 88 10.1 Quoziente di reazione Q. 106

10.2 Costante di equilibrio K. 108

C8 – Legami deboli 11/12 10.3 Attività 110

27/11 8.0 Legami deboli. 90 10.4 Principio di Le Chatelier. 111

8.1 Interazioni di Van der Waals 90 10.5 Equazione di Van’t Hoff. 112

8.2 Interazioni di London. 91 12/12 Esc Equilibrio. 113

8.3 Legami a idrogeno. 93

8.4 Polarizzabilità e solubilità. 94 1

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C11 – Acidi e Basi C13 – Elettrochimica

17/12 11.0 Acidi e Basi 116 14/01 13.0 Elettrochimica. 133

11.1 Definizione di Bronsted. 117 13.1 Reazioni redox. 133

11.2 Auto-ionizzazione 119 13.2 Semi-reazioni . 134

dell’acqua. 13.3 Pila di Daniell. 136

18/12 11.3 Scala pH e pOH. 119 15/01 13.4 Spontaneità della reazione 137

11.4 Metodo di calcolo pH. 121 redox.

11.5 Neutralizzazione. 122 13.5 Formula di Nerst. 138

11.6 Forza Acida. 122 21/01 13.6 Elettrolisi. 139

08/01 Esc Equilibrio e pH. 123 13.7 Corrosione dei metalli. 139

16/01 Soluzioni tampone, neutre. 125 C14 – Cinetica chimica

22/01 14.0 Cinetica chimica. 141

C12 – Diagrammi di stato 14.1 Velocità di reazione. 141

07/01 12.0 Diagrammi di stato. 131 14.2 Leggi cinetiche. 143

12.1 Diagramma dell’acqua. 131 14. Ordine di un reagente. 143

21

12.2 Diagramma della CO 132

2 14. Ordine di due reagenti. 144

22

14.3 Leggi cinetiche inverse. 144

C15 – ESAMI 14.4 Equazione di Arrhenius. 145

23/01 Esercizi vari di preparazione. 147 14.5 Meccanismi di reazione. 145

25/01 Raccolta di esami 2011 e 151

Simulazione II° itinere 12/13

31/01 II° itinere A.A. 12/13

INFORMAZIONI

antonino.famulari@polimi.it

E-Mail prof: https://corsi.chem.polimi.it/famulari

Sito web: Principi di Chimica – Peter Atkins, Loretta Jones

Libri di testo: Chimica – Kotz, Treichel, Townsend

Prove in itinere: previste (Novembre-Gennaio)

Modalità d’esame: Appelli: 3 (Febbraio – Luglio – Settembre)

Orale obbligatorio

ACCORGIMENTI ATTENZIONE:

I presenti appunti non sono controllati da docenti o esercitatori e pertanto potrebbero

contenere errori di tipo concettuale o numerico. Lo scopo di questi appunti è semplicemente

di aiutare lo studente a capire metodi di risoluzione e di comprensione della materia nella

maniera più semplice e sintetica possibile. Si invita quindi, chiunque debba superare l’esame

della materia, ad integrare questi appunti con il libro di testo e di svolgere comunque uno

studio autonomo.

Le PROVE d’esame (NON le simulazioni) svolte dal sottoscritto sono corrette e comprensive

di punteggi.

I METODI DI RISOLUZIONE degli esercizi sono ideati personalmente.

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C.1 – CHIMICA DI BASE

1.0 - MODELLI ATOMICI

La chimica è la scienza che studia la composizione della materia e le reazioni che la stessa

materia comporta in determinate occasioni.

La materia è definibile come tutto ciò che vediamo, tocchiamo e respiriamo ed è composta da

atomi, la più piccola parte di essa. Gli atomi sono indivisibili e un insieme di più atomi forma

una molecola.

Innanzi tutto dobbiamo dire che l’atomo di un determinato elemento dopo una reazione

mantiene le stesse proprietà e non si converte nell’atomo di un altro elemento. In un

composto, vi è la conservazione della massa, ovvero: sia prima che dopo la reazione la

quantità di materia dello stesso elemento rimane invariata.

Vi sono principalmente 3 tipi di modelli atomici proposti dai chimici durante la storia:

- MODELLO DI THOMPSON

Il chimico Thompson affermava che l’atomo fosse composto da +

una nuvola di cariche positive, più densamente concentrate nel

nucleo e da particelle di carica negativa, gli elettroni, immersi in

questa nube elettricamente positiva. La densità di carica positiva

attira a se gli elettroni che così facendo rendono neutro l’atomo.

- MODELLO DI RUTHERFORD

Successivamente a Thompson, Rutherford propose un altro modello +

in cui ipotizzava la presenza della carica positiva solo all’interno del

nucleo; gli elettroni ruotano intorno come pianeti intorno al sole.

- MODELLO DI BOHR

Il modello di Bohr è significativamente il modello più

importante che spiega la teoria degli spettri e degli

orbitali atomici. L’atomo di Bohr è formato da un nucleo

centrale e da elettroni rotanti intorno ad esso secondo +

orbite ben precise. Le orbitali rappresentano per lo

elettrone un livello di energia, essi infatti sono quantizzati.

Un elettrone che “salta” da un orbitale all’altro assorbe

energia sottoforma di calore o scariche elettriche.

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Prima di proseguire con il peso degli atomi è importante definire l’isotopo di un elemento.

L’isotopo è un atomo con uguale numero atomico Z (Z=Numero di protoni ed elettroni) ma

diverso numero di massa A

Ecco una rappresentazione grafica del tutto:

Dove X è l’elemento in questione.

1.1 - MASSA ATOMICA

Le masse degli atomi sono delle quantità estremamente piccole e sono dell’ordine del 10 .

-23

Essi quindi appaiono come numeri scomodi e per convenzione si è deciso di usare la dicitura

unità di massa atomica (u.m.a.) che indica la massa atomica relativa .

Come convenzione dal sistema internazionale si è scelta la dodicesima parte dell’atomo C.

12

Ciò significa che:

1 1.99 ∙ 10

= =1 = = = 1.66 ∙ 10

12 12 12

E quindi: ( )

= 1.66 ∙ 10 /

ESEMPIO:

Calcolare la massa atomica relativa del C e di Na

12 23

Sappiamo che M =1.66∙10 g/uma e quindi applichiamo l’ultima formula:

-24

A ( ) 1.99 ∙ 10

= = = 12.011

1.66 ∙ 10 / 1.66 ∙ 10 /

La massa assoluta del sodio è M =38∙10 g/uma e quindi

-24

A ( ) 38 ∙ 10

= = = 22.89

1.66 ∙ 10 / 1.66 ∙ 10 /

Questi numeri sono riportati nella tavola periodica sotto l’indice di massa atomica relativa

media. M (C)=12.011 uma

R 4

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In chimica c’è il modo di stabilire le formule chimiche minime, cioè formule in cui l’unica cosa

importante è capire le proporzioni tra gli atomi presenti nel composto. Le formule molecolari

invece ci danno indicazione della struttura delle molecole e della loro rappresentazione.

ESEMPIO:

Denominazione Formula minima Formula molecolare Rappresentazione

ACETILENE CH C H H-C=C-H

2 2 H H

C – C

BENZENE CH C H H – C C – H

6 6 C = C

H H

Questo tipo di formule ci permettono di calcolare la cosiddetta massa molecolare che non è

altro che la somma di tutte le masse atomiche relative dei rispettivi atomi proporzionalmente

alla quantità degli atomi stessi.

ESEMPIO:

Calcolare la massa molecolare M dell’etanolo C H O.

M 2 6

( )=2 ( )+6 ( )+1 ( )

∙ ∙ ∙ = 2 ∙ 12.011 + 6 ∙ 1 + 15.99 = 46.021

1.1 – LA MOLE

La mole è la quantità di una determinata sostanza presente in un composto. Essa si usa di

solito per contare gli atomi; si usa nuovamente per convenzione il numero di atomi presenti

nell’isotopo C. Infatti

12 1 = ° 12 = 6.023 ∙ 10

Il numero 6.023 ∙ 10 è chiamato numero di Avogadro. n

Quindi il numero di moli che d’ora in poi verrà identificato come si calcola:

( )

( )= = = =

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1.2 - STECHIOMETRIA, BILANCIAMENTO DI UNA REAZIONE CHIMICA

In una reazione chimica i reagenti reagiscono tra di loro dando i prodotti finali. Ciò che

diciamo ora ci dice esattamente le quantità dei prodotti ottenuti dalla reazione di una certa

quantità di reagenti. Per fare ciò occorre il bilanciamento della reazione. Come sappiamo gli

atomi non sono divisibili e la quantità di materia che esisteva prima della reazione è la stessa

presente al termine della stessa. Ciò vuol dire che gli atomi di un certo elemento X sono

presenti in egual misura sia prima che dopo la reazione. Bilanciare una reazione quindi

significa assegnare dei coefficienti stechiometrici in maniera tale che il numero di atomi dei

reagenti corrisponda a quello dei prodotti.

ESEMPIO 1 :

Bilanciare la reazione di combustione del metano.

Il metano è CH e farlo bruciare significa farlo reagire con l’aria O . Si ha quindi formazione di

4 2

biossido di carbonio e acqua. + ⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯ +

Per bilanciare la reazione dobbiamo assicurarci che gli atomi di C, H e O prima della reazione

siano uguali a quelli del prodotto.

Atomi di C prima della reazione: 1 Atomi di C dopo la reazione: 1

Atomi di H prima della reazione: 4 Atomi di H dopo la reazione: 2

Atomi di O prima della reazione: 2 Atomi di O dopo la reazione: 3

Per creare il bilanciamento dobbiamo moltiplicare i numeri degli atomi per dei coefficienti

stechiometrici. Al termine del tutto otteniamo:

+2 ⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯ +2

Così facendo abbiamo:

Atomi di C prima della reazione: 1 Atomi di C dopo la reazione: 1

Atomi di H prima della reazione: 4 Atomi di H dopo la reazione: 4

Atomi di O prima della reazione: 4 Atomi di O dopo la reazione: 4

Ovviamente la reazione non va intesa con i numeri qui sopra. Gli atomi di ossigeno rimangono

2 sia prima che dopo, quel che cambia sono le quantità di sostanza che prendono parte alla

reazione.

ESEMPIO 2 :

Bilanciare la seguente reazione: + → +

Bilanciamo la reazione: 6

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+ → +2

NB I segni + e – posti in apice al calcio e al gruppo OH sono identificativi di ioni e cationi, di

cui ci occuperemo quando parleremo dei legami ionici.

ESEMPIO 3 :

Bilanciare la seguente reazione: + →

Bilanciamo: 2 + → 2

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ESERCITAZIONE

Calcolare la massa atomica relativa media M del silicio conoscendo i seguenti isotopi:

R

Si presente al 92,21% M = 27,98 uma

28 AM

Si presente al 4,70% M = 28,98 uma

29 AM

Si presente al 3,09% M = 29,97 uma

30 AM

Metodo di risoluzione: %∙

∑

- La massa atomica relativa media non è altro che :

%( ) ( ) %( ) ( ) %( ) ( ))/100

e quindi: ( = + +

Risoluzione:

Applicando la formula appena descritta otteniamo:

92.21 ∙ 27.98 + 4.7 ∙ 28.98 + 3.09 ∙ 29.97

= = 28.09

100

8

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Calcolare la formula chimica minima del composto che dopo l’analisi elementare contiene questi

elementi:

C 47,37%

H 10,59%

O 42,04%

Metodo di risoluzione:

- Dei composti analizzati come sopra ci dicono che su 100 g di composto ci sono le quantità percentuali

in grammi dei suddetti elementi.

- A questo punto non ci rimane che dividere la massa in g dei componenti per la loro massa atomica e

otteniamo dei coefficienti in moli. = ( )

( )

- Ultimo passaggio è la divisione delle moli per il valore più piccolo e se otteniamo dei valori decimali

moltiplicare per un numero (per renderli interi) tutti i coefficienti che abbiamo trovato.

Risoluzione:

C H O

x y z

C 47,37% corrisponde a 47,37g/100g di composto

H 10,59% corrisponde a 10,59g/100g di composto

O 42,04% corrisponde a 42,04g/100g di composto

47.37 47.37

( )= = = 3.944

( ) 12.011

10.59 10.59

( )= = = 10.51

( ) 1.008

42.04 42.04

( )= = = 2.6

( ) 15.998

ottenute le moli andiamo a dividere il tutto per il valore più basso:

3.994 10.51 2.6

= = 1.5 = = 4.00 = = 1.00

2.6 2.6 2.6

poiché abbiamo come numero decimale basterà moltiplicare tutto per due e avremo la formula

minima del composto: 9

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Calcolare la formula molecolare di un composto che presenta una massa molecolare M =180 uma e,

M

che dopo l’analisi elementare, presenta le seguenti percentuali:

C 40,01%

H 6,69%

O 53,30%

Metodo di risoluzione:

- Come primo passo si ragiona esattamente come nell’esercizio precedente; si assume che in 100 g di

composto le percentuali di ogni elemento corrispondano alla massa dell’elemento stesso e si divide

ogni massa in g per le masse atomiche dei relativi elementi, ottenendo così le moli.

- Successivamente si dividono i numeri di moli per il numero più piccolo e si ricavano gli indici di

proporzione minimi che caratterizzano il composto.

- Per sapere quante volte gli indici devono essere contati bisogna dividere la massa molecolare iniziale

diviso la massa formula M che si ottiene sommando le masse atomiche di tutti gli elementi del

F

composto, rispettando gli indici trovati.

Risoluzione:

C H O

x y z

C 40.01% corrisponde a 40.01g/100g di composto

H 6,69% corrisponde a 6,69g/100g di composto

O 53,30% corrisponde a 53,30g/100g di composto

40.01 40.01

( )= = = 3.33

( ) 12.011

6.69 6.69

( )= = = 6.69

( ) 1.008

53.30 53.30

( )= = = 3.33

( ) 15.998

ottenute le moli andiamo a dividere il tutto per il valore più basso:

3.33 6.69 3.33

= = 1.00 = = 2.00 = = 1.00

3.33 3.33 3.33

Formula minima: CH O

2

Ora vediamo quante volte la massa molecolare o massa formula M è contenuta in 180 uma di

F

composto: 180 180 180 180

= = = = =6

( ) ( ) ( )

+ 2 + (12 + 2 + 16) 30

Quindi la formula molecolare è:

cioè glucosio. 10

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Si ha a disposizione 1 kg di glucosio (C H O )

6 12 6

Si vogliono conoscere:

a) le moli di glucosio, di C, di H, di O;

b) il numero di atomi di C, H e O;

c) la massa in grammi di C, H, O.

Metodo di risoluzione:

- Il numero di moli di un qualsiasi composto si trova dividendo la massa assoluta in g con la massa

molecolare (g/mol).

- Per calcolare il numero di moli di un singolo elemento è sufficiente moltiplicare il numero di moli

dell’intero composto per l’indice riportato nella formula molecolare.

- Per conoscere il numero di atomi basta moltiplicare il numero di moli per il numero di Avogadro.

- Per calcolare la massa di C, H e O si può invece moltiplicare il numero di moli per la massa atomica

relativa media M .

R

Risoluzione:

a) Dividiamo la massa assoluta con la massa molecolare del glucosio e otteniamo:

1000

( )= = = 5.55

( ) / 180

( )= ( )= ( ) ∙ 6 = 5.55 ∙ 6 = 33.3

( )= ( ) ∙ 12 = 5.55 ∙ 12 = 66.6

b) Per il numero di atomi andiamo a moltiplicare le moli per il numero di Avogadro:

( )= ( )= ( ) ∙ = 33.3 ∙ 6.023 ∙ 10 = 200 ∙ 10

( )= ( ) ∙ = 66.6 ∙ 6.023 ∙ 10 = 400 ∙ 10

c) La massa di C, H e O invece:

( )= ( ) ( )

∙ = 33.3 ∙ 12.011 = 400

( )= ( ) ( )

∙ = 66.6 ∙ 1 = 67

( ) ( ) ( )

= ∙ = 33.3 ∙ 15.998 = 532.7

11

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Si consideri la seguente reazione: + → +

Si bilanci la reazione e si calcoli:

a) il numero di moli di CO che si ottengono bruciando 0,524 mol di

2

acetilene;

b) quanti grammi di ossigeno servono a bruciare 650 g di C H .

2 2

Metodo di risoluzione:

- Bilanciare la reazione con i coefficienti stechiometrici e, mantenendo le proporzioni molari dei

composti individuare il numero di moli incognito.

- Per calcolare la massa di O è sufficiente trovare le moli di acetilene, confrontarle con quelle

2

dell’ossigeno e successivamente risalire dalle moli di ossigeno alla massa.

Riso