Appunti Fondamenti di chimica

Chimica

¥

CHIMICA

In passato trasformare materia per ottenere ENERGIA, es. bruciare legno per calore.

Inizialmente però non interessava struttura, com’era fatto, ecc. oggi invece sì.

- =

Capire le trasformazioni chimiche in modo anche da comprendere cosa succede.

Oggi è importante creare materiali nuovi per migliorare la società e capire la struttura di questi

materiali e perché sodio e cloro (es.) si mettono in determinati modi in NaCl.

Capendo la struttura cristallina si possono poi capire anche le proprietà

(Es: sapere che tra Na e Cl il legame è IONICO).

PROPRIETÀ:

1) Stato di aggregazione: ATP

- Solido: forma propria e volume definito. Piccolo cambiamento di V.

→

- Liquido: fluido, V definito, forma NON propria, del recipiente. “—> V cambia più di solido

- Gas: fluido, V dipende da contenitore, forma NON propria. “—> cambiamento importante di V

TEORIA CINETICO-MOLECOLARE DELLA MATERIA: all’aumentare della temperatura, le

particelle aumentano il loro movimento, e quando si alza tanto avvengono i passaggi di stato.

%E

← → MICROSCOPICO: divisione di un

MACROSCOPICO: mondo campione macroscopico in particelle.

sperimentale delle osservazioni È il livello submicroscopico o

1) COLORE sostanza particellare di ioni e molecole.

2) SOLUBILITÀ IN ACQUA o in

= Si può fare modelling al computer

solvente organico (etanolo, benzene, anche con raggi X per studiare

ecc.) struttura cristallina del materiale (livello

3) CONDUTTIVITÀ - DUREZZA del atomico) e capire se può avere senso o

materiale meno ad esempio fare un esperimento

in laboratorio.

CLASSIFICAZIONE MATERIA:

- Sostanza PURA

- MISCELA (omogenea ed eterogenea)

Da una miscela si possono ricavare le sostanze pure (omogenea più difficile obv)

Da sostanze pure si possono generare composti ed elementi.

Gli elementi reagiscono tra loro per creare composti.

ELEMENTI: sostanze (Na, O) composte da un solo tipo di atomo

- sono 118 di cui 90 in natura

Nella tavola periodica ogni elemento ha nome e simbolo.

COMPOSTI chimici: sostanze composte da due o più elementi diversi, tenuti insieme da legami

chimici più o meno forti (zucchero, sale, acqua).

Se formano dei composti, le proprietà degli elementi singoli vengono sostituite da quelle dei

composti.

MISCELA: gruppo di due o più sostanze mescolate fisicamente.

- eterogenea: sostanze separabili fisicamente

=

- omogenea: non separabili —> SOLUZIONI (NaCl in acqua si spera in anioni e cationi Na+ e Cl

e forma una soluzione, le molecole d’acqua intorno al sale scompongono i due elementi)

PROPRIETÀ FISICHE: classificano e identificano le sostanze (aspetto)

- DENSITÀ d

+

INFLUENZANO

SI 1- →

=

- TEMPERATURA -

Colore, stato di aggregazione, punto di fusione, densità, solubilità, conducibilità elettrica,

malleabilità, duttilità, viscosità.

= - -

TRASFORMAZIONI FISICHE

Variazioni delle proprietà fisiche sono dette: (imp. naftalene)

Utile es. per separare due materiali con temperature di fusione differenti.

Con una trasformazione fisica NON cambia la sostanza.

-

REAZIONE CHIMICA: trasformazione in cui dei reagenti vengono trasformati in prodotti, diversi

dai reagenti stessi (es. Idrogeno + Ossigeno —> Acqua) -

ENERGIA:

Quasi sempre rilasciano CINÉFCÈ #

- CINETICA: associata al movimento OTENZIAUE

-

- mov atomico, molecolare, ioni —> energia TERMICA )

sposa

← t MOLLA

-

- mov elettroni —> energia ELETTRICA - .

ti

ELEITR

TERMICA

- POTENZIALE: legata alla posizione di un oggetto

- . ELETROSTAT

-

- immagazzinata in molla compressa .

- dovuta a separazione di cariche elettriche —> energia ELETTROSTATICA (es. fulmini)

-

Legge di conservazione dell’energia: l’energia non si può creare né distruggere, l’energia totale

=

dell’universo è costante.

In una reazione, i reagenti hanno una certa quantità di energia.

2h20

21-121-02 -

→

KE ENERGIA

Quando reagiscono, certa quantità di E viene rilasciata. Sommando energie di prodotti e reagenti e

-

rilasciata si vede che è sempre uguale, viene solo ridistribuita.

-

→

STRUTTURA ATOMICA

STRUTTURA ATOMICA

Democrito aveva individuato l’ATOMOS, dal greco “indivisibile”.

Nel XVII secolo arriva in Europa il concetto di atomo e con le reazioni si cominciavano a capire le

quantità di atomi nelle sostanze, perché, ad esempio: 217+13-717213

Teoria Atomica,

1803-1807, Dalton sviluppò la sua ovvero che:

1) Ogni elemento è composto da particelle molto piccole

2) L’atomo di un elemento (ossigeno) è diverso da quello di un altro elemento (azoto), ma atomi di

stesso elemento sono uguali e stesse proprietà

3) Gli atomi di un elemento non si possono trasformare in atomi di un altro elemento

4) I composti si formano quanto atomi di elementi diversi si legano

LEGGE DI CONSERVAZIONE DELLA MASSA

In una reazione chimica, la somma delle masse dei reagenti è uguale alla somma delle masse dei

prodotti. EMR Emp

-

LEGGE DELLA COMPOSIZIONE COSTANTE

Il numero relativo e il tipo di atomi di un composto sono sempre costanti

CHIMICA DEGLI ELEMENTI

Thompson Rutherford

e definirono un modello atomico alla base della teoria atomica.

Gli atomi sono formati da particelle subatomiche:

- Protoni (+)

- Elettroni (-)

- Neutroni (carica neutra)

Particelle di massa maggiore concentrate nel nucleo, molto piccolo, che contiene tutte le cariche

positive, mentre elettroni orbitano nella parte estera e occupano la maggior parte del volume.

Le proprietà chimiche degli elementi e delle molecole dipendono in gran parte dagli elettroni.

Esperimento: generazione di flusso di elettroni, attraverso due piastre, una carica + e una carica -, il

flusso devia verso la + e su uno schermo fluorescente si vede che il fascio è deviato. Quindi

elettroni carica negativa. Generando altri campi magnetici si poteva spostare la sua traiettoria,

città

,ÈÈ→c

misurando anche quindi il peso delle particelle. -31µg

è t

-1

L’atomo di base è neutro, perché il numero : )

" > kgk.a.tt

1,67-10-2

pt 1,6 là 800

di e- è uguale al numero di p+. C

-

:

o

Esperimento di Rutherford:

Fascio di particelle α (cariche +, He 2+) attraverso atomi di lamina d’oro. Alcune venivano deflesse

(riflesse ma non esattamente su stesso piano), poche riflesse, altre attraversavano, tutte queste

visibili su schermo fluorescente. Le particelle che tornavano indietro colpivano il nucleo, ma erano

poche quindi nucleo molto piccolo, quelle che attraversano passano nello spazio vuoto circostante.

Chadwich scoprì la presenza dei neutroni, particelle con carica neutra e massa simile a quella dei

protoni. Protoni e neutroni danno massa atomica, elettroni proprietà chimiche dell’atomo.

Il nucleo non interessa nelle reazioni chimiche perché non influisce.

Gli elettroni permettono la formazione di legami chimici, tra atomi uguali e/o diversi.

L’energia viene ricavata dalla rottura di legami chimici. Le energie delle reazioni chimiche sono

molto inferiori alle energie in gioco nelle reazioni nucleari (che coinvolgono le particelle del nucleo).

ERETTZ E

<

< Reazioni

CHIMICHE Nucleari

-

. ENERGIA

PER INTERA FORTI

-2 DEBOLI SERVE

-2

INTERA

: . . ↳ / Ionici

leg Cav

es .

.

.

protoni

Numero atomico (Z): numero di nel nucleo, uguale per atomi dello stesso elemento.

protoni neutroni

Numero di massa (A): numero + numero (no elettroni, massa molto piccola).

u):

Unità di massa atomica (uma o massa atomica assoluta scomoda.

massa atomica relativa.

Si usa Si divide la massa assoluta per uno standard, l’uma.

1 uma è la dodicesima parte della massa atomica dell’atomo di carbonio-12.

Io

1,66 -24g

1 uma = . Ma

Nella tavola periodica, massa relativa. MM E

= Mr

11008 →

Elementi: singoli atomi o molecole di atomi uguali

Composti: formati da elementi diversi

- Composto molecolare (legame covalente)

- Composto ionico (legame ionico)

massa atomica

Atomi: (uma) }

massa molecolare

Molecole: (uma) MA

SOMMA COMP

ATOMI

DEI SINGOLI DEL

di

massa formula

Composti ionici: (uma) .

Isotopi: atomi con stesso numero atomico e diverso numero di massa. \ HANNO STESSE

Z

notasse STESSO

← a ( PROPRIETÀ

I

ISOTOPI

✗ A

n° CHIMICHE

ATOMICO ← >Diverso

2- SOLO da Z,

Le proprietà chimiche di un atomo dipendono perché rappresenta il numero di

protoni, e poiché esso è uguale al numero di elettroni, fa dipendere da sé le proprietà chimiche.

)

( pt

1

PROZIO IDROGENO :

(D)

H Deuterio LPT 1h

: ISOTOPO

) Radioattivo

( Ip 2h

+ →

TRIZIO t +

:

Cambiano SOLO proprietà fisiche ma NON chimiche.

In natura gli isotopi possono essere più o meno abbondanti.

In natura la maggior parte dell’idrogeno è in forma di prozio.

Il trizio raramente si trova in atmosfera ma si può formare a contatto con raggi cosmici.

Sotto radiazione in un reattore nucleare il litio metallico può diventare trizio.

tavola periodica media ponderata

Nella la massa rappresentata è una delle masse degli isotopi.

%D1.miss.tl/SatMiszt-

GIÙ

MT t

Mist Misa

1- .

. =

.

. .

= 100

TAVOLA PERIODICA

Molto utile in chimica perché elenca tutti i valori dei vari elementi.

Organizzata in:

Gruppi

- (o famiglie): colonne con elementi con proprietà chimico-fisiche simili. Numerati da 1 a 8

seguiti da lettera A (principali) o B (di transizione).

Periodi:

- righe orizzontali numerate da 1 a 7.

Ci sono metalli di gruppi principali, metalli di transizione, metalloidi e non metalli.

Metalli:

- Solidi a temperatura ambiente (tranne mercurio)

-

- Conduttori di elettricità

- Duttili (riducibili a cavi sottili), malleabili (lamine sottili)

- Possono formare leghe (soluzioni di due metalli) es. acciaio è Fe-C(2,06%)

Non metalli

- Alcuni solidi (carbonio, zolfo, fosforo), 10 gassosi (H, O, N, F, Cl, gas nobili) e un liquido (bromo)

- Non conducono corrente, eccezione carbonio

Metalloidi (o semimetalli)

- caratteristiche miste, tipo silicio.

Molecola: unità più piccola identificabile in una sostanza pura, che può essere divisa mantenendo

inalterate la composizione e le proprietà chimiche.

sostanze pure

Le sono formate da molecole identiche, che consistono di atomi di due o più

elementi, strettamente legate fra loro. MOLECOLA

ATOMICA

COMPOSIZIONE DELLA

Molecolare :

# CERTI LEGAMI }

EVIDEZIA ATOMI

TRA

estesa

FORMULA : informazioni

↳ INFORMAZ Strutturali

STRUTTURA Strutturali

DI Dettagliate g :

: . Descrizione LEGAMI

⑨ ]

loro

E tipo

LEGAMI

Tutti I il TRA E

ATOMI

. DISDOSIZ SPAZIALE

È È FANTA

[ .

/

etanolo Cztlgo

la ttgctlzotl comprendere

: A

o

µ H

-

_ -

. INTERAZIONI tra

" " molecole scopo

eteredi.metilica.cz/tg0CH30CH3 ,

ti

µ prive chimica

Deus

c' .

H H

C)

c-

- -

- ti

ti

Modello molecolare: mostra la geometria della molecola, con angoli di legame.

Sono utili per rappresentare le molecole in modo tridimensionale.

Poiché siamo su superfici bidimensionali, usiamo rappresentazione apposita.

b. METANO È

Oppure:

Ì' SUL ☒

piano ¢00

H ☒ - Modello a sfere e bastoncini (tipo in

C- + , plastica).

Hexam

:> (D)

- Modello volumetrico (rappresenta i

avvicina

si

ALLÈNTANA volumi occupati dagli atomi). U

Composti ionici: formati da ioni, atomi o gruppi atomici, con carica elettrica + o -.

Ciò acquistando e/o cedendo elettroni. Solitamente metalli cedono, non metalli acquistano.

cationi monoatomici

I sono atomi che possiedono un numero di elettroni inferiore rispetto al

numero di protoni (frequente in gruppi 1A e 2A).

Gli elementi di transizione NON hanno un comportamento prevedibile, perché hanno proprietà

particolari, quindi formano cationi e anioni in diversi modi.

anioni monoatomici

Gli sono non metalli (solitamente) che acquistano elettroni.

H _ IDRIDE

IONE

:

Ioni poliatomici: ioni costituiti da due o più atomi, il cui insieme possiede una carica elettrica.

Esempi (di solito prima il catione e poi l’anione): Poi

)

COI ) )

NTKÌ FOSFATO

(

_ ( -

carbonato ammonio ;

;

Gli ioni possiedono forze elettrostatiche tra loro che permettono il legame.

→ CARICHE t e -

FORZA Attrazione

DI K

F

: -

=

) CARICHE

( DISTANZA

FORZA TRA

Coulomb

Di

Colpendo un cristallo, spostiamo le cariche positive e negative e avviciniamo cariche dello stesso

segno, che quindi si respingono e si separano, rompendo il cristallo.

molecolari

I composti spesso sono

- possono essere in vari stati di aggregazione

- spesso sono di grandi dimensioni e complessità elevate

Composti binari: formati da due elementi (spesso) non metallici (es. metano, etano, ... )

Spesso i due elementi sono di gruppi 4A e 7A.

Collegamento tra mondo macroscopico con quello particellare di atomi, molecole e ioni.

Mole: quantità di sostanza che contiene un numero di particicelle elementari, ovvero le particelle

contenute in 12 grammi di carbonio 12. Una mole contintiene quindi sempre un certo userò di

particelle, indipendentemente dal tipo di sostanza. ( )

6,022.1023 NUMERO DI

e

Na tarjeta

- AVOGADRO

]:

Massa Molare (M) [g/mol è la massa [in grammi] di una mole di una certa sostanza

È la massa in grammi numericamente uguale alla massa atomica.

n ]

È

- ¥

Ìl

(

MASSA Molare

→

µ

Na '

Ia

= assoluta

massa

→

Conversione: massa <—> moli

:-c MI

IF me

s *

- -

# ↳

↳ n

¥ In ÷

m

La formula di un composto indica il tipo di atomi/ioni presenti e il numero di ciascuno.

1614g

Ha

(

1 mal Di : / ↳ mal

1 4

mal C Di

Di

12,01g 4,032g

+

µ

Con la massa molecolare media (ponderata, quella della tavola periodica) si possono trovare le

masse per ogni molecola.

I composti ionici non esistono in forma di molecole individuali, quindi si esprime la massa molare

-

FORMULA UNITÀ,

della ovvero della formula minima che rappresenta il numero relativo di ogni tipo

di ione.

Per i composti molecolari basta sommare le masse molari di ogni atomo, per parlare di

PESO FORMULA.

ANALISI CHIMICA

Branca della chimica che studia la quantità relativa di mol in un composto chimico.

Serve a determinare le formule dei composti, per capire se è il composto giusto che volevamo e

per determinarne la purezza.

COMPOSIZIONE PERCENTUALE: percentuale delle masse di ogni elemento in un composto.

FORMULA:

- EMPIRICA: formula MINIMA, rapporto minimo tra gli atomi di ciascun elemento.

- MOLECOLARE: esprime quanti atomi ci sono effettivamente di ogni elemento.

Utilizzando la messa molare si può passare dalla minima all’empirica.

1mol di idrazina è infatti 32, NH2 sarebbe 16, quindi la formula è:

(Ovviamente la massa molare è ottenuta sperimentalmente in laboratorio)

N %

12,58

87,42% H

IDRAZINA

es : ,

. 12,58g

100g 87,42g

SU : ,

6,241 12,48 Mel

mal

n : ,

GYLFIE % Ntla

RAPP =p

TRAMOU =

:

. T

avere

Dovrebbe Qual

M 16

/ -

MA sperimentati .

14=328

SO

€ / mal

: a)

( Nah

2 NH

FORMULI MOLECOLARE 4

. =

:

Reazioni Ch .

1- +13 →

AB

→

REAZIONI CHIMICHE bilanciate, rapporti stechiometrici.

Le reazioni chimiche devono essere tramite corretti

(stessi numeri di atomi di ogni tipo tra reagenti e prodotti).

Riprende la legge di conservazione della materia di Lavoisier : gli atomi possono cambiare forma,

legami e composti in cui sono contenuti, ma ci devono essere tutti, e di conseguenza anche le

masse sono costanti.

Pci 6 (e)

( Pcl

4

la

t

(d) →

(g) }

STECHIOMETRIA: reazione tra prodotti e reagenti.

COEFFICIENTI STECHIOMETRICI: coefficienti in una reazione chimica.

Classi generali di reazioni chimiche:

OSSIDI

1) metalli/non metalli + ossigeno —> FERRICO

OSSIDO

→

{ ]

[

302

te

4 2 ( )

03

Fez

+ → te

(a) III

(g)

(a)

Sco 502 (

( t

BILANCIATE 02 )

→

(g) s

) )

(

502

Pu (D)

(g) Paolo Molto

+ violenta

→

( )

s

COMBUSTIONE:

2) bruciare in presenza di ossigeno, con rilascio di energia sotto forma di calore.

( )

la PRES IN

ottano Benzina

. +181-120

Coda

)

(9)

2502 16

2cg (e)

(e)

His →

t

Combustione idrocarburo —> prodotti sempre CO2 e H2O

Ordine di bilanciamento: C —> H —> O

EQUILIBRIO CHIMICO

3)

Le reazioni possono essere:

COMPLETE:

- procedono in una sola direzione (irreversibili).

REVERSIBILI:

- parziale trasformazione e che pro