Chimica 1

Prof. Aina valentina.aina@unito.it 0116707533

Materia → Tutto ciò che ha una massa

Sostanze pure

Miscele Composizione fissa anche se

•

sottoposte a sollecitazioni esterne

Composizione variabile

• Non sono separabili fisicamente

Sono separabili fisicamente •

• Sono modificabili solo

Ogni componente mantiene le sue •

• chimicamente

caratteristiche Proprietà invariabili

•

Omogenee Elementi Composti

Eterogenee

Stessa Formati da atomi Scomponibili

• • •

Componenti

•

composizione in Non sono Formati da

• •

distinguibili

ogni punto scomponibili diversi atomi

visivamente

Una fase chimicamente in presenti in

• Più fasi

• sostanze più proporzioni

Proprietà costanti

• Proprietà variabili

• semplici costanti e definite

per tutta la regione Generale

Chimica è la scienza che studia qualitativamente e quantitativamente la

composizione e le trasformazioni della materia.

La chimica analitica studia le tecniche di analisi dei composti. La chimica fisica

invece studia le variazioni di energia nelle reazione.

Gli atomi sono la parte più piccola di un elemento che ne conserva le proprietà, sono

particelle elementari della materia, sono caratterizzati da massa e carica elettrica.

Gli elementi sono formati da atomi con le stesse proprietà, quelli conosciuti sono 118

di cui 90 presenti in natura.

Le molecole sono aggregati consistenti di atomi, la loro formula indica gli elementi

presenti e il loro rapporto.

Nel nucleo si trovano protoni e neutroni, il volume extracellulare è occupato dagli

-27

elettroni. Protoni e neutroni hanno massa quasi uguale ~ 1,6*10 , gli elettroni

-31

invece sono più leggeri ~ 9,1*10 .

Protoni ed elettroni hanno carica uguale ma di segno opposto.

Il numero di protoni è detto numero atomico e si indica con Z, il numero di protoni e

neutroni è invece detto numero di massa e si indica con A. Atomi con lo stesso

numero atomico ma diverso numero di massa sono detti isotopi, questi hanno stessa

proprietà chimiche ma diversa massa.

Isotopi dell'idrogeno:

Prozio, anche detto idrogeno comune, ha solo un protone ed un

• elettrone;

Deuterio, detto idrogeno pesante;

• Trizio, idrogeno radioattivo non presente in natura.

• -27

La massa atomica o peso atomico è dell'ordine dei 10 Kg, questo è definita uma.

Le masse atomiche presenti nella tavola periodica sono una media delle masse degli

isotopi presenti in natura secondo la loro abbondanza naturale:

abbondanza naturale

35 atomico

Cl : ( ) +

∗Peso

100

abbondanza naturale

37 atomico

Cl : ( ) =

∗Peso

100 ~35

Peso atomico Cl

Le masse degli atomi vanno da 1 a 250 uma. Un'unità di massa atomica vale 1/12

12

della massa del C, quindi per questo elemento si avrà una massa atomica pari a 12.

La formula chimica è un'entità che ci dà informazioni sia qualitative che quantitative

sulla composizione del composto.

La formula minima o empirica è data dai numeri più piccoli che descrivono i

rapporti tra atomi.

Il peso formula o peso molecolare è la somma dei pesi dei singoli atomi di una

molecola.

Una mole è l'unità più comoda per indicare grandi numeri di atomi o di molecole.

12

Una mole è pari al numero di atomi contenuti in 12g di C, questo è il numero di

-23

avogadro ~ 6,022*10 . La massa di una mole o massa molare è indicata con M:

m[ g ]

Numero moli= g

M [ ]

mol

Per calcolare il numero di atomi di un elemento in un composto di cui sappiamo la

sua massa: Numero atomi=indice atomi∗numero moli totali composto∗Na

Temperatura K

Unità di misura SI →

T (K) = T (°C) + 273.15

5

T (°C) = F

⋅(T ( )−32)

9

Pressione 1 N Kg

Pa = =

Unità di misura SI → 2 2

m s ⋅m

1 atm = 101325 pascal = 101.325 kPa = 760 torr = 760 mmHg

1 bar = 100 kPa Nomenclatura

La configurazione elettronica esterna è il modo in cui gli elettroni si dispongono

attorno al nucleo.

I metalloidi o anfoteri sono gli elementi che sono posti tra la linea divisoria tra

metalli e non, hanno proprietà intermedie tra le due categorie.

Si dicono periodi le righe della tavola periodica, i gruppi sono invece le colonne. I

s

primi iniziano con un atomo la cui configurazione esterna ha un elettrone di tipo o

ns , dove n è il numero quantico principale, procedendo il numero atomico aumenta

di un'unità ad ogni atomo. Gli altri comprendono atomi con la stessa configurazione e

che quindi hanno caratteristiche chimiche simili.

I gruppi sono in totale 18 divisi in A e B: nel gruppo IA sono posti i metalli alcalini;

nel gruppo IIA sono posti i metalli alcalini terrosi; nel gruppo VIIA sono posti gli

alogeni infine nel gruppo VIIIA sono posti i gas nobili. Nella parte B vi sono quelli

di transizione.

Un atomo legandosi ad altri atomi modifica la sua struttura elettronica, se un atomo

perde un elettrone acquista una carica positiva, se invece acquista un elettrone

acquista una carica negativa. Gli atomi che perdono la loro neutralità si dicono ioni.

La carica che assume l'atomo è detta stato di ossidazione o numero di ossidazione,

N.O. Regole:

N.O. = 0, atomi o specie chimiche allo stato elementare;

• N.O. = +1 o +2, elementi del primo e del secondo gruppo A;

• N.O. = -1, idrogeno quando si lega a metalli del primo e del secondo gruppo

• per formare idruri, negli altri casi l'idrogeno N.O. = +1;

N.O. = -2, ossigeno tranne nel caso di perossidi nei quali l'ossigeno assume

• N.O. = -1, nei superossidi N.O. = -1/2 e nel difloruro di ossigeno N.O. = +2;

N.O. = -1, elementi del settimo gruppo quindi alogenuri;

• N.O. = carica dello ione, per qualsiasi elemento allo stato di ione

• monoatomico. Formula:

n

[A B ]

p q

p*A + q*B = n

Alcuni nomi:

+

Na , N.O = +1, ione sodio;

• 3+

Al , N.O = +3, ione alluminio;

• 2+

Fe , N.O = +2, ione ferroso o ione ferro (II);

• 3+

Fe , N.O = +3, ione ferrico o ione ferro (III);

• 2+

Sn , N.O = +2, ione stannoso o ione stagno (II);

• 4+

Sn , N.O = +4, ione stannico o ione stagno (IV);

• 1-

Cl , N.O = -1, ione cloruro;

• 2-

S , N.O = -1, ione solfuro;

• 3-

N , N.O = -1, ione azoturo.

•

IUPAC è la commissione di nomenclatura inorganica dell'Unione internazionale di

Chimica pura e applicata. ●Elementi che hanno un solo

I composti si dividono in: stato di ossidazione:

Binari:

1. Ossido/Anidride di...

●Elementi che hanno due stati

Metalli con:

• di ossidazione:

Idrogeno, Idruri ionici,

◦ Ossido/Anidride -oso (più

Idruro di...; basso)

Ossigeno, Ossidi basici e ionici.

◦ Ossido/Anidride -ico (più alto)

Non metalli con:

• ●Elementi che hanno quattro

Idrogeno, Idruri covalenti o Idracidi,

◦ stati di ossidazione:

Acido -idrico; Ossido/Anidride ipo-oso

Ossigeno, Ossidi acidi o covalenti o Anidridi.

◦ Ossido/Anidride -oso

Sali binari:

• Ossido/Anidride -ico

Metallo + non metallo

◦ Ossido/Anidride per-ico

non metallo -uro di metallo.

Ternari:

2. OH + metallo = Idrossidi:

• con uno stato di ossidazione:

◦Metallo

Idrossido di...;

con due stati di ossidazione:

◦Metallo

Idrossido -oso;

Idrossido -ico;

Idrogeno + non metallo + ossigeno = Ossiacidi

• con uno stato di ossidazione:

◦Elementi

Acido -ico;

con due stati di ossidazione:

◦Elementi

Acido -oso;

Acido -ico.

con quattro stati di ossidazione:

◦Elementi

Acido ipo-oso;

Acido -oso;

Acido -ico;

Acido per-ico;

più delle volte gli ossiacidi si ottengono facendo reagire un'anidride con una

◦Il

molecola di acqua:

1 molecola Acido meta-;

▪ 2 molecole Acido piro-;

▪ 3 molecole Acido orto-.

▪

Sali ternari:

• Metallo + non metallo + ossigeno:

◦ Acido ipo-oso → Sale ipo-ito;

Acido -oso → Sale -ito;

Acido -ico → Sale -ato;

Acido per-ico → Sale per-ato.

Reazioni

Secondo la legge di conservazione della massa ai due lati di una reazione devono

comparire lo stesso numero di atomi o di moli di atomi, si deve quindi procedere

sempre a bilanciare le reazioni stabilendo i coefficienti stechiometrici.

La stechiometria, (stoicheion = elemento, metron = misura), studia le relazioni

quantitative fra reagenti e prodotti di una reazione.

Per passare dai grammi alle moli si usano le masse molari, per passare invece dalle

moli di una sostanza alle moli di un'altra della reazione si usano i rapporti

stechiometrici.

Tipi di reazioni:

Reazioni di sintesi, due o più reagenti formano un solo prodotto;

• Reazioni di decomposizione, da un reagente si hanno più prodotti;

• Reazioni di sostituzione, un elemento di un composto viene sostituito da un

• altro elemento:

X + YZ → Y +XZ

Reazioni di doppia sostituzione, due composti si scambiano parti fra loro e

• formano nuovi composti:

AX + BY → AY + BX

Reazioni di combustione, una sostanza reagisce con ossigeno per dare anidride

• carbonica e acqua;

Reazioni di neutralizzazione, un acido e una base reagiscono per dare un sale

• più acqua.

Si possono inoltre classificare le reazioni in:

Reazioni che avvengono senza trasferimento di elettroni, nessuno degli ioni

• cambia la struttura elettronica e quindi numero di ossidazione, per bilanciarle

bisogna rispettare il:

Principio di conservazione della massa;

◦ Principio di conservazione della carica, la somma algebrica delle cariche

◦ degli ioni presenti nei reagenti deve essere uguale alla somma algebrica

delle cariche degli ioni presenti nei prodotti;

Reazioni che avvengono con trasferimento di elettroni, o redox, in esse si ha

• una:

Sostanza ossidata o agente riducente, aumenta il numero di ossidazione,

◦ cede elettroni;

Sostanza ridotta o agente ossidante, diminuisce il numero di ossidazione,

◦ acquista elettroni;

Per bilanciare queste reazioni si deve:

Bilanciare gli elettroni,

◦ 1. Si determinano i numeri di ossidazione;

2. Si individuano le specie che cambiano il loro numero di ossidazione;

3. Si eguaglia il numero di elettroni delle semireazioni:

KMnO + 5e → MnSO X2

4 4

SnSO -2e → Sn(SO ) X5

4 4 2

I numeri che moltiplichiamo diventano poi i coefficienti stechiometrici

nella reazione totale dei composti contenenti gli elementi che si ossidano

o si riducono;

Rispettare il principio di conservazione della massa;

◦ Rispettare il principio di conservazione della carica;

◦

La percentuale in peso di un elemento in un composto corrisponde al numero di

grammi di esso in 100g del composto. Questa ci consente di determinare la formula

empirica o minima della sostanza: 1. Si calcolano il numero di moli di

2,24% di H, 26,7% di C, 71,1% di O: ciascun elemento del composto

●2.24 g / 1.008 g/mol = 2.22 mol di H prendendo la percentuale dell'elemento

●26.7 g / 12.01 g/mol = 2.22 mol di C come i grammi di questo;

●71.1 g / 16.00 g/mol = 4.44 mol di O 2. Si vedono i rapporti fra i diversi

Il rapporto H:C:O è 1:1:2 quindi elementi e si ha quindi la formula

HCO minima o empirica;

2

Per calcolare la formula molecolare sapendo la massa molecolare del composto:

1. Si trova la massa molecolare del Sapendo che la massa molecolare del

composto con la formula minima; composto è 90,04 uma:

2. Si trova il rapporto tra le due masse ●PM (HCO ) = 45,02 g/mol

2

molecolari e si moltiplicano gli indici ●Rapporto = 90,04 / 45,02 = 2

della formula empirica per il risultato Quindi

del rapporto. H C O

2 2 4

Se invece si vuole fare il contrario, ovvero partendo dal composto ricavare le

percentuali degli elementi: 1. Sapendo la massa di una molecola di

Una molecola di H SO ha massa

2 4 un composto si divide il peso

98,08 g/mol: molecolare o atomico di un elemento

●% di H = [(2 x 1.008 g/mol) / 98.08 per la massa totale del composto;

g/mol] x 100 = 2.056% 2. Si moltiplica per cento.

L'efficacia della reazione viene valutata in termini di resa percentuale, la resa teorica

si calcola assumendo che tutto