Chimica generale completa

Chimica generale

Chimica: scienza che studia le proprietà e le trasformazioni della materia. Le proprietà possono essere chimiche, se riguardano i legami tra gli atomi che la compongono, oppure fisiche, se non riguardano i legami. Le grandezze fisiche usate per misurare le proprietà del corpo possono essere intensive, se dipendono dalla natura del campione (T, d, P), oppure estensive, se dipendono dalla quantità (V, m).

Caratteristiche delle sostanze

Le sostanze presentano alcune caratteristiche fondamentali:

• Composizione: una sostanza può essere composta da elementi o da composti.
• Struttura: dipende dai tipi e dalla posizione dei legami che si instaurano tra gli atomi.
• Stato di aggregazione.

Forme della materia

Le sostanze dotate di una massa (in grammi, tutto ciò che occupa un volume) possono presentarsi sotto forma di:

• Miscele
  • Hanno una composizione variabile e le componenti possono essere divise mediante metodi fisici. Queste a loro volta si dividono in:
    • Eterogenee: Si riconoscono le diverse componenti che compongono la miscela. L’emulsione (tra 2 liquidi non miscibili) e la sospensione (solido insolubile in un liquido) sono 2 miscele eterogenee.
    • Omogenee: Le componenti non sono distinguibili. La soluzione (tra 2 liquidi miscibili o tra un liquido e un solido solubile) è una miscela omogenea.
• Sostanze pure
  • Hanno una composizione fissa e non possono essere separate mediante metodi fisici. Queste possono essere:
    • Elementi: Non possono essere divisi.
    • Composti: Formati da diversi elementi legati secondo un rapporto costante.

Teoria atomica

La materia è composta da atomi che sono l’unità minima di tutto. Questi, secondo la teoria atomica di Dalton, sono: indistruttibili, non creabili, indivisibili, individuali. Per ogni specie diversa vi sono atomi diversi che si combinano a formare dei composti. La maggior parte del loro volume è vuoto e praticamente tutta la massa è concentrata nel nucleo, dove Rutherford ha confinato tutta la carica positiva (protoni). Thomson calcolò la carica dell’elettrone, che ha una massa minore rispetto a protoni e neutroni, pari a -1,6 x 10^-19 C. Chadwick dimostrò l’esistenza dei neutroni, particelle che hanno la massa maggiore e si trovano nel nucleo.

Numero di massa e isotopi

A è il numero di massa (protoni + neutroni), mentre Z è il numero atomico (protoni). Gli isotopi presentano la stessa Z ma diversa A; hanno lo stesso comportamento chimico. Il nuclide è un atomo con una determinata A e Z.

Leggi fondamentali della chimica

• Legge della conservazione della massa di Lavoisier: Massa reagenti = massa prodotti.
• Legge delle proporzioni definite di Proust: Il rapporto tra le masse dei reagenti è costante.
• Legge delle proporzioni multiple di Dalton: Le masse dei reagenti che reagiscono per formare dei composti sono in un rapporto.
• Legge di Avogadro: Volumi uguali di gas diversi presentano lo stesso numero di particelle.

Unità di massa atomica

L’unità di massa atomica (u.m.a.) è il riferimento per confrontare le masse di tutti gli elementi. Vale 1/12 della massa del Carbonio¹² e dunque è pari a 1,66 x 10^-27 Kg. All’atomo di C è stato attribuito un valore convenzionale di massa pari a 12 u.m.a. e da qui è stato calcolato il valore di 1 u.m.a.

Mole e massa molare

La mole è la quantità di sostanza che contiene un numero di Avogadro (N_A = 6,022 x 10²³) di particelle. Una mole di sostanze contiene sempre la stessa quantità di particelle. Corrisponde alla massa pari alla massa atomica o alla massa molecolare della sostanza oppure a un numero di particelle pari a N_A.

La massa molare (MM) è la massa di una mole di particelle.

Metalli, non-metalli e semi-metalli

• Metalli
  • Hanno la tendenza a perdere elettroni, particolarmente spiccata negli alcalini e alcalino-terrosi (a sx).
  • Perdendo un elettrone, formano quindi dei cationi.
  • Si trovano soprattutto allo stato solido.
• Non-metalli
  • Hanno la tendenza ad acquistare elettroni.
  • Acquistando un elettrone, formano quindi degli anioni.
  • Si trovano in tutti gli stati di aggregazione.
  • Esistono in diverse forme: forma atomica (He), forma molecolare biatomica (O₂) o poliatomica (S₈) oppure come insieme continuo di atomi.
• Semi-metalli
  • Presentano alcune proprietà tipiche dei metalli, altre dei non-metalli. Per esempio, sono diversi dai metalli per la conducibilità e per la natura degli ossidi.
  • Il carattere metallico dei semi-metalli aumenta da dx a sx e da sù a giù.

Formule chimiche

Le formule chimiche forniscono informazioni qualitative riguardo gli elementi coinvolti (simboli) e anche quantitative riguardo i rapporti in cui si trovano (coefficienti stechiometrici).

• Formula minima o empirica: Vengono usati i numeri interi più piccoli per rappresentare il rapporto di combinazione tra gli elementi.
• Formula molecolare: Rispecchia il rapporto e indica il vero numero di atomi di ogni elemento. È sufficiente per determinare la stechiometria di una reazione.
• Formula di struttura: Indica l’ordine e il tipo di legame presente tra gli atomi degli elementi. Dà informazioni spaziali mentre le altre due no.

Reazioni chimiche

Le reazioni chimiche determinano cambiamenti nelle proprietà (V, colore, d, precipitazione, ecc.) del sistema. Le uniche proprietà che si conservano sono la massa e la carica, come affermano le relative leggi di conservazione della massa e della carica (devono essere uguali sia nei reagenti che nei prodotti).

Acidi e basi

Definizione di Arrhenius:

• Acidi: Sostanze che disciolte in acqua aumentano la concentrazione di ioni H⁺.
• Basi: Sostanze che disciolte in acqua aumentano la concentrazione di ioni OH^-.

Questa definizione ha dei limiti:

• In soluzione acquosa esistono gli ioni H₃O⁺ e non gli ioni H⁺.
• Le sostanze che non contengono H⁺, come CO₂, o OH^-, come NH₃, si comportano comunque da acidi o da basi.
• Non è necessaria l’acqua come solvente.

Definizione di Brønsted:

• Acidi: Sono donatori di protoni H⁺.
• Basi: Sono accettori di protoni H⁺.

Quindi un acido, donatore di protoni, perde un H⁺ solo in presenza di una base, accettore di protoni, che lo riceve. Questo significa che manifestano il loro comportamento di acido o di base solo in presenza di un partner.

L’acqua ha un comportamento anfotero perché si comporta sia da base che da acido a seconda del partner. Quindi, quella che per Arrhenius era una reazione di dissociazione di un acido in acqua, per Brønsted è una reazione tra un acido e la base acqua o tra una base e l’acido acqua.

Soluzioni e solubilità

La soluzione è una miscela omogenea di più sostanze composte da ioni o molecole. In essa vi sono: un solvente, presente in quantità maggiore e determina lo stato della soluzione, e un soluto, presente in quantità minore. Questa può trovarsi in tutti gli stati di aggregazione:

• Allo stato liquido si avrà l’acqua come solvente e composti ionici o molecolari solubili come soluti.
• Allo stato solido le particelle sono legate da forze attrattive che le tengono ferme. Le soluzioni solide sono incomprimibili, rigide e con una forma ben definita. I solidi hanno strutture diverse, osservabile tramite la diffrazione ai raggi X. Questi possono essere:
  • Cristallini: Presentano una forma regolare; anisotropia. Questi a loro volta possono essere:
    • Solidi ionici: i cationi e gli anioni sono tenuti insieme da forze elettrostatiche.
    • Solidi covalenti: gli atomi sono tenuti insieme da legami covalenti.
    • Solidi molecolari: le molecole sono tenute insieme da legami intermolecolari.
    • Metalli: gli atomi sono legati mediante legame metallico.
  • Amorfi: Presentano una forma irregolare; isotropia.

La solubilità indica la quantità massima di soluto che riesce a sciogliersi in un dato volume di solvente senza formare un precipitato. La solubilità dipende dal tipo di solvente, dalla temperatura e dalla cristallinità del soluto, dal momento che si devono rompere i legami ed allontanare gli atomi (dissoluzione). Se si supera questa quantità massima e si aggiunge altro soluto, si forma un precipitato e la soluzione si dice satura.

La dissoluzione consiste nel dividere gli ioni del soluto, e quindi rompere i legami soluto-soluto disgregando l’edificio cristallino. Il solvente, fornendogli energia, è così in grado di minimizzare le interazioni energetiche tra ioni (energia reticolare, se elevata, solido stabile) e sostituirle con legami soluto-solvente. L’energia di idratazione degli ioni consiste nell’attrazione degli ioni verso l’acqua: tanto sarà maggiore, tanto più facilmente verranno disciolti.

Tipo di solvente

L’acqua è un solvente polare che riesce a disgregare i soluti polari e i soluti ionici. L’acqua fa da schermo tra anioni e cationi del soluto impedendogli di riassociarsi. I solventi polari come il benzene riescono a disgregare i soluti apolari come le cere.

Temperatura

Alcuni soluti si dissolvono assorbendo calore (processo endotermico), altri rilasciando calore (processo esotermico).

Conducibilità

È la capacità di una sostanza di condurre corrente elettrica. I conduttori possono essere:

• Elettronici: Presentano elettroni liberi convogliati dal campo elettrico in un flusso ordinato unidirezionale. Vi è solo trasporto di energia.
• Elettrolitici: La corrente passa attraverso un flusso doppio di ioni, che vanno contemporaneamente in entrambe le direzioni. Vi è anche un trasporto di materia. Gli elettroliti, se disciolti in acqua, consentono il passaggio di corrente perché si dissociano in ioni (processo di ionizzazione). Questi possono essere:
  • Forti, come le sostanze ioniche, perché si dissociano completamente. ESEMPI: sali e basi forti.
  • Deboli, perché si dissociano in modo parziale. ESEMPI: sali e basi deboli.

  Il grado di dissociazione (α) degli elettroliti si calcola dividendo le moli dissociate per le moli totali. Quindi:

  • Le sostanze con α = 1 sono elettroliti forti.
  • Le sostanze con 0 < α < 1 sono elettroliti deboli.
  • Le sostanze con α = 0 non sono elettroliti.

  Dissociazione e solubilizzazione sono due cose diverse! Sostanze solubili possono non dissociarsi.

• Gassosi: La corrente passa grazie ad un moto di ioni ed elettroni liberi.

Colloidi

Sono per metà soluzioni (miscela omogenea) e per metà sospensioni (miscela eterogenea). Le particelle dei colloidi hanno un’area superficiale e una carica maggiore. Possono essere:

• Idrofili: Vi è un’affinità tra particelle disperse (sol, in forma di liquido) e disperdenti (gel, struttura rigida); i gruppi polari interagiscono con il mezzo disperdente determinando stabilità.
• Idrofobi: Vi è una scarsa affinità tra particelle disperse e disperdenti; la stabilità è determinata dalla repulsione.

Reazioni chimiche

Nelle reazioni vi sono dei reagenti che si trasformano in prodotti. L’equazione chimica o stechiometrica rappresenta il processo che avviene; i prodotti si identificano mediante analisi chimica. In un'equazione devono essere soddisfatte tre condizioni:

• La massa e la carica devono essere bilanciate di valore e di segno.
• L’equazione deve indicare tutte le sostanze che scompaiono (reagenti) e quelle che si formano (prodotti).

Tipi di reazioni

• Reazioni di dissociazione: Un composto ionico si dissocia in acqua liberando ioni che diventano elettroliti.

  AB + H2O → A+ + B- + H2O

• Reazioni di ionizzazione: Un composto molecolare reagisce con l’acqua formando ioni, e quindi elettroliti, non presenti nel composto originale.

  HA + H2O → H3O+ + A-

• Reazioni di sintesi: Da 2 o più elementi o composti si ottiene un solo composto.
• Reazioni di decomposizione: Sono le inverse di quelle di sintesi: da un solo composto si ottengono più prodotti.
• Reazioni di scambio singolo o spostamento: Si può verificare la formazione di gas o di acqua.
• Reazioni di doppio scambio: Due composti si scambiano gli elementi che li costituiscono per formare due nuovi composti.
• Reazioni di precipitazione: Sono quelle reazioni che determinano la formazione di un precipitato. Posso prevederle consultando le tabelle di solubilità. I composti solubili hanno s > 0,1 mol/L, i composti insolubili hanno s < 0,01 mol/L.

Forma ionica e ionica netta

Le equazioni scritte nella forma ionica comprendono anche degli ioni spettatori che non hanno alcun ruolo nella reazione. Quelle scritte nella forma ionica netta non avranno ioni spettatori (perché vengono omessi) e comprendono dunque solo le molecole o gli ioni coinvolti direttamente nella reazione.

Reazioni redox

Queste reazioni di ossido-riduzione presentano elementi che, fra reagenti e prodotti, compaiono con diversi numeri di ossidazione (n.ox.) e comportano quindi un trasferimento di elettroni fra le sostanze reagenti.

• L’elemento che si ossida cede elettroni; il suo n.ox. aumenta. La specie che si ossida è detta riducente perché i suoi elettroni serviranno per ridurre l’altro elemento.
• L’elemento che si riduce accetta elettroni; il suo n.ox. diminuisce. La specie che si riduce è detta ossidante perché deriva dall’ossidazione di un altro elemento.

Corrosione e passivazione

• Corrosione: Deterioramento di metalli in seguito a un’ossidazione della superficie a contatto con l’ambiente. Corrosione atmosferica causata dall’ossigeno dell’aria.
• Passivazione: Formazione di uno strato di ossido o idrossido poco solubile, aderente ed uniforme alla superficie che si forma a contatto con l’aria.

Combustione

Le reazioni di combustione sono particolari redox nelle quali il combustibile si ossida combinandosi con il comburente che si riduce. È una reazione fortemente esotermica.

Catalizzatore

Un catalizzatore è una sostanza capace di velocizzare una reazione chimica senza essere consumato da quest’ultima.

Fasi delle reazioni redox

• In fase eterogenea se i reagenti coinvolti sono in fasi o stati diversi (un metallo allo stato solido e un liquido).
• In fase omogenea se i reagenti coinvolti sono nella stessa fase o stato.

Complessi o composti di coordinazione

Sono composti in cui un atomo con n.ox. positivo (tipo ione di un metallo di transizione) è circondato da ioni negativi o molecole neutre in numero superiore al suo n.ox. Gli ioni o molecole che circondato l’atomo centrale sono detti leganti e il loro numero è il numero di coordinazione. Esempio: l’emoglobina è un complesso del ferro.

Informazioni deducibili da una reazione

• Di tipo qualitativo: quali sono i prodotti che si verranno a formare. Per capirlo bisogna fare considerazioni energetiche e si possono prevedere sulla base di grandezze termodinamiche.
• Di tipo quantitativo: quanto prodotto si verrà a formare. Si può prevedere conoscendo i coefficienti stechiometrici e la quantità reale di reagenti usata nella reazione.

Reagente limitante

Il reagente limitante è quello che, nella reazione, è presente in difetto (quantità minore). La quantità dei prodotti è condizionata da questo reagente che, nel corso della reazione, reagisce completamente. In laboratorio si usa un eccesso dell’altro reagente per massimizzare la resa: l’eccesso dell’altro assicura che il reagente limitante venga convertito completamente nel prodotto.

Struttura dell'atomo

Modello planetario di Rutherford: L’atomo descritto da questo modello non è stabile dal momento che il suo moto intorno al nucleo implica un’emissione continua di energia, come spiegato dalla teoria elettromagnetica di Maxwell secondo cui cariche accelerate devono emettere radiazioni, che lo porterebbe a collassare sul nucleo. Questo però non è mai accaduto perché le emissioni sono discontinue, come si osserva dagli spettri a righe, e nessun elettrone è mai caduto. Viene così introdotto un nuovo modello: quello della meccanica quantistica.

Spettri atomici

Hanno origine dall’interazione tra le radiazioni elettromagnetiche e gli atomi. Le radiazioni elettromagnetiche sono una forma di trasmissione dell’energia attraverso lo spazio, vuoto o attraverso un mezzo, in cui il campo elettrico e il campo magnetico si propagano sotto forma di onde. Lo spettro elettromagnetico è l’insieme delle radiazioni caratterizzate da tutte le possibili lunghezze d’onda classificate.