Chimica generale e inorganica - Parte 1

INTRODUZIONE

I numeri ottenuti da misure NON sono mai esatti.

Le misure possono essere accurate (indico quanto si è vicino al valore corretto) o precise (indico quanto le singole misure sono tra loro).

1. Cifre SIGNIFICATIVE

Numeri composti da cifre SIGNIFICATIVE (cifre interne e esatte, tranne gli zeri che offrono errore)

• le cifre diverse da zero sono sempre significative
• gli zeri sono significative solo alcune volte
• all'inizio di un numero MAI
• all'interno di un numero SEMPRE
• alla fine di un numero decimale sempre
• alla fine di un numero intero NO

I numeri esatti (infiniti quadrati definiti) hanno 0 cifre significative

• Nelle addizioni e sottrazioni il numero di cifre significative del risultato dipende dall'addendo o minuendo con il numero di cifre significative dopo la virgola minore
• Nella moltiplicazione e divisione il risultato non può contenere più cifre significative del numero minimo di cifre significative dell'operazione

COSA È LA CHIMICA?

Chimica generale -> trasformazione delle materie - composizione e comportamento della materia studiando il comportamento degli atomi e delle molecole.

MATERIA -> tutto ciò che che ha massa e volume

È costituita da una certa quantità di masse

Può essere classificata in omogenea, eterogenea

TEORIA ATOMICA MODERNA (Come ci siamo arrivati?)

1. Legge di conservazione della massa

   Durante una reazione chimica non si osserva nessuna variazione della quantità di materia (Somma masse reagenti = somma masse prodotti)

2. Legge delle proporzioni definite

   Tutti i composti di un dato composto, indipendentemente dalle loro origini e da come sono preparati hanno la stessa proporzione dei loro elementi costituenti.

   Esempio: acqua: la decomposizione elettrolitica porta alla formazione di idrogeno e ossigeno alla stessa proporzione 1:8

3. Legge delle proporzioni multiple

   Quando due elementi A e B formano due composti differenti le masse dell'elemento B che si combinano con 1g dell’elemento A possono essere espresse come un rapporto di numeri interi piccoli

   Esempio: CO, CO₂, CO₃?

4. Teoria atomica di DALTON

   • Un elemento è formato da particelle molto piccole e indivisibili
   • Tutti gli atomi di un elemento hanno proprietà identiche e differenti
   • Gli atomi NON possono essere creati, distrutti o trasformati in altri atomi
   • I composti si formano quando gli atomi di elementi diversi si combinano tra loro secondo rapporti che danno numeri piccoli e interi
   • Nello stesso composto gli atomi e i loro rapporti relativi sono sempre quelli

Modulo → insieme di elementi legati fra loro per formare unità o particelle molto piccole e strettamente distribuite; dare una specie libera e stabile; misurare le molecole tenpo differente dimensionalmente secondo curve rappresentazione:

• “Balls and sticks”
• “Space filling”
• “Sticks”

PERCENTUALE E COMPOSIZIONE PERCENTUALE

Esempio n°1 → su Peso di _Co(NO₃)₂⋅6H₂O diviso gli elementi.

% Co = P_atomico Co/PM⋅100

% N = P_A N/PM⋅100

% O = P_AO/PM⋅100

% H = P_AH/PM⋅100

PH: 2 Co + 2 N + 12 O + 12 H = 29103

• Fe = 23,7
• S = 20,4
• O = 54,2
• H = 1,7

? = Ricavare la formula empirica della sostanza

? = 86,3 - S H2O-

100 g campione %A = ^{messo A ⋅ 100}/_{peso totale}

Calcolo: 1 g di ogni elemento, e poi le Co comb…

Divido tutti i numeri x il numero + piccolo.

Acidi Ossiacidi

Acidi (senza O)

Ossiacidi (con O)

Acidi

• HCl Cloridrico
• HBr Bromidrico
• HI Iodidrico
• HF Fluoridrico
• H₂S Solfidrico

Ossiacidi

• Desinenza -ico per acidi in max stato di ossidazione (diretto O nell'ossidazione comparabile)
• Desinenza -oso per acidi in min stato di ossidazione (indiretto O nell'ossidazione congeniale)

Acidi Metafosforico

Gli ossiacidi derivano dalla reazione di una anidride con molecole di H₂O.

• Alcune anidridi però possono incontrarsi in modo differente:
• possono incontrarsi in rapporto 1:1, 1:2, 1:3

A secondo dei casi deriviamo ossidi diversi.

Esempio: P₂O₅ (anidride fosforica)

Sono acidi meta-, piro-, orto-fosforici.

Redox (Introduzione Generale)

169-170

Quale principio distingue una redox dagli altri tipi di reazioni?

Valutando numero di ossidazione, attribuito "reagenti" e in tutti i prodotti.

Se non cambia, è una normale reazione in soluzione acquosa,

se cambia abbiamo a che fare con una Redox.

Redox - Reazione di ossido-riduzione

N.O. - Numero di ossidazione; si definisce come la carica che un

atomo avrebbe se l’elettrone di legame fosse attribuito all’atomo

più elettronegativo.

1. La somma algebrica di n.o. deve coincidere con la carica dello ione.
2. Ogni atomo nella formula di un elemento ha n.o. 0.
3. Nei composti il fluoro è sempre -1.
4. Nella grande maggioranza dei casi, O ha n.o. pari a -2.

Eccezioni: +2 nei composti con il fluoro, -1 nei perossidi.

5. H legato a metalli ha n.o. = -1; legato a non metalli ha n.o. = +1.
6. Per gruppi 1, 2 e 13 n.o. può coincidere con la carica +1, +2 e +3 rispett.
7. Cl, Br, I e P hanno sempre n.o. = -1. Tranne con ossigeno e F.

Esempio: 2Na + Cl₂ → 2Na⁺ + 2Cl^-

Na ha ceduto un elettrone, è contemporaneamente ossidato.

Si è ossidato → Agente riducente

Cl si è ridotto → Agente ossidante

PRINCIPALI OSSIDANTI E RIDUCENTI

• Riducenti: specie che tendono a perdere elettroni (si ossidano)
• metalli (alcalini — carbonio elementare)
• presenza di un elemento in un composto con basso stato di ox.
• specie con il minimo n.ox possibile per un elemento
• Ossidanti: specie che tendono ad acquistare elettroni (si riducono)
• non metalli (alogeni, ossigeno...)
• presenza di un elemento in un composto con alto stato di ox.
• specie con max n.ox possibile per un elemento
• Specie con n.ossidazione intermedio si comportano sia da ossidanti che da riducenti.
• Specie con n.ossidazioni intermedie non è stabile e tende a "inferiorarsi" nel numero di ossidazione superiore o inferiore, dando luogo a una reazione di disporporzionamento.

BRØNSTED

ACIDO = sostanza che può donare uno ione idrogeno (H⁺).

BASE = sostanza che può accettare uno ione idrogeno (H⁺).

• ^[1] Ammónico e da considerarsi una base che è in grado di accettare un protone.

HCl + NH₃ --> H⁺ + Cl⁻ + NH₃ --> NH₄⁺ + Cl⁻ (acido forte + b.debole)

Una base di Brønsted è in grado di accettare un protone che si perde in un’altra o nuova lezione.

Acido forte - base debole = reazione fortemente spostata verso destra.

LEWIS

ACIDO = una sostanza capace di accettare coppie di elettroni da una base.

BASE = una sostanza capace di cedere coppie di elettroni da una base.

RITORNANDO A BRØNSTED

(acido dona H⁺ base accetta H⁺)

In una reazione acido-base in Brønsted si trasferisce da un acido a una base.

HB_(aq) + A_(aq) --> HA_(aq) + B⁻

acido di Brønsted base di Brønsted

• B⁻ è definito come base coniugata di HB, come A⁻ lo è per HA.
• HB è definito come acido coniugato di B⁻, come HA lo è per A⁻.

▲ Può forte es. di acido o base forte può derivare da acido o base chiusa (coniugate).

Notare: una specie in grado di accettare e donare un protone è detta anantoloca o anfotera (es. acqua)

PRODOTTO IONICO DELL'ACQUA

H₂O --> H⁺ + OH⁻

L’espressione della K è dipensibile : K_⫝ = [H⁺][OH⁻] contiene costante di ionizzazione dell’acqua

W_⫝ = 10⁻¹⁴

[H⁺] = [OH⁻] --> K⫝ = [H⁺] = 10⁻⁷ --> [H⁺] = [OH⁻] = 10⁻⁷ M

• * soluzione dove [H⁺] > [OH⁻] è acido
• * soluzione dove [H⁺] < [OH⁻] è basica