Chimica generale - Formulario

Legge di Coulomb

Tra due cariche elettriche puntiformi, di valore rispettivamente q1 e q2, poste a distanza r, si esercita una forza proporzionale al prodotto dei valori delle due cariche e inversamente proporzionale al quadrato della distanza. F=k . Considerando una prefissata carica puntiforme e un’altra carica più lontano, l’intensità della forza di attrazione o di repulsione dipenderà solo dalla distanza dalla carica “Q” su una carica elettrica che si trova nel suo dintorno centrale. Infatti il campo elettrico non è altro che la forza esercitata dalla carica.

E= F/q = k Q/r²

Esperimento di Rutherford

Far passare un fascio di particelle alfa attraverso un sottile foglietto di oro. Notò che non tutte le particelle lo attraversavano ma anzi alcune particelle rimbalzavano indietro. Evidentemente l’atomo possiede un nucleo nel quale è concentrata tutta la carica positiva e la massa del sistema. La parte negativa è dispersa in uno spazio molto ampio intorno al nucleo.

n° protoni = n° atomico; n° protoni + n° neutroni = n° massa

Diagramma di Andrews

Il diagramma di Andrews è la rappresentazione, nel grafico PV, del comportamento di un sistema gas-liquido (della stessa sostanza). Infatti, se consideriamo un gas racchiuso in un cilindro chiuso tramite un pistone mobile e se il gas considerato è ideale, mantenendo la T=cost, sul piano si ottengono delle iperboli equilaterali di equazione PV=cost. Se invece il nostro gas è reale, notiamo che solo le temperature abbastanza alte e pressioni abbastanza basse le isoterme si avvicinano alle iperboli in accordo con l’equazione di stato dei gas perfetti. In corrispondenza del punto c (critico) vi è un’isoterma critica. Il punto c rappresenta la massima temperatura a cui la sostanza può trovarsi nella fase liquida; al di sopra di questa temperatura la sostanza si può trovare solo in fase gassosa.

L’esperimento è: prendere un gas aeriforme in un cilindro chiuso con un pistone e con annesso manometro, abbassare il pistone e riportare i risultati su un grafico. Man mano che varia il volume aumenta la pressione fino a un punto in cui la pressione rimane costante, perché ho un liquido in equilibrio con il suo vapore (tensione vapore), si forma la prima goccia d’acqua e poiché i liquidi sono incomprimibili la pressione rimane costante.

Legge di ripartizione

Rappresenta il passaggio di un soluto da un solvente a un altro solvente differente. È una metodica di laboratorio nella quale vengono utilizzati due tipi di solventi con differente livello di polarità e miscibilità reciproca. Quando i due liquidi vengono inseriti nell’imbuto separatore, grazie all’agitatore, vengono divisi in due fasi e raggiungono un equilibrio tra la concentrazione del soluto del primo solvente e la concentrazione del soluto del secondo solvente. Questo equilibrio è esprimibile grazie al coefficiente di ripartizione K dato dal rapporto tra le concentrazioni del soluto nei due solventi.

T=cost K=ca/cb. Se io ho (per esempio) un principio attivo sciolto in un solvente, acqua e Sali, e questo principio è solubile in un solvente B ma è insolubile in acqua, il principio lo faccio sciogliere in B e lo allontano dall’acqua. Ora, per ricavare il principio attivo, non devo fare altro che far evaporare B. Questo esperimento lo devo ripetere più volte fino a quando tutto il principio si è allontanato dall’acqua.

Legge di Henry

La solubilità di un gas in un liquido è proporzionale alla pressione parziale del gas. k=c/p, dove k è una costante che dipende dalla natura del gas e del solvente, nonché dalla temperatura. c=concentrazione di gas in un solvente, p=pressione parziale del gas in equilibrio con il solvente. Questa legge vale solo se il gas non reagisce con il liquido. La solubilità dei solidi nei liquidi è fortemente influenzata dalla temperatura e in genere aumenta all’aumentare di quest’ultima; in alcuni rari casi, la solubilità diminuisce all’aumentare della temperatura. La solubilità dei gas nei liquidi diminuisce all’aumentare della T. Nella legge di Henry, a T=cost, la quantità di un gas poco solubile disciolta in un dato volume di liquido è proporzionale alla pressione (p) del gas nella fase gassosa sovrastante la soluzione. Maggiore è la pressione parziale del gas, più gas si scioglie nel liquido. Un esempio è il subacqueo che risale velocemente: la pressione del gas all’interno diminuisce e nel sangue si formano bolle d’aria; l’uomo muore di embolia. La costante di Bunsen, k, è la costante di un equilibrio, non la costante di una reazione.

Aria liquida e suo frazionamento

L’aria è una miscela composta dal 21% di O₂, 78% di N₂ e 1% di altri gas. L’equazione di stato dei gas ideali PV=nRT è valida solo se i gas sono a temperature molto superiori a quella critica. A temperatura ambiente, la miscela azoto-ossigeno non è liquefabile. Quando la temperatura dei gas si avvicina o scende sotto la temperatura critica, il loro comportamento è prevedibile tramite l’equazione di van der Waals (p+a/V²)(V -b)=RT. Il grafico rappresenta il comportamento delle isoterme della miscela a diverse temperature; le parti rappresentano la liquefazione del gas in condizioni di temperatura inferiore a quella critica. Al di sopra dell’isotermia critica esiste solo gas.

L’aria viene liquefatta portandola a una temperatura di -150°C grazie a speciali apparecchiature. Il procedimento si basa su un processo fisico secondo il quale prima si comprime e poi la si lascia espandere rapidamente, provocando raffreddamento. La liquefazione consente la separazione immediata dei componenti. L’umidità dell’aria può venire espressa in termini di umidità relativa U, il rapporto fra il valore effettivo della pressione del vapore d’acqua in un ambiente e il valore della tensione di vapore (pressione del vapore saturo) a quella temperatura. Questo rapporto è minore di 1 al massimo uguale. Il numeratore varia mentre il denominatore no, è una costante e dipende dalla temperatura. Maggiore è l’umidità dell’aria circostante, minore è l’entità dell’evaporazione dell’acqua da oggetti bagnati.

Ricordiamo che la pressione atmosferica diminuisce con l’altitudine, la pressione esercitata da una colonna di liquido dipende dalla sua densità e cresce linearmente con la sua altezza (i liquidi sono incomprimibili e la loro densità non varia con l’altezza). Invece la densità dell’aria diminuisce all’aumentare dell’altitudine.

Effetto Joule-Thomson

L'effetto di Joule-Thomson non è l'espansione adiabatica di un gas, che avviene sempre con l'esecuzione di un lavoro (spingendo per esempio un pistone) e quindi con un conseguente raffreddamento del gas (ideale o reale). Nell'effetto Joule-Thomson la variazione di temperatura avviene a causa di un'espansione irreversibile ad entalpia costante causando un riscaldamento, è negativo, cioè se αT > 1, o un raffreddamento, se μ è positivo, cioè se αT < 1. L'andamento generale delle curve isoentalpiche di temperatura contro la pressione permette di razionalizzare la variazione di μ inteso come la pendenza delle curve.

Allotropia

Proprietà di un elemento di esistere in forme che hanno strutture molecolari diverse: Grafite e diamante. La grafite è formata da atomi di carbonio tutti ibridati sp². Ogni atomo di carbonio della grafite può formare sia singoli che doppi legami con gli atomi di carbonio che lo circondano (il doppio legame si può spostare secondo la regola di risonanza, questo favorisce la conducibilità elettrica). Quindi c’è conduzione di corrente. Al contrario del diamante, nel quale gli atomi di carbonio sono ibridati sp³ e quindi formano solo legami singoli. La grafite è sfaldabile non perché vi è la rottura dei legami tra gli atomi ma perché si rompono le interazioni secondarie che si trovano tra un piano di grafite e l’altro. Ogni piano di grafite è apolare e quindi compie delle interazioni dipolo indotto-dipolo indotto.

Elementi del 1° gruppo

Nella tavola periodica gli elementi del primo gruppo vengono detti metalli alcalini, questi sono: litio (Li), sodio (Na), potassio (K), rubidio (Rb) e cesio (Ce). I loro idrossidi hanno proprietà fortemente basiche. In natura si trovano sotto forma di Sali. Sono metalli morbidi nel senso che si tagliano con un coltello. L’idrogeno lo si produce tramite reforming CH₄ + H₂O → CO + 3H₂, C₂H₈ + H₂O → C₂H₆ + CO + 2H₂, tramite cracking 2CH₄ + C₂H₂ → H₂ poiché il monossido di carbonio è un gas velenoso solo si fa reagire con l’acqua in modo da dare CO₂ + H₂O → H₂ + CO₂.

Sodio

Lo si trova in natura o dalle miniere di salgemma (NaCl). Lo si usa per lampade a fluorescenza, illuminazione stradale, vetri, bicarbonato di sodio e idrossido di sodio.

Potassio

Lo si trova in natura sotto forma di sale (KCl). Lo si usa come componente delle maschere antigas e fertilizzante.

Litio

Lo si trova sotto forma di silicato LiAl(SiO₃)₂. Lo si usa in batterie, medicinali e antidepressivi.

Elementi del 2° gruppo

Elementi presenti in molti silicati, anche sotto forma di carbonati nelle rocce calcaree. Gli elementi del 2° gruppo vengono detti metalli alcalino terrosi. Sono più duri rispetto a quelli del primo gruppo, fondono a temperatura più elevata e reagiscono più lentamente con l’acqua. Normalmente si ottengono per decomposizione termica dei carbonati (calcinazione) MgCO₃ → MgO + CO₂.

Calcio

È un elemento abbondante in natura come CaCO₃ (carbonato di calcio) in varie forme tipo calcare, marmo, calcite e aragonite e sotto forma di fosfati e solfati. Il CaO (calce viva) reagisce esotermicamente con acqua per dare Ca(OH)₂ calce spenta. Il CaO viene utilizzato per eliminare il SiO₂ e altri ossidi acidi nei processi metallurgici come la fusione del ferro CaO + SiO₂ → CaSiO₃.

Stalattiti e stalagmiti

L’acqua che ha attraversato le rocce calcaree diventa satura di Ca(HCO₃)₂. Il CaCO₃ è insolubile in acqua ma in ambiente acido CaCO₃ + H₂O + CO₂ → H₂CO₃, si scioglie se aumenta l’acidità dell’ambiente.

Magnesio

Lo si trova sotto forma di dolomite CaMg(CO₃)₂ e magnesite MgCO₃. L’acqua ricca di ioni calcio e magnesio è detta acqua dura.

Durezza temporanea: Ca(HCO₃)₂ e Mg(HCO₃)₂ dovuta alla presenza di bicarbonati e al fatto che il bicarbonato è solubile mentre il carbonato di calcio è un sale poco solubile. La reazione inversa è dovuta alla solubilizzazione dei suoi calcarei (Murgia) e la formazione di grotte e “doline” (carsismo) che si aggiunge all’azione erosiva delle acque meteoriche.

Durezza permanente: Riscaldando l’acqua evapora e l’acidità diminuisce. In questo modo si elimina la durezza temporanea poiché i carbonati precipitano, la CO₂ → CO₂(gas) + Ca(HCO₃)₂ → H₂O + CaCO₃.

Il calcare (come si forma)

Il calcare CaCO₃ è poco solubile in acqua ma lo è molto di più in soluzioni di acidi forti, ma anche in acidi deboli (ma in misura minore). L’acqua piovana che bagna la crosta terrestre, ricca di carbonato di calcio, contiene quindi Ca²⁺ e CO₃^2- disciolti che ne determinano la durezza temporanea. Come sappiamo riscaldando la soluzione, l’anidride carbonica si libera sotto forma di gas e dall’equilibrio si formano CaCO₃ solido (calcare). Se all’acqua sono aggiunti anche Sali di ferro/alluminio (III) in ambiente basico precipitano Fe(OH)₃... inglobando eventuali impurità che rendono torbida l’acqua. Provoca incrostazioni nelle pentole e diminuzione di efficacia nell’uso del sapone. Si può impedire la formazione di carbonato di calcio o, se già presente, ridiscioglierlo, eliminando il Ca²⁺ dall’equilibrio. Si raggiunge questo scopo con i polifosfati che si legano al Ca formando composti di coordinanza stabili e solubili in acqua. Un composto di coordinazione è un composto in cui il suo atomo centrale forma un numero di legami sigma maggiori del suo numero di ossidazione (se positivo).

Trattamento delle acque

L’eliminazione della durezza è detta “addolcimento” mentre l’eliminazione di tutti i Sali è detta “desalinizzazione” o “demineralizzazione”. Oltre alla distillazione sono impiegati anche altri metodi di purificazione: osmosi inversa e resine a scambio ionico.

III gruppo

In questo gruppo il boro presenta spiccate caratteristiche non metalliche, mentre gli altri hanno caratteristiche metalliche. Si trova in natura come borace (Na₂B₄O₇·10 H₂O) mentre l’alluminio come criolite (Na₃AlF₆) e bauxite. Gli altri elementi sono rari.

Produzione dell'alluminio

L’alluminio è un metallo bianco-argenteo, leggero, buon conduttore. L’alluminio metallico resiste molto bene all’ossidazione (anche se ha un potenziale molto basso) grazie alla formazione di uno strato superficiale di Allumina (Al₂O₃) molto compatto che lo rende resistente agli attacchi in profondità. Questa fonde a temperature superiori i 1500°C e per questo è considerato un pregiato materiale per la costruzione di forni speciali. L’allumina è un ossido “anfotero” (comportamento sia acido che basico). Viene utilizzata nel processo Bayer per produrre l’alluminio metallico e viene estratta dalla Bauxite che contiene anche ossidi di titanio e silicio. L’allumina si ottiene trattando la bauxite con idrossido di sodio concentrato a caldo, che reagendo con l’alluminio produce idrossido di alluminio.

Al₂O₃ + 2OH^- + 3H₂O → 2Al(OH)₄^-. Gli altri componenti vengono filtrati e scartati come impurità solide. Successivamente viene raffreddato consentendo all’idrossido di alluminio di precipitare sotto forma di solido bianco. Al(OH)₄^- → Al(OH)₃ + OH^-. La basicità della soluzione diminuisce diluendolo abbondantemente e trattandolo con anidride carbonica. Infine, l’idrossido di alluminio viene scaldato a 1050°C in modo tale da avere allumina e vapor d’acqua. 2Al(OH)₃ → Al₂O₃ + 3H₂O. Per elettrolisi viene prodotto alluminio metallico. All’anodo (+) 3AlO₂^- → Al₂O₃ + 3/4O₂. Al catodo (-) avremo 3AlO₂^- + 3e^- → Al + 3/2O₂. La criolite si dissocia fornendo al sistema conducibilità elettrica.

Boro

Usi: nella saldatura dei metalli, nella fabbricazione di vetri particolari (pirex) e additivi (detersivi) come disinfettante delle fibre e sbiancante.

Alluminio

Si tratta di un metallo duttile, si estrae principalmente dai minerali di bauxite ed è notevole la sua morbidezza, la sua leggerezza e la sua resistenza all'ossidazione. Alcuni dei molti campi in cui viene usato l'alluminio sono:

• Trasporti (in quasi ogni tipo di mezzo di trasporto)
• Imballaggio (lattine, pellicola d'alluminio, ecc.)
• Costruzioni (finestre, porte, strutture per facciate continue, rivestimenti metallici, in lamiera scatolata alla pressopiegatrice ecc.)
• Beni di consumo durevoli (elettrodomestici, attrezzi da cucina, ecc.)
• Linee elettriche
• Macchinari
• Armi da sparo e parti di esse. Fusti, carcasse, telai, componenti di scatto, mira, calciature, basi e anelli per sistemi di puntamento e mira, ecc.

Utilizzato ove possibile per il peso ridotto e la resistenza agli agenti atmosferici, oggi è in parte soppiantato da materiali plastici e compositi. Bossoli e proiettili per munizioni sono poco utilizzati e diffusi.

Gallio

Metallo raro, tenero e di colore argenteo. Il gallio è molto fragile a temperatura ambiente e fonde poco al di sopra di essa; il gallio si usa per creare specchi molto brillanti. Forma molto facilmente leghe con altri metalli, e si usa come componente di leghe a basso punto di fusione. Gli isotopi 67Ga e 72Ga vengono usati come marcatori radioattivi nella diagnosi di alcune forme tumorali.

Indio

L'indio è un metallo molto tenero, bianco-argenteo, brillante e lucido. L'indio si usa principalmente per rivestire altri materiali con un film sottile che ha funzione lubrificante.

IV gruppo (carbonio, silicio, germanio, stagno, piombo)

Carbonio: unico elemento capace di formare lunghe catene; forma il diamante, la grafite e i fullereni.

Silicio: presente in natura come silice: SiO₂ nella sabbia e silicati nelle rocce. Il quarzo è silice cristallina così come il granito è costituito da silicati. Viene utilizzato per vetri, circuiti integrati, materiali ceramici e cementi.

Piombo: presente in natura come GALENA (PbS); l’avvelenamento da piombo viene detto Saturnismo. Viene utilizzato per produzione di vetri al piombo, antiruggine, batterie, additivi antidetonanti nella benzina super, materiale per saldature.

Stagno: presente in natura come cassiterite (SnO₂). Viene usato per produrre il bronzo (stagno+rame) e saldature.

V gruppo

Azoto, fosforo, arsenico, antimonio, bismuto. L’azoto molecolare elementare è un gas, tutti gli altri sono solidi.

Azoto

Si trova nell’aria e sotto forma di sale nitrato, viene utilizzato industrialmente nella produzione di ammoniaca (fertilizzante) e acido nitrico (esplosivi, vernici, fertilizzanti). Lo si può ricavare dalla distillazione frazionata dell’aria. In laboratorio lo si può ricavare per decomposizione termica NH₄NO₂ → N₂ + 2H₂O.

Fosforo

Il fosforo non si trova in natura allo stato elementare, ma sotto forma di fosfato (sale dell'acido fosforico), è abbondante in alcune rocce.