Riassunto esame Chimica Generale e Inorganica, prof. Giorgini, libro consigliato Chimica di Silberberg

Capitolo 1: Le chiavi per lo studio della chimica

Alcune definizioni fondamentali

La chimica è lo studio della materia e delle sue proprietà, delle trasformazioni subite dalla materia e dell’energia associata a queste trasformazioni.

Le proprietà della materia sono la "sostanza", ossia tutto ciò che ha massa e volume. Per identificare una sostanza vi sono due proprietà: le proprietà fisiche, che una sostanza presenta di per sé, senza trasformazioni. Una sostanza subisce una trasformazione fisica quando modifica la sua forma fisica, non la sua composizione; le proprietà chimiche, che essa presenta quando si trasforma. Avviene una trasformazione chimica quando una sostanza si trasforma in una differente sostanza.

I tre stati di aggregazione della materia

La materia si presenta in tre forme fisiche: solido, liquido, gassoso. Un solido ha una forma fissa che non si adatta alla forma del recipiente; un liquido si adatta alla forma del recipiente, ma ne riempie un volume pari al suo volume; un gas si adatta alla forma del recipiente occupandone tutto il volume.

Una trasformazione fisica causata da una variazione di temperatura può essere generalmente invertita, ma non nel caso della trasformazione chimica.

L’energia è definita spesso come la capacità di compiere lavoro. Il corpo che compie lavoro trasferisce energia al corpo su cui compie lavoro. L'energia totale posseduta da un corpo è la somma della sua energia potenziale e della sua energia cinetica. L'energia potenziale è l'energia che un corpo possiede in virtù della sua posizione, mentre l'energia cinetica è quella che un corpo possiede in virtù del suo movimento. L'energia può essere convertita da una forma all'altra, ma non può essere distrutta.

Il metodo scientifico: costruzione di un modello

• Osservazioni
• Ipotesi
• Esperimento
• Modello

La misurazione nella scienza: sistema internazionale di misura

La densità (d) di un corpo è il rapporto tra la sua massa e il suo volume, ossia è la massa riferita all'unità di volume:

densità = massa/volume

massa = volume * densità

volume = massa/densità

T(in K) = T(in °C) + 273.15

T(in °C) = T(in K) - 273.15

Determinazione delle cifre significative

• Moltiplicazioni e divisioni: il risultato contiene lo stesso numero di cifre significative che è presente nella misura con il minimo numero di cifre significative.
• Addizione e sottrazione: il risultato ha lo stesso numero di cifre decimali della misura che ha il minimo numero di cifre decimali.

Regole di arrotondamento

• Se la cifra rimossa è maggiore di 5, si aumenta di 1 la cifra precedente.
• Se la cifra rimossa è minore di 5, si lascia invariata la cifra precedente.
• Se la cifra rimossa è 5, si aumenta di 1 la cifra precedente se è dispari e la si lascia invariata se è pari.
• Arrotondare solo il risultato finale.

Capitolo 2: I componenti della materia

Elementi, composti e miscele: uno sguardo d’insieme dal punto di vista atomico

La materia può essere classificata in tre tipi: elementi, composti e miscele. Un elemento è il tipo di materia più semplice, con proprietà fisiche e chimiche esclusive. Parecchi elementi esistono in natura in forma molecolare: una molecola è un’unità strutturale indipendente costituita da due o più atomi legati chimicamente tra loro.

Un composto è un tipo di materia costituito da due o più elementi diversi che sono legati chimicamente tra loro; le sue proprietà sono diverse da quelle degli elementi componenti. Una miscela è un gruppo di due o più sostanze. A differenza di un composto, i componenti possono variare nelle loro parti in massa. Una miscela, non avendo una composizione fissa, non è una sostanza; una miscela conserva molte delle proprietà dei suoi componenti.

Le osservazioni che condussero a una concezione atomica della materia

Conservazione della massa

Legge della conservazione della massa: afferma che la materia non può essere creata né distrutta, cioè nelle reazioni chimiche la massa dei reagenti rimane invariata.

Composizione definita e costante

Legge della composizione definita e costante: un particolare composto chimico è costituito dagli stessi elementi nelle stesse parti (frazioni) in massa. La frazione in massa esprime la concentrazione della presenza di un elemento in una sostanza. Grazie alla frazione in massa si può conoscere la massa effettiva dell’elemento.

Massa dell'elemento = massa del composto * (parte in massa dell'elemento/1 parte in massa del composto)

Massa dell'elemento nel campione = massa del composto nel campione * (massa dell'elemento nel composto/massa del composto)

Proporzioni multiple

Legge delle proporzioni multiple: quando due elementi si combinano in modi diversi per formare composti diversi, la frazione in massa di uno dei due necessaria per reagire e formare composti diversi risulterà essere un multiplo o un sottomultiplo di se stessa.

La teoria atomica di Dalton

La teoria atomica di Dalton si riassume nei seguenti punti:

1. Tutta la materia è costituita da atomi; Gli atomi non possono essere né creati né distrutti né spezzati;
2. Ogni elemento è formato da atomi tutti uguali tra loro; Gli atomi di elementi diversi hanno differente massa;
3. Gli atomi non possono essere convertiti in atomi di un altro elemento;
4. I composti sono formati dalla combinazione chimica di uno specifico rapporto di atomi di differenti elementi;

Le masse atomiche relative

La massa atomica relativa non dice quanto pesa effettivamente un atomo di un certo elemento, ma soltanto quanto pesa rispetto a un atomo di riferimento.

Le osservazioni che condussero al modello nucleare dell’atomo

Nel 1910 Thomson scopre gli elettroni (particelle di carica negativa).

Massa dell’elettrone = (massa/carica)*carica

Scoperta del nucleo atomico

Rutherford, bombardando una sottilissima lamina d’oro con un fascio di particelle α, notò che alcune venivano deviate e altre no. Rutherford spiegò che negli atomi esistevano nuclei centrali, dove erano concentrati la massa e la carica positiva.

Struttura dell’atomo

Un atomo è costituito da un nucleo centrale carico positivamente, circondato da uno o più elettroni. Il nucleo è costituito da protoni (con carica positiva) e neutroni (carica nulla).

Numero atomico, numero di massa e simbolo atomico

Il numero atomico (Z) è il numero di protoni di un elemento presenti in ciascun atomo. Il numero di massa (A) è il numero totale di protoni e neutroni.

Isotopi

Si dicono isotopi quegli elementi che hanno lo stesso numero atomico, ma peso atomico diverso, perché vi è un numero diverso di neutroni. La costituzione isotopica di un elemento viene determinata mediante la spettrometria di massa.

Massa dell’atomo/massa dell’atomo assunta come campione

Da questo rapporto si ottiene la massa isotopica. Con la massa isotopica, lo spettrometro di massa dà l’abbondanza relativa di ciascun isotopo in un campione dell’elemento. Queste misurazioni forniscono dati per ottenere la massa atomica.

Gli elementi: un primo sguardo alla tavola periodica

Schema della tavola periodica:

1. Ogni elemento ha una casella che contiene il numero atomico, il simbolo atomico e la massa atomica. Le caselle sono disposte in ordine di numero atomico crescente mentre ci si muove da sinistra a destra.
2. Le caselle sono disposte in un reticolo di periodi (righe) e di gruppi (colonne). Ogni periodo ha un numero da 1 a 7. Ogni gruppo ha un numero da 1 a 8 e la lettera A o B.
3. Gli 8 gruppi A contengono gli elementi dei gruppi principali. I 10 gruppi B, situati tra i 2A e 3A, contengono gli elementi di transizione.

La distinzione più chiara tra gli elementi è la distinzione tra metalli, non metalli o metalloidi. I metalli compaiono in basso a sinistra, sono: molti elementi dei gruppi principali e tutti gli elementi di transizione e gli elementi di transizione interna. I non metalli, sono di solito gas o solidi fragili, di colore smorto, a temperatura ambiente che conducono male il calore e l’elettricità. I metalloidi, sono elementi che hanno proprietà che si situano tra quelle dei metalli e quelle dei non metalli e sono importanti nell’elettronica moderna.

I composti: introduzione al legame chimico

Gli elementi si combinano in due modi generali:

1. Trasferimento di uno o più elettroni dagli atomi di un elemento a quelli di un altro elemento per formare composti ionici.
2. Condivisione di elettroni tra atomi di differenti elementi per formare composti covalenti.

Questi processi generano i legami chimici.

La formazione di composti ionici

I composti ionici sono costituiti da ioni, particelle cariche che si formano quando un atomo acquista o cede uno o più elettroni e in genere i composti ionici sono elettricamente neutri. Il tipo più semplice è un composto ionico binario, costituito solo da due elementi. Si forma generalmente quando un metallo reagisce con un non metallo (catione, uno ione positivo; anioni, ioni negativamente). Un catione o un anione che deriva da un singolo atomo è detto ione monoatomico. La forza del legame ionico è descritta dalla legge di Coulomb. Due cariche elettriche esercitano l’una sull’altra una forza attrattiva o repulsiva a seconda che abbiano segno opposto o uguale, di intensità direttamente proporzionale al valore di esse e inversamente proporzionale al quadrato della loro distanza reciproca.

Formazione dei composti covalenti

I composti covalenti si formano quando gli elementi condividono elettroni, il che avviene di solito tra non metalli. A una certa distanza ottimale tra i nuclei, i due atomi formano un legame covalente, costituito dall’attrazione reciproca tra una coppia di elettroni e i due nuclei. La maggior parte delle sostanze covalenti è costituita da molecole, mentre molti composti ionici contengono ioni poliatomici: costituiti da due o più atomi legati covalentemente.

I composti: formule, nomi e masse

Tipi di formule chimiche

In una formula chimica, i simboli degli elementi e i pedici numerici indicano la specie e il numero di ciascun atomo presente nella più piccola unità della sostanza. Esistono più tipi di formule chimiche di un composto:

1. La formula empirica mostra il numero relativo di atomi di ciascun elemento nel composto (perossido di idrogeno HO 1 parte in massa di H per ogni 16 di O; 1 atomo di H ogni atomi di O).
2. La formula molecolare mostra il numero reale di atomi di ciascun elemento in una molecola del composto (perossido di idrogeno H₂O₂, in realtà vi sono 2 atomi di H e 2 di O in ciascuna molecola).
3. La formula di struttura mostra il numero di atomi e i legami tra essi; cioè, le posizioni reciproche le connessioni degli atomi nella molecola (perossido di idrogeno H-O-O-H).

Nomi e formule dei composti ionici

Consideriamo i composti ionici binari, costituiti dagli ioni di due elementi:

• Il nome del catione è uguale al nome del metallo (molti metalli terminano in -o o -io).
• Il nome dell’anione prende la radice del nome del non metallo e aggiunge il suffisso -uro. I composti ionici hanno generalmente soltanto formule empiriche (il bromuro di calcio è costituito da ioni Ca²⁺ e ioni Br^-; perciò, 2 ioni Br^- neutralizzano ciascuno ione Ca²⁺. La formula è CaBr₂, non Ca₂Br₂).
• Il pedice si riferisce all’elemento che lo precede;
• La carica (senza il segno) di uno ione diventa il pedice dell’altro.

Composti con metalli che formano più di uno ione

Gli elementi di transizione possono formare più di uno ione; questi elementi comprendono un numero romano tra parentesi tonde. Il ferro può formare gli ioni Fe²⁺ e Fe³⁺. I due composti formati dal ferro con il cloro sono FeCl₂, denominato cloruro di ferro(II), e FeCl₃, denominato cloruro di ferro(III). Nei nomi comuni, la radice latina del nome del metallo è seguita da uno di due suffissi:

• -oso: Il suffisso per lo ione con la carica più bassa.
• -ico: Il suffisso per lo ione con la carica più alta.

Composti formati a partire da ioni poliatomici

I composti ionici in cui uno dei due ioni o entrambi sono poliatomici sono molto comuni. Si ricordi che lo ione poliatomico rimane unito come un’unità elettricamente carica. Quando nell’unità formula sono presenti due o più ioni poliatomici identici, questo ione è scritto tra parentesi e il pedice è scritto fuori della seconda parentesi.

Famiglie di ossoanioni

La maggior parte degli ioni poliatomici sono ossoanioni, ioni in cui un elemento è legato a uno o più atomi di ossigeno. Con due ossoanioni nella famiglia:

• -ato: Lo ione con più atomi di O prende la radice del nome del non metallo e il suffisso -ato.
• -ito: Lo ione con meno atomi di O prende la radice del nome del non metallo e il suffisso -ito.

Con quattro ossoanioni nella famiglia:

• Lo ione con il massimo di atomi di O ha il prefisso per-, la radice del nome del non metallo e il suffisso -ato.
• -ato: Lo ione con un atomo di O in meno ha soltanto la radice e il suffisso -ato.
• -ito: Lo ione con due atomi di O in meno ha soltanto la radice e il suffisso -ito.
• -ipo, -ito: Lo ione con il minimo numero di O ha il prefisso -ipo, la radice e il suffisso -ito.

I composti ionici denominati idratici hanno un numero specifico di molecole d’acqua associate a ciascuna unità formula. Nel nome sistematico è indicato con un prefisso numerico greco prima del nome idrato (minerale epsomite; formula MgSO₄•7H₂O e il nome solfato di magnesio eptaidrato).

Nomenclatura degli acidi

Nella nomenclatura degli acidi e nella scrittura delle loro formule si può considerarli come anioni legati a ioni idrogeno nel numero necessario per la neutralità elettronica. I due tipi comuni di acidi sono gli acidi binari e gli ossiacidi:

1. Si forma una soluzione di un acido binario quando certi composti gassosi si sciolgono in acqua (cloruro di idrogeno gassoso (HCl) si scioglie in acqua, formando una soluzione denominata acido cloridico). Nome: (nome separato acido) + (radice del non metallo) + (suffisso -idrico). Questo schema di nomenclatura è valido per molti composti in cui l’idrogeno si combina con un anione che ha suffisso -uro.
2. I nomi degli ossiacidi sono simili a quelli degli ossoanioni, eccetto due cambiamenti dei suffissi:
   • -ato nell’anione diventa -ico nell’acido.
   • -ito nell’anione diventa -oso nell’acido.

Nomi e formule dei composti covalenti binari

I composti covalenti binari:

1. Nella scrittura della formula di un composto covalente binario, l’elemento con il numero del gruppo più basso nella tavola periodica è posto per primo, seguito dall’elemento con il numero del gruppo più alto (eccezione importante: quando il composto contiene ossigeno e un alogeno, Gruppo 7A(17), l’alogeno è posto per primo).
2. Se i due elementi appartengono allo stesso gruppo, quello con il numero del periodo più alto è posto per primo nella formula.
3. Il nome di un composto covalente binario si ottiene dalla formula ponendo per primo il nome dell’elemento che compare per secondo nella formula, generalmente con il suffisso -uro aggiunto alla sua radice, seguito dal nome dell’elemento che compare per primo nella formula.
4. I composti covalenti hanno prefissi numerici greci per indicare il numero di atomi di ciascun elemento nel composto.
5. La prima parola del nome ha di solito un prefisso numerico; la seconda parola ha un prefisso soltanto quando è presente più di un atomo dell’elemento.

Nomenclatura degli alcani

Gli alcani sono il tipo più semplice di idrocarburi, e gli alcani più semplici sono detti alcani a catena lineare perché sono costituiti da catene di atomi di carbonio senza catene laterali. Gli alcani sono denominati con un prefisso più il suffisso -ano.

Deduzione delle masse molecolari dalle formule chimiche

Usando il numero di atomi di ciascun elemento in esso presente e la tavola periodica, possiamo calcolare la massa molecolare.

Massa molecolare = somma delle masse atomiche

La massa molecolare di una molecola d’acqua è:

massa molecolare di H₂O = [2*(massa atomica di H)] + [1*(massa atomica di O)] = 2(2*1.008u) + 16.00u = 18.02u

Per i composti ionici invece si usa il termine massa formula. Si moltiplica il numero di atomi di ciascun elemento tra parentesi per il pedice fuori dalla parentesi.

Massa formula di Ba(NO₃)₂ = [1*(massa atomica di Ba)] + [2*(massa atomica di N)] + [6*(massa atomica di O)] = 137,3u + (2*14,01u) + (6*16,00u) = 261,3u

Le miscele: classificazione e separazione

Nel mondo naturale, la materia esiste di solito sotto forma di miscele. Esistono due classi generali di miscele. Una miscela eterogenea ha una o più superfici di separazione visibili tra i suoi componenti. Perciò, la sua composizione non è uniforme. Una miscela omogenea non ha superfici di separazione visibili perché i componenti sono miscelati come singoli atomi, ioni e molecole.