Chimica inorganica e generale

Chimica generale ed inorganica

Studia la materia: tutto ciò che possiede una massa e occupa uno spazio. Alla base della materia sono circa 100 elementi che si combinano in vari tipi di sostanze.

Dall'elemento all'atomo

L'unità fondamentale della materia è l'atomo, ovvero la più piccola parte di un elemento che conserva ogni proprietà caratteristica. Ha struttura vuota ed è neutro perché il numero degli elettroni e il numero dei protoni sono in egual numero. L'elemento è una sostanza costituita da un solo tipo di atomi. Il 75% degli elementi sono metalli; essi a temperatura ambiente sono solidi, fatta eccezione del mercurio che è liquido. Gli elementi gassosi si trovano infonde verso l'alto della tavola periodica, in più aggiungiamo H.

Particelle subatomiche

I protoni e neutroni si trovano nel nucleo, mentre gli elettroni formano una nube intorno al nucleo. Protoni + neutroni = nucleoni. Z = numero protoni ed elettroni, numero atomico. A = numero nucleoni = protoni + neutroni, numero di massa. Non tutti gli atomi dello stesso elemento hanno la stessa massa ma hanno lo stesso numero atomico, detti isotopi.

Es. Neon:

• Z = sempre 10
• A = può essere 20-21-22

Es. Idrogeno = H:

• Z = 1
• A = 1 Deuterio = H Z = 1 A = 2 trizio = H Z = 1 A = 3

Tavola periodica

Riporta tutti gli elementi ordinati per numero atomico crescente e disposti in modo da mostrare l'andamento delle loro proprietà. Ci sono 18 gruppi (colonne) e 7 periodi (righe). N.B: i metalli di transizione interna sono la serie dei lantanidi e attinidi.

• Metalli: sono lucenti, duttili (lavorabili in fili sottilissimi), malleabili (possibilità di lavorarli col martello per avere lamine sottili) e conducono elettricità.
• Non metalli: hanno le caratteristiche opposte ai metalli.
• Semimetalli o metalloidi: sono posizionati in diagonale e sono: Si, Ge, As, Sb, Te, Po.

Esercizi

• Quanti protoni, neutroni ed elettroni in un atomo di azoto-15? Z = 7 (7 p, 7 e) A = 15 (7 p, 8 n)
• Ferro-56? Z = 26 A = 56 (26 p, 30 n)
• Un atomo contiene 12 n e numero di massa 23 di che elemento si tratta? A = 23 Z = 23 - 12 = 11 Elemento: Na

Composti

Si parla sempre di materia neutra. Sono sostanze costituite da due o più elementi in proporzione definita e costante, i cui atomi sono uniti mediante legame chimico. Sono organici (del carbonio) e inorganici. Sono definiti in nome e formula con legami:

Es. Acqua - H₂O = H-O-H Gli atomi di un composto si possono trovare uniti in una molecola, raggruppamento di atomi legati, definiti ed elettricamente neutri. Ma ci sono anche composti ionici formati da ioni che sono atomi dotati di carica + o -.

Es. Cloruro di sodio = composto ionico (sale da cucina) Na⁺ Cl^-
Monossido di carbonio = molecola CO

Composti ionici e molecolari

• Composto molecolare: H₂O indica il numero degli atomi presenti in ciascun elemento e si indicano con la formula di struttura oppure con modelli che indicano forma, lunghezza dei legami e ampiezza degli angoli.
• Composto ionico: NaCl formati da ioni + (cationi) o - (anioni) tenuti insieme dall'attrazione elettrostatica delle cariche di segno opposto e indichiamo il composto con la formula minima.

N.B: I composti ionici sono anche essi neutri perché le due cariche devono essere bilanciate in modo che si annullino.

Es. Ioni: Na⁺, Ca²⁺, Cl^-... N.B: la materia (sostanza) non ha carica elettrica, è SEMPRE bilanciata MAI 2 ioni positivi e 1 negativo (sbagliato).

Ioni

Gli ioni sono fatti da un'unità formula. La loro formula minima indica la più piccola unità del composto perché ogni composto è formato da numero anioni e numero cationi ma noi non poniamo solo il numero delle cariche ma solo il nome con il segno di carica + o -.

Composti ionici

• Cationi: atomo che ha perso un elettrone e ha carica +. Na → Na⁺ + e^-
• Anione: atomo che acquista un elettrone e ha carica -. Cl + e^- = Cl^- (reazione bilanciata)

Determinare anioni o cationi

I metalli tendono a dare cationi monoatomici (ioni positivi) e perdere elettroni. No ioni negativi.

Gruppo 1: 1 carica positiva
Gruppo 2: 2 cariche positive
Gruppo 13: 3 cariche positive

N.B: nel gruppo 13 e 14: ci possono essere due cationi diversi per un elemento. Anioni monoatomici: ne fanno parte elementi del gruppo 15 (con 3 cariche negative), 16 (due cariche negative), 17 (1 carica negativa). Gruppo 17 acquisendo un elettrone assomigliano ai gas nobili.

Eccezione: Idrogeno: può perdere l'elettrone o acquistarlo diventando anione o catione.

Stati fisici della materia

• Tre stati fisici: solido, liquido o gassoso. Se passo da uno all'altro si ottiene un passaggio di stato.
• Può essere elementi o composti organici, inorganici, molecolari o ionici.
• Può essere fatta anche da composti o miscele.

Composti e miscele

Il composto può essere ionico o molecolare. Es. NaCl.

• Ha composizione fissa.
• Componenti non separabili mediante tecniche fisiche ma solo rompendo i legami.
• Proprietà diverse da quelli dei componenti.

La miscela può essere fatta da tante sostanze insieme, ad esempio acqua + NaCl.

• Composizione variabile, la decidiamo noi.
• Componenti separabili mediante tecniche fisiche.
• Proprietà correlate a quelle dei componenti della miscela.

Possono essere:

• Omogenee: componenti identici in ogni punto, componenti non distinguibili (es. soluzioni). Soluzioni: solvente + soluto. Nella maggior parte sostanze liquide (acquose o non acquose) ma possono essere anche solide o gassose.
• Eterogenee: componenti distinguibili uno dall'altro (es. rocce).

Da materia a miscele

Con tecniche fisiche si ottengono sostanze che si dividono in composti, con tecniche chimiche (reazioni o rompere i legami) si ottengono gli elementi.

Proprietà chimiche e fisiche

• Proprietà chimiche: capacità di reagire con acidi, basi, ossigeno, con altri elementi; capacità di agire come ossidante, reagente.
• Proprietà fisiche: punto di fusione, ebollizione, colore, stato fisico, densità, durezza, solubilità.

Esempio: tecniche di separazione di una miscela:

• Distillazione: la utilizzo quando due elementi hanno diversi punti di ebollizione.
• Cromatografia su carta: attraverso una carta da filtro si ottengono dischi di sostanze.

I.U.P.A.C = International Union of Pure and Applied Chemistry.

Classificazione dei composti

Composti ionici: es: NaCl, CaCO₃, NaH (formula minima).

Composti molecolari: es: H₂O, NH₃, CO₂ (formula molecolare).

Nomi degli ioni

Nomenclatura Catione

- Monoatomici: elemento della tavola periodica che ha perso uno o più elettroni. Ione + nome dell'elemento +:

• Es: Na⁺: ione sodio
• K⁺: ione potassio

- Se ho due ioni dello stesso elemento uso il numero di Stock, una cifra romana che indica il numero di cariche:

• Es: Cu⁺: ione rame (I)
• Cu²⁺: ione rame (II)

- Vecchio sistema:

• Desinenza - oso (ione carica minore): ione rameoso: Cu²⁺
• Desinenza - ico (ione carica maggiore): ione rameico: Cu

- Poliatomici:

• NH₄⁺: ione ammonio
• PH₄⁺: ione fosfonio
• SH₄⁺: ione solfonio
• H₃O⁺: ione ossonio o idrossonio o idronio

Nomenclatura Anioni

- Monoatomici: Ione + nome dell'elemento + desinenza - uro:

• F^-: ione fluoruro
• Cl^-: ione cloruro
• Br^-: ione bromuro
• I^-: ione ioduro
• S^2-: ione solfuro
• N^3-: ione nitruro

- Eccezione: O^2-: ione ossido.
Ione di idrogeno: H⁺
Ione idruro: H^-
Atomo di idrogeno: H
Molecola di idrogeno: H₂

- Poliatomici: sono Ossianioni: un elemento + ossigeno. Lo chiamo: ione + radice del nome dell'elemento diverso da Ossigeno + desinenza - ato.

• CO₃^2-: ione carbonato

- Se due ossianioni hanno numero di atomi diverso:

• Desinenza - ito (minor numero di atomi di O)
• Desinenza -ato (maggior numero di atomi di O)

- Es: NO₂^-: ione nitrito
NO₃^-: ione nitrato

- Nel caso di più ossianioni si hanno prefissi e desinenze:

• Es: ioni del cloro
• Ipoclorato: ClO^-
• Clorito: ClO₂^-
• Clorato: ClO₃^-
• Perclorato: ClO₄^-

- Anioni contenti anche idrogeno (H) lo chiamo con idrogeno- :

• CO₃^2-: ione carbonato
• HCO₃^-: ione idrogenocarbonato (o ione bicarbonato)
• S^2-: ione solfuro
• HS^-: ione idrogenosolfuro (o ione bisolfuro)
• OH^-: ione idrossido

Nomenclatura dei composti ionici

Nome del catione + nome dell'anione

Es: NaCl: sodio cloruro

Oppure nome dell'anione + nome del catione

Es: NaCl: cloruro di sodio (più usato)

Idrati

Composti ionici che incorporano molecole di acqua in proporzione definita:

Es: CuSO₄ . 5 H₂O = solfato di rame (II) pentaidrato

Nel cristallo ci sono sempre 5 molecole d'acqua. Se agli ossianioni aggiungiamo formalmente tanti ioni di idrogeno quante le cariche negative, si ottengono ossiacidi. Gli ossiacidi sono composti molecolari.

- NO₂^-: ione nitrito = HNO₂ Acido nitroso
- NO₃^-: ione nitrato = HNO₃ Acido nitrico

Acido + radice nome dell'elemento diverso da idrogeno e ossigeno + desinenza - oso se deriva da - ito o desinenza -ico se deriva da - ato.

Esempi di ossiacidi

• SO₃^2-: ione solfito = H₂SO₃ Acido solforoso
• SO₄^2-: ione solfato = H₂SO₄ Acido solforico
• ClO^-: ione ipoclorito = HClO Acido ipocloroso
• ClO₂^-: ione clorito = HClO₂ Acido cloroso
• ClO₃^-: ione clorato = HClO₃ Acido clorico
• ClO₄^-: ione perclorato = HClO₄ Acido perclorico
• CO₃^2-: ione carbonato = H₂CO₃ Acido carbonico
• MnO₄^2-: ione manganato = H₂MnO₄ Acido manganico
• MnO₄^-: ione permanganato = HMnO₄ Acido permanganico

Prefissi nei nomi degli acidi

• Orto-
• Meta-
• Piro-

Perossoacidi

• Un atomo di O è sostituito da un gruppo perossidico.
• Fatto da due atomi di O, legati da legame covalente: -O-O-
• Ad esempio: H₂SO₄ diventa H₂SO₅, detto acido perossomonosolforico o persolforico.
• Ad esempio: H₂S₂O₇ diventa H₂S₂O₈, detto acido perossodisolorico.

Tioacidi

• Un atomo di O è stato sostituito da un atomo di S
• Ad esempio: H₂SO₄ diventa H₂S₂O₃, detto acido tiosolforico.
• Importante: H₂S₄O₆ è l'acido tetrationico

Composti molecolari

• H₂O: acqua
• CO₂: anidride carbonica
• NH₃: ammoniaca
• PH₃: fosfina
• AsH₃: arsina

Non ci sono ioni, sono tutti non metalli e hanno solo legami covalenti, no anioni e cationi.

Composti binari molecolari

Seguo le regole per i composti ionici + conto gli atomi della formula.

Anione con desinenza -uro + di + nome dell'altro elemento (ossido per l'ossigeno):

• PCl₃: tricloruro di fosforo
• N₂O: ossido di diazoto
• SF₆: esafluoruro di zolfo

Prefissi per indicare il numero di atomi

1. Mono-
2. Di o bi-
3. Tri-
4. Tetra-
5. Penta-
6. Esa-
7. Epta-
8. Octa-

• PCl₃: tricloruro di fosforo
• N₂O₅: pentossido di diazoto
• NO: ossido di azoto
• CO: monossido di carbonio
• CO₂: biossido di carbonio

Composti molecolari tra H e non-metalli

• HCl: composto puro, cloruro di idrogeno
• HCN: cianuro di idrogeno
• HCl: in soluzione acquosa, acido cloridrico
• HF: in soluzione acquosa, acido fluoridrico
• HBr: in soluzione acquosa, acido bromidrico
• HI: in soluzione acquosa, acido iodidrico

Misure e incertezza associata alle misure

Necessità di conoscere il valore di una proprietà quantitativa del campione.

Es: massa, volume, quantità di sostanza, ecc.

Risultato della misura: Numero + Unità di misura.

Sistema internazionale delle unità di misure (SI)

• Massa = kg (kilogrammo)
• Lunghezza = m (metro)
• Tempo = s (secondo)
• Temperatura = K (kelvin)
• Quantità = mol (mole)
• Corrente elettrica = A (ampere)
• Intensità luminosa = cd (candela)

Temperatura

• Scala Celsius (o centigrada):
• 0° C: temperatura di fusione del ghiaccio
• 100° C: temperatura ebollizione acqua
• Scala Fahrenheit:
• 0° C = 32° F
• 100° C = 212° F
• Scala Kelvin:
• Zero assoluto: minima temperatura raggiungibile
• 0 K = -273,15° C
• 0° C = 273.15 K
• 100° C = 373.15 K

Errore

• Errore sistematico (può essere corretto)
• Errore casuale (oscillazione intorno al valore corretto della misura)

Precisione: grado di riproducibilità di una grandezza misurata, quindi un accordo tra i valori ottenuti quando la stessa grandezza è misurata più volte.

Accuratezza: accordo tra il valore misurato e il valore assunto come vero.

Strumenti di misura

• Bilancia tecnica: 10,4 g arrivo al ± 0,1 g
• Bilancia analitica: 10,3125 g arrivo al ± 0,0001 g

Cifre significative

Tutte le cifre note con certezza + prima cifra incerta.

• 3 cifre per la bilancia tecnica = ovvero 2 cifre certe + 1
• 6 cifre per la bilancia analitica = ovvero 5 cifre certe + 1

Esse danno un'indicazione della "finezza" dello strumento di misura.

Es: 0,003100720

Cifre significative:

• Tutti i numeri interi diversi da zero
• Tutti gli zeri tra numeri diversi da zero
• Tutti gli zeri alla fine del numero alla destra del punto decimale

Cifre non significative:

• Tutti gli zeri alla sinistra del punto decimale
• Tutti gli zeri alla destra del punto decimale, tra questo e la prima cifra diversa da zero

Le cifre significative sono le 7 cifre in rosso.

Notazione esponenziale

32132 oppure 2.132 x 10⁴
0.0000006 oppure 6 x 10^-7

• Il coefficiente indica il numero di cifre significative
• La potenza di dieci colloca il punto decimale

Es: 1.8 x 10^-4 = 0.00018 ottengo 2 cifre significative.

Cifre significative nei calcoli numerici

Non si deve aggiungere o togliere la precisione nei calcoli.

• Addizione e sottrazione: Il risultato deve avere lo stesso numero di decimali della quantità avente il minor numero di decimali.

Esempio: 1.012 g di sostanza A + 0.0254 g di sostanza di B + 10.2 g di acqua = 11.2374 g (massa soluzione) corretta a livello matematico ma io devo segnare solo le cifre significative e quindi la soluzione pesa: 11.2 g a livello chimico.

• Moltiplicazione e divisione: Il risultato deve avere lo stesso numero di cifre significative della quantità nota con la minor precisione, cioè avente il minor numero di cifre significative.

Esempio: 0.269 x 14.3156 x 7.1 = 27.34136444 Il risultato corretto è 27

Grandezze esatte

Hanno un numero illimitato di cifre significative e sono tali:

• Per definizione: es: 1 kg = 2.2046226 libbre
• Per conteggio: es: 3.22 g x 2 = 6.44 g

Uso della calcolatrice: eseguire tutti i calcoli uno dopo l'altro e arrotondo solo il risultato finale.

La Mole

Necessità di conoscere la quantità di sostanza. Esprime numeri grandi. 1 mole è il numero di atomi presenti in 12 g esatti dell'isotopo 12 del Carbonio.

• 1 atomo di C ha massa = 1.9926 x 10^-23 g
• 12 / (1.9926 x 10^-23) = 6.022 x 10²³ = quindi in 12 g di C ci sono 6.022 x 10²³ atomi

Per la I.U.P.A.C = la mole = 1 mole contiene esattamente 6.022 x 10²³ unità elementari.

• 1 mole di atomi/ioni/molecole di qualsiasi elemento contiene sempre 6.022 x 10²³
• 6.022 x 10²³ è nota come numero di Avogadro = N_A (atomi).

Numero atomi: numero moli x N_A
Numero di moli: numero di atomi/N_A

Es: A quante moli corrispondono 1.29 x 10²⁴ atomi?

Numero moli = numero di atomi/N_A
1.29 x 10²⁴ / N_A
Sono all'incirca 2 moli = 2.14 mol

Quante molecole sono presenti in 3.14 mol di H₂O?

Numero molecole = numero mol x N_A

Contare gli atomi

Lo si fa misurando il rapporto tra le masse di atomi. Ma nasce un problema perché gli atomi NON sono tutti uguali, esistono gli isotopi. Essi hanno una media di massa costante. Quindi si usa un sistema di calcolo relativo che funziona benissimo.

Scala delle masse atomiche relative

Si chiama unità di massa atomica (u oppure u.m.a) la dodicesima parte della massa dell'atomo C¹² (isotopo 12 del Carbonio). Quindi la massa dell'atomo C¹² vale esattamente 12 u.m.a. Esse le troviamo sul sistema periodico. Una molecola è fatta da atomi, quindi la sua massa è la somma delle masse degli atomi che la compongono.

Es: H₂O: 18,015 (massa molecolare)

Il Grammo-atomo

Prendo una quantità di grammi di un elemento uguale alla sua massa atomica.

Es: massa atomica di H = 1,0079 u.m.a allora definisco un grammo-atomo di H una quantità di H.