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L’Ei aumenta da sinistra a destra di un periodo e dal basso in alto di un gruppo (al diminuire del raggio ionico e quindi

o all’avvicinarsi al nucleo).

Si esprime in elettronvolt o in J/mol di atomi.

o Poiché è energia fornita all’atomo il suo valore è sempre positivo.

o In un gruppo l’aumento del numero atomico determina il decremento dell’Ei perché le dimensioni atomiche aumentano

o dall’alto in basso. (?)

Si hanno dei massimi relativi quando si completa un’orbitale ns, perché l’elettrone che entra in quella p assume

o un’energia superiore e quindi quella per strapparlo diminuisce, e anche quando gli elementi hanno un elettrone in ogni

orbitale p, un calo invece quando si hanno due elettroni nello stesso o. p poiché respingendosi aumentano l’energia

dell’atomo. Questa regola generale presenta però irregolarità. Alcuni elementi hanno un’inversione di valori, ma queste

apparenti eccezioni si possono spiegare con il fatto che negli atomi dello stesso periodo con due elettroni nello strato

esterno (Be, Mg) o un solo elettrone in ogni orbitale p (N, P) si ha un massimo relativo rispetto all’elemento successivo.

3. AFFINITA’ ELETTRONICA variazione di energia quando un atomo acquista dall’esterno un elettrone in più.

Quando un atomo acquista un elettrone emette energia, quindi il segno è negativo.

o I metalli hanno bassa affinità per l’elettrone e bassa Ei, i non metalli il contrario. La maggiore Ea è posseduta dagli

o alogeni.  -

Si esprime in J/mol di atomi. [X + e X (anione) + Ea]

o Aumenta in valore assoluto da sinistra a destra e dal basso all’alto.

o 

4. ELETTRONEGATIVITA’ Capacità degli atomi legati di attrarre elettroni di legame.

Aumenta da sinistra a destra e dal basso in alto ed è correlata all’affinità elettronica e all’energia di ionizzazione, ma le viene

attribuito un valore assoluto.  2+

5. NUMERO DI OSSIDAZIONE nel caso di uno ione monoatomico è la carica di quello ione (Cu , N.O. = +2). Negli altri casi

è una carica virtuale assegnata dai chimici che la usano per valutare gli spostamenti di elettroni tra atomi quando si legano a

formare composti.

Negli elementi allo stato puro N.O. = 0. Il numero di o. massimo corrisponde al gruppo di appartenenza, quello minimo che i

non metalli possono assumere è il numero di appartenenza meno 8.

3. Relazione tra struttura elettronica e proprietà

Se si tiene conto della config. elettronica esterna gli elementi si possono distinguere in 4 blocchi: ns, np, (n-1)d, (n-2)f.

Blocco ns formato dai primi 2 gruppi, comprende gli elementi che riempiono di elettroni gli orbitali ns con n uguale al numero del

periodo di appartenenza.

Blocco np posto a destra della tavola periodica.

Blocco (n-1)d elementi di transizione. Riempiono gli orbitali (n-1) d.

Blocco (n-2)f elementi di transizione interna di due serie di 14 elementi (lantanidi e attinoidi).

4. Famiglie di elementi 

ELEMENTI RAPPRESENTATIVI Dei gruppi A, hanno i sottolivelli s e p del livello esterno incompleti. Il numero del gruppo è il

numero di elettroni del livello più esterno, due nell’orbitale s gli altri negli orbitali p.

ELEMENTI DI TRANSIZIONE Dei gruppi B. Tutti metalli con sottolivelli d incompleti. Il numero del gruppo non corrisponde al

numeri di elettroni del livello più esterno. 

ELEMENTI DI TRANSIZIONE INTERNA Due serie di 14 elementi ciascuna, dei lantanoidi e degli attinoidi.

Proprietà simili perché differiscono solo per la configurazione interna dei sottolivelli 4f e 5f.

Sono distinti anche in:

Metalli alcalini, I gruppo, quasi tutti solidi.

o Metalli alcalino-terrosi, tutti solidi, II gruppo;

o Alogeni VII gruppo; (composti binari = alogenuri);

o Gas nobili, VIII gruppo;

o Lantanidi dal lantanio all’itterbio;

o Terre rare lantanidi più Sc e Y;

o Attinidi dall’attinio al Nobelio.

o

4. Elementi radioattivi

Esistono elementi i cui nuclei sono instabili, emettono radiazioni con un fenomeno detto radioattività e si trasformano in quello di

altri elementi con il nucleo stabile ( decadimento radioattivo).

Tutti gli elementi naturali con un numero atomico superiore a 83 lo sono. Ci sono anche elementi con isotopi radioattivi con un

numero atomico inferiore a 83. La radioattività può essere anche ottenuta artificialmente da nuclidi instabili di elementi esistenti

come nuclidi stabili o da elementi transuranici (n atomico>92).

Il decadimento radioattivo può avvenire con radiazioni di 4 tipi:

 

Radiazioni alfa formate da nuclei di elio (due protoni e due neutroni). Decadimento alfa l’atomo si trasforma in un secondo

con numero atomico inferiore di 2 unità e numero di massa inferiore di 4 unità.

Radiazioni beta + formate da positroni a elevata energia formati dal nucleo per trasformazione di un protone in un neutrone.

Dunque l’atomo di un elemento diventa quello dell’elemento con n° atomico inferiore di uno e n° di massa invariato.

Radiazioni beta - elettroni ad elevata energia formati dal nucleo per trasformazione di un neutrone in un protone. Si ha un atomo

con numero atomico maggiore di un’unità e numero di massa invariato.

Radiazioni gamma spesso associata al decadimento beta.

5. LEGAMI CHIMICI E MOLECOLE

1. Il legame chimico

Sono le forze di attrazione che legano gli atomi nelle molecole e gli ioni nei reticoli cristallini. Si formano perché gli atomi legandosi

diventano più stabili, raggiungendo in molti casi la configurazione elettronica esterna ad otto elettroni di un gas nobile.

2. Il legame ionico

L’attrazione elettrostatica tra ioni di carica opposta nei RETICOLI CRISTALLINI dei composti ionici.

Non individua molecole perché ogni ione positivo nel reticolo è legato a tutti gli ioni negativi del cristallo, più fortemente a quelli

vicini e meno a quelli lontani e non è quindi direzionale.

Si forma tra elementi con forte differenza di elettronegatività (superiore a 1,9). Gli atomi coinvolti nel legame formando ioni

raggiungono la configurazione a otto elettroni dei gas nobili ma il semplice raggiungimento della struttura otteziale (regola

dell’ottetto) non giustifica dal punto di vista energetico.

L’energia globale dei due ioni presi a distanza è maggiore di quella degli atomi corrispondenti. Solo quando gli ioni si avvicinano

alla distanza di legame formando una coppia ionica si emette energia totale sufficiente a giustificare la formazione del legame con

raggiungimento di una coppia ionica "regolare". Non si ha una attrazione fra due ioni ma un reticolo cristallino, e in tal modo

l’energia emessa nell'instaurarsi del legame ionico è ancora maggiore e si identifica con quella reticolare del composto ionico

cristallino. 

ENERGIA RETICOLARE energia emessa dagli ioni quando formano il reticolo, riferita ad una mole di formule del composto. E’

anche l’energia per separare gli ioni portandoli in fase gassosa.

La più piccola parte del reticolo che ne conserva le caratteristiche geometriche è la cella elementare.

I composti ionici sono solidi a temperatura ambiente, hanno un alto punto di fusione, sono fragili, conducono la corrente allo stato

fuso e in soluzione acquosa poiché gli ioni non sono vincolati a posizioni fisse (nodi del reticolo ionico) come allo stato solido.

3. Il legame covalente

Quando due atomi mettono in comune una o più COPPIE DI ELETTRONI DI VALENZA e formano molecole.

Possono essere condivise massimo 3 coppie di elettroni (legami covalenti semplici, doppi e tripli).

Il numero di coppie è rappresentato con trattini con il simbolismo di Lewis e definisce l’ordine di legame. Se una sola struttura di

Lewis non spiega tutte le proprietà si usano più strutture di risonanza che differiscono solo per la disposizione degli elettroni. Però

la struttura reale della molecola è una e viene detta ibrido di risonanza, non coincide con nessuna delle forme limite usate e ha un

contenuto energetico minore (più stabile) di quello calcolabile teoricamente.

POLARE APOLARE

Può essere O a seconda dell’ELETTRONEGATIVITÀ:

se è molto vicina è un legame puro o omopolare, se hanno diversa elettronegatività (compresa fra 0,5 e 1,9) è detto polare. A

quest’ultimo (detto anche eteropolare o polarizzato) è associata una separazione di cariche rappresentata da un vettore (momento

dipolare) che va dal polo negativo (atomo più elettronegativo) a quello positivo.

La presenza di legami covalenti polarizzati non significa che la molecola è polare, lo è se la somma dei momenti dipolari dei singoli

legami è diversa da zero. L’acqua ha legami polarizzati ed è polare, l’anidride carbonica o il diossido di carbonio contengono

legami polarizzati ma sono apolari perché i vettori dei momenti dipolari si annullano.

Se una molecola ha un momento dipolare è polare e costituisce un DIPOLO, struttura globalmente neutra in cui il baricentro della

carica positiva non corrisponde al baricentro della carica negativa.

All’atto di formare legami covalenti gli atomi della stragrande maggioranza degli elementi rimescolano i loro orbitali puri formando

orbitali ibridi. 

3

IBRIDI SP Per mescolamento di un orbitale s e 3 orbitali p, dunque quattro e diretti verso i vertici di un tetraedro, con

 forma intermedia.

2

IBRIDI SP Per mescolamento di un orbitale s e 2 orbitali p, sono 3 e diretti a 120° l’uno dall’altro sullo stesso piano,

 dal centro ai vertici di un triangolo.

IBRIDI SP Per mescolamento di un orbitale s e un orbitale p, sono 2 e sono diretti a 180°.

Gli ibridi possono sovrapporsi o compenetrarsi assialmente con altri ibridi o con orbitali s o p per formare legami σ.

Due orbitali p e solo questi (anche i d) possono sovrapporsi o compenetrarsi lateralmente per formare un orbitale π.

La prima coppia di elettroni condivisa fra 2 atomi si trova sempre in un orbitale σ, le altre in orbitali π.

Perciò se fra due atomi c’è una sola coppia condivisa (legame singolo) si trova in un orbitale σ, se ce ne sono due o tre la prima è

in un orbitale σ e le altre in un orbitale π.

3

Ibridazione sp se nella formula di struttura di Lewis l’atomo non partecipa a legami π.

 

2

Ibridazione sp se partecipa ad un legame π.

 

Ibridazione sp se partecipa a due legami π.

Un legame covalente è caratterizzato da:

 -1

ENERGIA DI LEGAME energia richiesta per rompere un legame, si misura in kJ mol e aumenta con l’aumentare

 dell’ordine dei legami (minima per quelli di ordine 1, massima 3).

LUNGHEZZA DI LEGAME distanza tra i centri di due atomi, diminuisce all’aumentare dell’ordine di legame.

 

LEGAME DATIVO può assumere tutte le sfumature fino al limite di quello ionico. Entrambi gli ioni di legame

 dovrebbero essere messi in compartecipazione da un solo atomo, l’altro li accetta avendo un orbitale vuoto ma diviene

indistinguibile da uno covalente vero e proprio.

5. Approfondimento sull’elettronegatività

Pauling ha proposto una scala delle elettronegatività dei vari elementi da prendere in valore assoluto. L’elemento più

elettronegativo è il fluoro, meno è il francio. In generale, cresce da sinistra a destra in un periodo con una stasi negli elementi di

transizione e decresce dall’alto al basso in un gruppo.

E’ utile per vedere se un legame è se un legame è covalente polare, quale atomo assume la carica parziale negativa e quale

positiva. Esistono legami più o meno polarizzati (HF fortemente polarizzato). Il carattere ionico di un legame aumenta

all’aumentare della differenza di elettronegatività. Però il valore di elettronegatività di un elemento varia da composto a composto

sulla base dei legami globali.

ELEMENTI METALLICI formano legami metallici con altri elementi metallici, altamente ionici con elementi non metallici.

 

ELEMENTI SEMIMETALLICI (g. 13 e in parte 14) e non metallici formano legami covalenti.

Le variazioni di elettronegatività delle specie atomiche sono correlate alle variazioni del raggio atomico, all’energia di ionizzazione

e all’affinità elettronica:

Nel sistema periodico le proprietà metalliche si accentuano da sinistra a destra in un periodo, infatti man mano che si va

completando il riempimento degli orbitali esterni si passa da elementi metallici, ai semimetalli ai non metalli.

6. Il legame metallico IONI METALLICI POSITIVI NUBE DI

Gli atomi metallici mettono in comune gli elettroni dello strato esterno e formano e una

ELETTRONI MOBILI che avvolge tutti gli ioni del metallo e li tiene fissi in un reticolo tridimensionale. Spiega la struttura e le

proprietà dei metalli:

Quasi tutti (ma non tutti, come il mercurio) sono solidi a temperatura ambiente).

 Sono malleabili (mediante pressione possono essere ridotti in lamine sottili formate da pochi strati atomici)

 Sono duttili, possono cioè essere ridotti in fili

 Conducono il calore e la corrente, grazie alla nuvola di elettroni che sotto l’influenza di un campo si spostano verso il polo

 positivo

Sono lucenti.

7. Interazioni tra molecole e tra ioni e molecole

Sono attrazioni più deboli dei legami veri e propri. Si esercitano tra molecole e tra ioni e molecole, quindi tra specie già possedenti

legami e capaci di esistere in forma stabile.

E’ l’intensità delle forze che si esercitano tra le molecole che compongono una sostanza che determinano il suo stato di

aggregazione e gli intervalli di temperatura in cui la sostanza può esistere nei 3 stati fisici.

Le interazioni fra molecole permettono dunque di prevedere le temperature di fusione e di ebollizione delle sostanze.

Sono ritenute di natura elettrostatica e si dividono in:

Attrazioni fra molecole o FORZE DI VAN DER WAALS

 Il LEGAME A IDROGENO, la più forte delle interazioni

 Le interazioni tra ioni e molecole polari (IONE-DIPOLO)

8. Attrazioni fra molecole o forze di van der Waals

TRA MOLECOLE POLARI l’estremità positiva di una molecola polare attrae l’estremità negativa di un’altra molecola polare.

TRA MOLECOLE NON POLARI (ad es. tra quelle dei gas nobili allo stato liquido o di iodio) Queste sono solo mediamente

apolari: in istanti definiti per il continuo movimento degli elettroni divengono polari, formano dipoli istantanei che cambiano

continuamente e inducono polarizzazione nelle molecole vicine.

L’intensità di queste attrazioni aumenta con l’aumentare delle dimensioni della molecola (e del volume, massa mol, peso mol…) e

sono responsabili della deviazione del comportamento dei gas reali rispetto ai gas ideali. Spiegano anche l’esistenza allo stato

liquido e solido dei gas nobili e giustificano l’aumento del punto di ebollizione nelle serie omologhe di composti. Gli idrocarburi

saturi e altri composti omologhi mostrano infatti punti di ebollizione crescenti con il crescere del numero di atomi della molecola.

 2

TRA MOLECOLE POLARI E APOLARI (ad es. tra polari h o e apolari o ) bisogna pensare che l’acqua induca un dipolo indotto

2

nelle molecole apolari di ossigeno. Queste interazioni spiegano molti casi di solubilità anche se scarsa di molecole apolari in acqua

(benzene, ossigeno, azoto…)

9. Il legame a idrogeno

Si esercita tra un atomo di IDROGENO, legato covalentemente ad un ATOMO MOLTO ELETTRONEGATIVO di N, O, F di una

molecola, ed un atomo di N, O, F di un’altra molecola ma anche della stessa, purché posto a distanza opportuna.

E’ un caso particolare, perché è più forte delle altre interazioni fra molecole. Esempi tra molecole di acqua allo stato solido e

liquido, tra molecole di ammoniaca allo stato liquido, quelli intramolecolari delle proteine o degli acidi nucleici. Per la presenza di

questo legame l’acqua ha punto di ebollizione maggiore rispetto a composti aventi peso molecolare uguale o poco maggiore

(H2S).

10. Interazioni tra ioni e molecole polari 

Forze elettrostatiche fra uno ione e più molecole polari. Un esempio idratazione degli ioni del sale da cucina NaCl in acqua.

Nella soluzione, gli ioni sono circondati da molecole d’acqua che rivolgono l’estremità polarizzata di segno opposto rispetto alla

carica dello ione. Le attrazioni del primo involucro sono ione-dipolo.

Si hanno poi altri gusci di molecole legate con legame a ponte di idrogeno perciò in acqua gli ioni sono circondati da un guscio di

molecole d’acqua.

Dunque le interazioni più forti sono quelle a ponte di idrogeno, poi tra molecole polari e poi apolari (anche se crescono con il

crescere della massa ecc.).

11. Rappresentazione di Lewis di molecole 

Quando un trattino unisce i simboli di due atomi legati una coppia condivisa tra due atomi in un legame covalente.

Trattino intorno al simbolo dell’atomo coppie elettroniche di non legame, possedute da un atomo e non condivise.

1. Data la formula grezza, si determina l’atomo centrale della molecola o dello ione, quindi l’atomo legato al maggior numero

di altri atomi (quello meno elettronegativo! Se c’è il carbonio è lui).

2. Si calcolano le coppie di elettroni di valenza (se si tratta di uno ione si aggiunge un elettrone per ogni carica negativa e se

ne toglie uno per ogni carica positiva.

3. Si scrive l’atomo centrale e si legano gli atomi periferici con legami semplici. Se ci sono H e O, H non si lega all’atomo

centrale ma all’ossigeno che vi si lega.

4. Si calcolano le coppie di elettroni rimasti e si completano gli ottetti degli atomi periferici (esclusi idrogeno e mercurio (ne

bastano tre) e del gruppo IIIA (sei).

5. Si attribuiscono all’atomo centrale gli elettroni rimasti

6. Se l’atomo centrale non ha un ottetto si formano doppi e tripli legami usando coppie di non legame degli atomi periferici

7. Se tra gli atomi periferici c’è l’ossigeno l’atomo centrale deve obbligatoriamente raggiungere l’ottetto

8. Se l’atomo centrale appartiene a un periodo superiore al secondo, in presenza di ossigeno può espandere l’ottetto

formando fino a due legami doppi (12 elettroni in tutto).

12. La forma delle molecole

Si può risalire alla forma delle molecole che permette di prevedere gli angoli formati dai legami intorno all’atomo centrale. La teoria

di VSERP si basa sul principio secondo cui le coppie di elettroni di legame e di non legame si dispongono attorno all’atomo

centrale IL PIÙ LONTANO POSSIBILE le une dalle altre;

perciò, si immagina l’atomo centrale al centro di una sfera e gli atomi periferici sulla superficie della sfera e le coppie di legame si

dispongono in modo da interferire il meno possibile.

Se le coppie di legame sono 2 si dispongono a 180° e la molecola è lineare, se sono 3 a 120° e la molecola è triangolare, se sono

4 si dispongono sulla sfera secondo i vertici di un tetraedro con l’atomo centrale al centro.

Se ci sono coppie di non legame appartengono solo all’atomo centrale e restringono gli angoli di legame. 

Osservando la forma delle molecole si può risalire all’ibridazione dell’atomo centrale: 4 coppie di legame sp3; 4 coppie, due di

  

legame e due di non legame sp3, anche se il tetraedro è distorto; 3 coppie di legame sp2, due coppie sp.

6. GLI STATI DI AGGREGAZIONE DELLA MATERIA

1. Lo stato gassoso

Le sostanze a questo stato sono caratterizzate da molecole capaci di esercitare debolissime forze di attrazione e perciò non hanno

né volume né forma propri. Proprietà comuni:

Si espandono spontaneamente ed occupano tutto il volume del recipiente

o Possono essere compressi

o Hanno densità minore dei liquidi e variabile con il volume del recipiente

o Sono sempre miscibili e si mescolano spontaneamente se messi a contatto

o Esercitano pressione contro le pareti del recipiente

o Si espandono per riscaldamento e si contraggono per raffreddamento.

o

Per ricavare leggi generali per i gas è stato definire il GAS IDEALE, caratterizzato da molecole assimilabili a masse puntiformi

incapaci di interazioni reciproche. I gas reali, pur discostandosi dal comportamento ideale (interazioni deboli) ne seguono

approssimativamente il comportamento ad elevate temperature (anche a quella ambiente) ed a basse pressioni (pressione

atmosferica).  5

Condizioni standard di un gas (STP) 1x10 Pa (1atm) e alla temperatura di 0°.

Il comportamento dei gas reali non compressi (a alte temperature e basse pressioni) è descritto dall’equaz di stato del gas ideale:

3

PV = n RT [ p = pressione in pascal Pa, V = volume in m , n = quantità di sostanza chimica in moli, T = temperatura assoluta in

K (kelvin), R = costante universale del gas perfetto (il valore dipende dall’unità per le altre grandezze; nel SI, 8,314 Jmol-1 K-1,

oppure se P è in atm e V in L, 0,082 atm L mol-1 K-1)].

Questo si ricava dalla teoria cinetica del gas perfetto che permette anche di spiegare che:

La PRESSIONE di un gas è il risultato del continuo impatto delle molecole del gas sulle pareti del recipiente che le contiene;

 La TEMPERATURA assoluta è una misura dell’energia cinetica media delle sue molecole ed è a essa proporzionale.

Questa equazione riassume le leggi dei gas ideali applicabili a quelli reali:

LEGGE DI BOYLE a temperatura costante per T = K, la pressione di una quantità definita di gas è inversamente proporzionale

al volume [ PV = K; P1 V1 = P2 V2] 

LEGGE DI CHARLES E GAY - LUSSAC a pressione costante, il volume di una quantità definita di gas è direttamente

-1

proporzionale alla temperatura in kelvin [ V = KT, V = V (1+αt) α = 1/273,15° C ]

t 0

LEGGE DI GAY - LUSSAC II Analoga ma per la pressione, con T e V costanti.

PRINCIPIO DI AVOGADRO volumi uguali di gas diversi nella stessa condizione di temperatura e di pressione contengono

egual numero di molecole. Quindi il volume di un campione di gas a una data temperatura e pressione è proporzionale al numero

di molecole di gas e non dipende dalla natura del gas. V = K n! Quindi si può anche stabilire il volume molare standard di un gas.

VOLUME MOLARE STANDARD DI UN GAS volume occupato in condizioni standard da una mole di un gas che si comporti

idealmente. Corrisponde a 22,4 L.

LEGGE DI DALTON la pressione totale di una miscela di gas è uguale alla somma delle pressioni parziali dei singoli

componenti. (Pressione parziale pressione che ciascun componente di una miscela gassosa eserciterebbe se occupasse da

solo l’intero recipiente alla stessa temperatura.)

2. Lo stato liquido

Le sostanze liquide hanno volume ma non forma propria e sono poco comprimibili. Tra le molecole di un liquido si esercitano

attrazioni superiori a quelle dei gas, che possono essere interazioni di van der Waals, legami a idrogeno, interazioni tra molecole

apolari e polari, tra ioni e molecole polari. Hanno proprietà fisiche peculiari di ogni liquido:

TENSIONE DI VAPORE pressione del vapore che a una temperatura definita è in equilibrio con il liquido. È una caratteristica di

ciascun liquido, aumenta con la temperatura e quando raggiunge la pressione esterna il liquido entra in ebollizione.

Quando un liquido evapora, solo le molecole dello strato superficiale passano dallo stato liquido a quello di vapore. In seguito si

verifica il raffreddamento del liquido residuo, infatti l’espansione del vapore corrisponde al compimento di un lavoro contro la

pressione esterna e a un dispendio di energia da parte del liquido.

Nell’ebollizione il passaggio liquido-vapore interessa tutta la massa del liquido.

Collegato alla tensione di vapore è il PUNTO DI EBOLLIZIONE temperatura alla quale la tensione di vapore raggiunge la

pressione esercitata sulla superficie. È in funzione dell’intensità delle forze intermolecolari così in una serie di composti omologhi le

attrazioni di van der Waals giustificano l’aumentare del punto di ebollizione con le dimensioni.

TENSIONE SUPERFICIALE proprietà per cui si comportano come se la superficie fosse avvolta da una membrana elastica che

tende a fargli assumere la minor superficie a parità di volume. È dovuta all’attrazione delle molecole in seno al liquido esercitata su

quelle in superficie.

3. Lo stato solido

Volume e forma propri e non sono comprimibili.

Sostanze caratterizzate dall’avere un RETICOLO CRISTALLINO (disposizione ordinata nelle tre direzioni dello spazio delle

particelle; possono solo oscillare intorno a posizioni fisse dette nodi reticolari). I solidi cristallini sono anisotropi (le proprietà fisiche

dipendono dalla direzione in cui si misurano).

Nel linguaggio comune sono solide anche sostanze che non hanno struttura cristallina (ex: vetro), che sono denominate solidi

amorfi anche se sono liquidi molto viscosi e isotropi (proprietà uguali in tutte le direzioni. Non hanno neanche un punto di fusione

netto ma un intervallo di rammollimento).

Nei solidi si individua la cella elementare che è la più piccola porzione del reticolo che conserva tutte le proprietà geometriche del

solido e per spostamento nelle 3 direzioni genera l’intero reticolo. Possono essere distinti in:

SOLIDI IONICI se nei nodi sono presenti ioni di carica opposta (NaCl)

 

SOLIDI MOLECOLARI se i nodi sono occupati da molecole (interazioni deboli)

 

SOLIDI COVALENTI se ogni nodo del reticolo è occupato da un atomo legato covalentemente con atomi di nodi circostanti

 (diamante, grafite, quarzo)

SOLIDI METALLICI se i nodi sono occupati da ioni carichi positivamente avvolti da una nube elettronica mobile (Au, Ag)

4. I cambiamenti di stato

Passaggio di una sostanza da uno stato di aggregazione a un altro. Durante questa trasformazione la temperatura resta costante

finché l’ultima porzione di sostanza non ha cambiato stato.

L’effetto della pressione sulla temperatura di fusione di una sostanza varia a seconda che la sostanza fondendo aumenti o

diminuisca il volume: per quelle che aumentano (la maggior parte) l’aumento di pressione provoca innalzamento del punto di

fusione perché ostacola il passaggio, per quelle che diminuiscono provoca un abbassamento del punto di fusione.

Le soluzioni e il solvente acqua

1. Le soluzioni in generale

MISCELE OMOGENEE di due o più specie chimiche in proporzioni che possono variare a piacere con continuità entro il LIMITI

DEFINITI.

Il componente in maggior quantità è il solvente, quello o quelli in minor quantità sono detti soluti.

Se si esagera con l’aggiungere un soluto ad un solvente ad un certo punto si ottiene una soluzione satura, che si trova in presenza

del soluto come corpo di fondo e che contiene quindi la massima quantità di soluto in una definita quantità di solvente ad una

temperatura definita. Resta satura anche se si filtra il solido indisciolto purché non si vari la temperatura. Una soluzione satura

rispetto ad un soluto, può sciogliere altri soluti!

2. Il criterio di scelta di un solvente

Il criterio è espresso dal concetto “il simile scioglie il simile”: un solvente polare scioglie un soluto polare (in quanto favorisce la

separazione delle cariche) e un solvente apolare scioglie un soluto apolare.

Quando un solido ionico (sostanza salina) solubile in acqua viene immerso in tale solvente, le molecole polari dell’acqua si

infiltrano nel reticolo del solido e circondano gli ioni con la loro estremità di carica opposta. Così gli ioni vedono indebolirsi le loro

attrazioni e il loro reticolo si disgrega e lascia liberi gli ioni nell’acqua. Non sono nudi ma circondati da un primo involucro di

molecole d’acqua circondate da un altro involucro di molecole con legami a ponte di idrogeno.

Tra ioni e acqua si formano numerosi legami ione-dipolo con emissione di energia di legame (energia di idratazione o di

solvatazione) che distrugge il reticolo cristallino.

Se l’energia di solvatazione è maggiore dell’energia reticolare, il solido si scioglie con sviluppo di calore (energia termica),

altrimenti si scioglie con assorbimento di calore. Se le due energie coincidono il solido si scioglie senza variazioni di energia

termica. Le soluzioni quindi contengono cationi e anioni separati tra loro e liberi di muoversi nella soluzione.

In genere si parla di solubilità di un soluto B in un solvente A, ma scientificamente il significato del termine è la quantità del soluto

in una soluzione satura ad una temperatura definita e si esprime come la massa in grammi di sostanza che si scioglie in 100

grammi di solvente puro.

3. L’utilità dell’acqua

Un solvente molto importante; ha la capacità di sciogliere molte sostanze inorganiche e organiche, può funzionare da liquido

termostatico avendo una capacità termica elevata. Negli organismi viventi è contenuta in percentuali variabili dal 60% al 90%,

nell’uomo circa il 65%. Non tutta l’acqua dell’organismo ha lo stesso significato, si distingue tra:

ACQUA DI SOLUZIONE energeticamente libera, il mezzo che rende possibili i processi di filtrazione e di osmosi e le

o reazioni. 

ACQUA DI IMBIBIZIONE (2-5% del totale) legata ai colloidi idrofili da forze elettrostatiche

o 

ACQUA DI RISERVA porzione dell’acqua di soluzione che l’organismo può perdere senza comprometterne la funzione

o 

ACQUA CHE REAGISCE quella che partecipa come reagente al chimismo cellulare: nella scissione di legami,

o nell’introduzione di gruppi ossidrilici.

Infatti l’acqua è generata da organismi viventi ogni volta che la cellula utilizza l’ossigeno come accettore finale di idrogeno o di

elettroni. Nella fotosintesi l’acqua è necessaria:

Come reagente e per le reazioni intermedie del processo

 Come mezzo con cui la pianta può mantenere in soluzione gli zuccheri (prodotto finale)

 Come fattore che consente il passaggio della CO2 dall’ambiente esterno alla pianta.

4. Fattori che influenzano la solubilità

Sono due: T e P.

L’aumento della TEMPERATURA può provocare un aumento o una diminuzione della solubilità a seconda che si sciolga con

assorbimento o cessione di calore. La solubilità dei gas in acqua aumenta con il diminuire della temperatura.

L’influenza della PRESSIONE varia per soluti solidi o liquidi e gassosi. Non ha praticamente effetto sulla solubilità di soluti solidi o

liquidi in un liquido mentre ha effetti importanti per la solubilità dei soluti gassosi: la solubilità di un gas in un liquido, a una

temperatura determinata, aumenta con l’aumentare della pressione parziale del gas sulla soluzione (legge di Henry).

Le sostanze che in soluzione acquosa si trovano parzialmente o totalmente sotto forma di ioni (solvatati, idratati), quindi di

particelle elettricamente cariche circondate da molecole d’acqua, sono dette elettroliti e le soluzioni sono dette soluzioni

elettrolitiche (poiché conducono la corrente elettrica!).

Se l’elettrolita che passa in soluzione era già costituito da ioni (ovvero è una sostanza salina) si dice che l’elettrolita si dissocia per

un processo di dissociazione. Se l’elettrolita prima era costituito da molecole, si ionizza per un processo di ionizzazione. Ogni

elettrolita quantitativamente dissociato si dice forte (Sali, idrossidi...) come ogni elettrolita molecolare quantitativamente ionizzato

(acidi e basi forti). Invece un elettrolita solo parzialmente ionizzato in acqua è detto debole (acidi e basi deboli).

5. Modi per esprimere la concentrazione di una soluzione

La concentrazione è una PROPRIETÀ INTENSIVA, non dipende cioè dalla quantità di soluzione considerata, è la stessa per 1 o 5

L, e si trova espressa con unità fisiche o chimiche.

Unità fisiche: 

Concentrazione in massa percentuale o % in massa (peso!) g di soluto in 100 g di soluzione

 cm 3 3

Concentrazione in volume percentuale o % in volume di soluto in 100 cm di soluzione. Va specificata!

  3

Concentrazione percentuale mista o % misto g di soluto in 100 cm di soluzione. Va specificata!

Unità chimiche: 

MOLARITÀ (M) E FORMALITÀ (F) moli di molecole o formule di soluto B (molecolare M e ionico F) per un litro di soluzione.

 

Molarità n (moli soluto) / volume della soluzione in L. In genere un sale si definisce solubile se può dar luogo a una

soluzione più concentrata di 0,01 M.

NORMALITÀ (N) grammoequivalenti (moli di equivalenti) di soluto per un litro di soluzione. N = n eq / volume della

 soluzione. 

MOLALITÀ (M) moli di formule di soluto per kg di solvente puro. Il valore non varia al variare della temperatura.

 m = moli soluto / massa di solvente puro in kg.

FRAZIONE MOLARE (X) rapporto tra il numero di moli di molecole (o di formule) del componente e il numero totale di moli

 di molecole (o di formule) delle sostanze che costituiscono la soluzione rispetto al solvente puro. La somma delle frazioni

molari del soluto o dei soluti del solvente è uguale a 1.

x (frazione molare del solvente) n (mol solvente) / (n + n ) ( mol di solvente + soluto)

A A A B

x (frazione molare del soluto) n (mol soluto) / (n + n ) ( mol di solvente + soluto)

B B A B

6. Altre conoscenze sulle soluzioni

SOLUZIONE IDEALE immaginaria, in cui le forze di attrazione tra le diverse particelle sono indistinguibili e mescolandole non si

osserva assorbimento o cessione di calore; rispetta la legge di Rauolt. Una soluzione reale le si avvicina se è molto diluita (una

-3

soluzione 10 M le si avvicina.

PROPRIETÀ COLLIGATIVE dipendono dalla concentrazione delle particelle di soluto e non dalla sua natura; sono

l’abbassamento della tensione (pressione), l’innalzamento del punto di ebollizione, l’abbassamento del punto di congelamento di

una soluzione e la pressione osmotica.

LEGGE DI RAOULT abbassamento relativo della tensione di vapore di una soluzione di un soluto è uguale al prodotto della

frazione molare del soluto per la tensione di vapore del solvente (Pa). Quindi si avrà un abbassamento della tensione di vapore, un

innalzamento del punto di ebollizione e un abbassamento del punto di congelamento di una soluzione rispetto al solvente puro.

ΔP / Pa = xb

Il fatto che la tensione di vapore di una soluzione è sempre più bassa di quella del solvente puro fa sì che la temperatura alla quale

raggiunge la pressione esterna sia più alta. 

ABBASSAMENTO DEL PUNTO DI FUSIONE proprietà colligativa, Δt = K (costante crioscopica) C (concentrazione molale)

OSMOSI fenomeno che si verifica quando due soluzioni di diversa concentrazione sono separate da una membrana particolare

in quanto permeabile al solvente e non al soluto e perciò detta membrana semipermeabile. Consiste nella migrazione del solvente

dalla soluzione più diluita a quella più concentrata nel verso che tende a rendere uguali le concentrazioni. Si verifica anche se una

delle due soluzioni viene sostituita da un solvente puro.

PRESSIONE OSMOTICA π, proprietà colligativa. Pressione esercitata dalle particelle del soluto sulla membrana

semipermeabile. È data dalla pressione che dev’essere esercitata sulla soluzione più concentrata per impedire gli effetti

dell’osmosi.

OSMOLE mole di particelle osmoticamente attive. Si calcola dividendo la massa di una mole di formule della sostanza per il

numero di particelle che una formula forma in una soluzione.

SOLUZIONE ISOTONICA contiene lo stesso numero di particelle e quindi ha la stessa pressione osmotica di una soluzione di

riferimento. 

SOLUZIONE IPERTONICA contiene un numero di particelle maggiore e quindi maggiore pressione osmotica di una soluzione

di riferimento 

SOLUZIONE IPOTONICA contiene un numero di particelle inferiore e quindi minore pressione osmotica di una soluzione di

riferimento 

SOLUZIONE FISIOLOGICA soluzione isotonica con il sangue che può essere iniettata per via endovena all’uomo senza

danneggiare i globuli rossi la cui membrana si comporta come una semipermeabile.

DIALISI fenomeno simile all’osmosi da cui differisce per le caratteristiche della membrana, che separa le soluzioni fra cui il

fenomeno si manifesta.

Occorre usare membrane che lascino passare oltre al solvente anche i soluti veri e siano impervi solo a sostanze di dimensioni

colloidali membrane dializzanti. Vengono usate per separare i colloidi dagli altri soluti e la pressione esercitata sulla membrana

è detta pressione colloidoosmotica.

Nomenclatura e proprietà dei composti

1. Introduzione

Gli elementi si rappresentano con un simbolo chimico mentre i composti con una combinazione di simboli e indici detta formula

chimica.

I composti ionici non hanno molecola e perciò sono rappresentati da una formula minima o empirica che riporta i simboli degli

elementi del composto e il rapporto tra gli atomi espresso da numeri interi che compaiono come pedici. Si scrive a sinistra lo ione

positivo ed a destra quello negativo, si trasforma il valore assoluto della carica di uno ione in pedice dell’altro e viceversa e se

necessario si semplifica.

I composti molecolari o covalenti hanno una molecola e la loro formula, detta formula molecolare (o bruta/grezza), riporta il simbolo

e il numero degli atomi di ciascun elemento. Esprime perciò la composizione qualitativa e quantitativa di un individuo chimico.

2. Gli ossidi

Composti binari di un elemento con l’ossigeno, hanno formula generale Me O e si distinguono in:

x y

OSSIDI BASICI un metallo e ossigeno; sono composti ionici e si chiamano basici perché per trattamento con h2o formano

idrossidi. (oh-) 

OSSIDI ACIDI un non metallo e ossigeno. Composti covalenti, e per trattamento con h2o formano ossiacidi (h+, (h3o+)).

Il nome degli ossidi basici si ottiene facendo seguire al sostantivo ossido il nome del metallo; quando un metallo forma più cationi

con carica diversa, si forma il nome dell’ossido a minor contenuto di ossigeno con il suffisso –oso, a maggior contenuto -ico. La

nomenclatura scientifica fa seguire al nome del metallo un numero romano che indica la carica di questo ione: ossido ferroso

oppure ossido di ferro (II).

Il nome degli ossidi basici si ottiene in due modi:

1. Seguendo la nomenclatura internazionale un prefisso con il numero di atomi di ossigeno (di, tri, tetra…) + ossido di + prefisso

indicante il numero di atomi del non metallo e il nome del non metallo: pentossido di difosforo.

2. Seguendo la nomenclatura comune si fa seguire al sostantivo anidride un aggettivo derivante dalla radice del nome del non

metallo e dal suffisso –ica. Quando il non metallo forma due anidridi con diverso contenuto di ossigeno, il nome si ottiene facendo

seguire al sostantivo un aggettivo con il suffisso –osa o –ica per l’anidride meno e più ricca di ossigeno.

3. I perossidi

Composti con un legame covalente fra due atomi di ossigeno.

Il nome si ottiene come quello degli ossidi metallici, sostituendo perossidi a ossidi. (perossido di bario, di idrogeno =acqua

ossigenata).

4. Gli idrossidi: composti ionici

Composti basici formati da un metallo, ossigeno ed idrogeno, di formula generale Me (OH) .

n m

Possono essere ottenuti trattando un ossido basico con H2O: CaO + H2O = Ca (OH) 2.

Il nome si ottiene come quello degli ossidi basici, sostituendo il nome idrossido al sostantivo ossido, e quando un metallo forma

cationi con carica diversa si aggiungono i suffissi: idrossido di calcio, idrossido ferroso… La nomenclatura scientifica fa invece

seguire al nome del metallo un numero romano fra parentesi che ne indica la carica.

5. Gli ossoacidi: composti covalenti polari

Acidi formati da un non metallo, da idrogeno e da ossigeno ottenibili per trattamento di un ossido acido (anidride) con H2O, di

formula generale H X O . Acido più nome del non metallo con –oso o –ico: acido solforoso.

n o p

6. I sali: composti ionici

Formati per sostituzione di uno o più atomi di idrogeno di un acido con atomi metallici. Si possono ottenere i vari modi, uno è per

reazione di un acido con una base.

Il nome si ottiene modificando in –ito e in –ato i suffissi: solfito di sodio, nitrato di sodio. Esistono anche sali acidi in cui non tutti gli

atomi di idrogeno sono stati sostituiti dagli atomi di metallo; si ottiene il nome facendo precedere al nome del sale l’indicazione del

numero di idrogeno: monoidrogeno, didrogeno fosfato di sodio.

7. Gli idruri

Composti binari con idrogeno e un altro elemento, sia metallico che non metallico.

Possono essere ionici o covalenti: quelli ionici prendono il nome facendo seguire al sostantivo idruro il nome del catione (idruro di

litio). Procedendo dal litio al fluoro si passa da un elemento molto elettropositivo ad uno molto elettronegativo e le caratteristiche

variano. Gli idruri dei metalli alcalini sono ionici e sono indicati come idruri salini, e lo sono anche gli alcalino-terrosi. Gli idruri di

elementi molto più elettronegativi dell’idrogeno hanno carattere acido.

8. Gli idracidi o non ossoacidi

Composti molecolari che in acqua manifestano carattere acido, formati da un atomo di idrogeno legato con legame covalente

polarizzato ad un atomo di alogeno o di qualche altro non metallo. Non contengono ossigeno. Acido + non metallo con suffisso –

idrico.  

OSSIDI Composti binari: O + metallo Composti ionici, N ossido + nome del metallo; se più cationi,

2 

OSSIDI BASICI + H2O IDROSSIDI suffisso –oso per il minor contenuto di ossigeno

O + un elemento o –ico, oppure numero romano per la carica.

2 Es: Ossido ferroso o ossido di ferro (II)

 

O + non metallo Composti acidi, N o numero di atomi di ossigeno + ossido +

2 

OSSIDI ACIDI + H2O OSSOACIDI il numero di atomi del non metallo. Oppure

anidride + metallo con suffisso –ica, o –osa se

più ossigeno. Es: pentossido di difosforo;

anidride carbonica.

PEROSSIDI Legame covalente; N si sostituisce perossido ad ossido;

Es: perossido di didrogeno

2 atomi di ossigeno  

IDROSSIDI Composti basici e ionici. Formula generale Me (OH) N si sostituisce idrossido ad ossido.

n m

Possono essere ottenuti da ossido basico + H O Es: Idrossido ferroso o idrossido di ferro (II)

2

Metallo + ossigeno +

idrogeno.  

OSSOACIDI Composti covalenti Formula generale H X O N acido + nome del metallo + -oso –ico

n o p

polari. Ottenibili da un ossido acido + H2O Es: Acido solforico

Non metallo + ossigeno

+ idrogeno. 

SALI Composti ionici. Sostituzione di uno o più atomi di idrogeno di un N si sostituiscono i suffissi –oso e –ico con –

acido con atomi metallici. ito e –ato [Il moroso è partito e l’amico è

Acido + atomi metallici Si possono ottenere anche per reazione di un tornato]

sostituiti ad H acido con una base. Es: Solfito di sodio

Per i Sali acidi in cui non tutti gli atomi di

idrogeno sono stati sostituiti si indica il numero

di H presente;

Es: Didrogeno fosfato di sodio

 

IDRURI Composti binari. Ionici LiH, CaH2… N idruro + nome del catione

Oppure covalenti. Es: idruro di litio

H + un elemento Idruri dei metalli alcalini idruri salini.

(sia metallico che non Idruri di elementi molto più elettronegativi

metallico) dell’idrogeno hanno carattere acido. 

IDRACIDI Composti molecolari. In acqua manifestano carattere acido. N suffisso –idrico

O NON Idrogeno legato con legame covalente polarizzato Es: acido cloridrico

OSSOACIDI H + non metallo a un non metallo, non contengono ossigeno.

Cenni di chimica inorganica

9. L’idrogeno

È un gas inodore incolore e insapore. Non esiste libero sulla terra e non è presente nell’aria.

Il sole è pieno di idrogeno. Ha tre isotopi: prozio, deuterio e trizio. L’ultimo non è presente in natura ed è radioattivo, il secondo si

può ottenere facendo passare vapore su carbone o ferro rovente C+H2O =H2 + CO.

Forma composti con numero di ossidazione +1 nei composti con elementi non metallici più elettronegativi. Il legame è covalente

polarizzato così che i composti quando sono in opportuni solventi cedono ad esso un protone H+.

I composti in cui il N.O. è -1 sono ionici, con elementi meno elettronegativi come i metalli in genere del I II III gruppo.

10. Gruppo IA dei metalli alcalini

Sono detti così perché possono formare con l’acqua le basi più forti in acqua oggi conosciute (alcali), ma anche perché si trovano

nelle ceneri delle piante.

Litio sodio e potassio sono solidi molto reattivi (perdono un elettrone e si ossidano formando ioni positivi) non esistono liberi in

natura e si devono conservare sotto petrolio. Si tagliano con il coltello. Il litio si trova soprattutto sotto forma di silicati, il sodio nel

sale da cucina. I Sali di sodio e potassio si sono diffusi nel mondo animale e vegetale sotto forma di composti ionici perché

tendono a formare ioni NA+ e K+.

Composti più importanti di sodio e potassio:

Idruri (NaH, KH) e alogenuri (NaCl, KCl)

 Idrossidi (NaOH, KOH)

 

Carbonati (Na CO, K CO ) e carbonati acidi (NaHCO bicarbonato o idrogeno carbonato di sodio)

 2 2 3 2

11. Gruppo IIA dei metalli alcalino-terrosi

Elementi molto reattivi che perciò non si trovano liberi in natura, dove sono presenti come sali (carbonati,solfati, fosfati).

Il calcio si trova principalmente nella calcite, nell’aragonite e nel gesso. I metalli puri si ottengono per elettrolisi dei loro sali fusi;

solo il magnesio è usato per formare leghe leggere.

Importante: CaCO3 riscaldamento, CaO (calce viva) + CO ;

2

CaO + H2O Ca(OH)2; 

Il CaCO3 è poco solubile in acqua ma lo diventa se l’acqua contiene CO2, e l’acqua lo trasforma in bicarbonato CaCO3 + CO2

+ H2O Ca(HCO3)2, solubile in acqua!

Ciò spiega stalattiti e stalagmiti. Il calcio entra anche nelle ossa e nei denti sotto forma di fosfato di calcio o di idrossiapatite; un

altro componente minore dello smalto è la fluoro apatite.

12. Gruppo IIIA dei metalli terrosi

Dei metalli terrosi solo l’alluminio ha proprietà metalliche. Il boro è un semimetallo.

Non si trovano liberi in natura ma in combinazione a formare composti. Il numero di ossidazione più comune è +3.

L’alluminio si ottiene dalla bauxite per elettrolisi. L’idrossido di alluminio ha proprietà anfotere in acqua può comportarsi da acido

o da base. Il boro si comporta da acido debole (acido borico H3BO3).

13. Gruppo IIVA del carbonio, silicio e piombo

CARBONIO elemento presente in natura sia libero che in composti.

Libero può trovarsi come diamante (durissimo, trasparente, isolante elettrico; atomi ibridati sp3 legati covalentemente formando

tetraedri) o nella grafite (tenera, nera, conduce la corrente; legati con legame sigma, formano esagoni regolari. Gli elettroni

dell’orbitale p non ibridato di ciascun atomo di carbonio formano una nube di tipo pi greco che interagisce con attrazioni di van der

Waals. Gli esagoni si sovrappongono in modo che il vertice di uno sia al centro dell’altro, si ottengono piani reticolari che slittano

l’uno sull’altro). 12 13 14

Il carbonio ha due nuclidi isotopi stabili, il C e il C, e un nuclide instabile, il C radioattivo beta emittente con tempo di

dimezzamento di 5685 anni.

Il carbonio ha due ossidi: l’ossido di carbonio CO e il diossido di carbonio CO2 (anidride carbonica).

L’OSSIDO DI CARBONIO un gas tossico perché forma carbossiemoglobina.

L’ANIDRIDE CARBONICA non è tossica ma inadatta alla respirazione: è un gas più pesante dell’aria, presente solo in tracce

nell’atmosfera, aumenta continuamente perché l’uomo incendia le foreste producendo CO2 e diminuendo la possibilità di ridurla

con la fotosintesi. Inoltre, per l’”effetto serra” le radiazioni ultraviolette a bassa lunghezza d’onda scaldano la terra e irradiano

nuovamente verso la terra. Si aumenta il flusso di energia verso la terra e la temperatura.

L’anidride carbonica per reazione con l’acqua forma l’acido carbonico, instabile in presenza di umidità, e i suoi Sali sono importanti,

carbonati e bicarbonati. Acido cianidrico velenoso

SILICIO è con l’ossigeno l’elemento più abbondante della terra. Non si trova libero ma sotto forma di diossido, SiO , che è in

2

natura principalmente come quarzo.

Altri composti sono i silicati, componenti delle rocce non carbonate. A differenza del carbonio non forma legami doppi né tra due

atomi di Si né con l’ossigeno. Piuttosto l’ossigeno si lega a ponte tra due atomi di silicio. Nei silicati un atomo di silicio è legato a 4

atomi di ossigeno posti ai vertici di un tetraedro: si forma l’unità tetraedrica che può unirsi ad altre unità formando catene

tridimensionali di silicati.

PIOMBO metallo che si trova libero in giacimenti come il solfuro. I suoi sali sono tutti velenosi.

14. Gruppo VA dell’azoto, fosforo e arsenico

L’AZOTO (N) un non metallo presente in natura come gas inodore insapore incolore e in vari composti.

Ha molecola diatomica N2 con atomi ibridati sp e legame triplo forte. È poco reattivo per l’energia del triplo legame tra i due atomi.

È presente con l’ossigeno nell’aria in proporzioni del 78% in volume. Forma composti assumendo numero di ossidazione da -3 a

+5.

Con l’idrogeno forma l’ammoniaca NH3, base debole in acqua. Il composto più abbondante dell’azoto è il nitrato di sodio NaNO3.

L’azoto forma due acidi: l’acido nitroso, HNO2, e l’acido nitrico HNO3. Ossido e diossido di azoto derivano dalla combustione del

motore a scoppio.

FOSFORO (P) un non metallo, non si trova libero ma solo sotto forma di fosfati. Tra essi il fosfato di calcio, componente più

importante delle ossa. Nei denti si ritrova una forma idratata di fosfato detta idrossiapatite (70%della dentina).

Ha un ruolo molto importante per i suoi derivati organici quali DNA e RNA!

Ha tre forme allotropiche, bianca rossa e nera. Fosforo bianco si incendia velocemente ed è velenoso. Ha due anidridi: P2O3,

anidride fosforosa, e P2O5. L’acido fosforico è usato per gli antiparassitari.

ARSENICO (AS) semimetallo o metalloide che si trova libero ma più spesso come solfuro. Si trova negli insetticidi.

15. Gruppo VIA dell’ossigeno e zolfo

L’OSSIGENO ha molecola diatomica O2 e si trova in natura sia libero che combinato. Rappresenta il 21% in volume

dell’atmosfera. È presente nell’acqua e in moltissimi composti organici e in quasi tutte le molecole biologiche.

ZOLFO analogamente, elemento solido a molecola octatomica (S8) è presente libero, in giacimenti e in composti. Come gli altri

elementi di questo gruppo lo zolfo ha 6 elettroni di valenza e può formare due legami. Gli elementi però che come lo zolfo

appartengono a periodi superiori al secondo possono espandere il loro ottetto (avere attorno a sé più di otto elettroni di valenza e

formare fino a sei legami covalenti).

Lo zolfo ha vari numeri di ossidazione -2, +4, +6.

Ossigeno e zolfo oltre ai legami covalenti possono formare legami ionici. L’ossigeno presenta il fenomeno dell’allotropia perché

può esistere oltre che come diossigeno (O2) anche sotto forma di ozono (O3) e di tetra ossigeno (O4).

La forma allotropica più studiata è l’OZONO O , molecola triatomica con proprietà ossidanti superiori a quelle dell’ossigeno. Il

3

tetra ossigeno è di recente scoperta. La concentrazione maggiore di ozono si trova in uno strato dell’atmosfera tra 15 e 60 km dalla

superficie terrestre, dove svolge funzione protettiva assorbendo molte radiazioni ultraviolette. L’uso sconsiderato di fluorocarburi e

l’emissione di ossidi di azoto lo mettono a serio rischio perché sono sostanze capaci di reagire con esso distruggendolo.

16. Gruppo VIIA degli alogeni

Non si trovano liberi ma sotto forma di sali con metalli, come anioni aventi in acqua carattere neutro. Elementi fortemente

elettronegativi! Con l’argento formano Sali poco solubili, l’astato è artificiale e radioattivo, fluoro cloro bromo e iodio reagiscono con

l’idrogeno formando acidi idrici.

17. Gruppo VIIIA dei gas nobili (gruppo 0)

A parte l’elio che possiede due elettroni nel guscio esterno di valenza, gli altri contengono 8 elettroni che formano un guscio chiuso

come se il livello energetico fosse completo. Ciò è vero solo per il neon, negli altri casi il guscio è incompleto. Molto poco reattivi, si

conoscono pochi composti ma non possono essere detti più inerti come una volta.

18. Gruppo IB – VIIIB o degli elementi di transizione

In essi non si completa di elettroni il guscio esterno ma passando da uno all’altro si introduce un elettrone nel guscio interno. Si

distinguono gli elementi del VIII B, dal ferro al nichel.

FERRO importanza industriale per le sue proprietà tecnologiche con l’aggiunta di piccole quantità di altri elementi.

RAME metallo nobile, presente in natura, resistente all’ossidazione e insolubile in acidi non contenenti ossigeno. Ha numeri di

ossidazione +1 e +2. E’ un ottimo conduttore di elettricità; si usa per formare bronzo con lo stagno, l’ottone con lo zinco.

ZINCO metallo solubile negli acidi con sviluppo di idrogeno. All’aria si copre di uno strado di ossido che aderisce al metallo e lo

protegge. Si usa per ricoprire il ferro con un processo detto zincatura perché ossidandosi al suo posto lo protegge. Numero di

ossidazione +2.

19. Regole empiriche di carattere generale

Lo ione positivo di un atomo ha raggio ionico tanto più piccolo dell’atomo quanto maggiore è la sua carica positiva.

o Lo ione negativo di un atomo ha raggio tanto maggiore dell’atomo quanto maggiore è la sua carica negativa

o Gli ioni positivi dei metalli alcalini non fanno variare la neutralità dell’acqua perché si comportano da ioni neutri.

o Gli ioni negativi degli alogeni non fanno variare la neutralità dell’acqua perché si comportano da ioni neutri.

o Gli ioni negativi derivanti dagli acidi forti sono a carattere neutro.

o L’oro e altri metalli nobili non si sciolgono negli acidi ma solo nell’acqua regia (HNO3 + 3HCl).

o

Le soluzioni e il solvente acqua

Le reazioni chimiche (o trasformazioni chimiche) sono trasformazioni della materia nel corso delle quali le specie chimiche

cambiano la loro composizione. Ciò implica la rottura di uno o più legami nei reagenti con formazione di nuovi legami per dare

prodotti.

La trasformazione si indica con una freccia che unendo i reagenti ai prodotti dà luogo all’equazione chimica. Quest’equazione deve

essere però trasformata in una bilanciata, completata con numeri che precedono i simboli dei reagenti e dei prodotti (coefficienti

stechiometrici) per rendere uguali il numero degli atomi di una specie nei reagenti e nei prodotti. La somma delle masse dei

reagenti deve essere uguale alla somma delle masse dei prodotti.

1. Reazioni di ossidoriduzione e bilanciamento

Ci sono reazioni in cui alcuni elementi nel passare dai reagenti ai prodotti cambiano numero di ossidazione. Nello scrivere

equazioni di queste reazioni, dette OSSIDORIDUZIONI O REAZIONI REDOX, non bisogna bilanciare solo le masse ma anche le

cariche dei reagenti e dei prodotti.

NUMERO DI OSSIDAZIONE di un atomo in un composto è la carica virtuale (o fittizia, espressa in valore algebrico con il segno

davanti) che l’atomo assumerebbe se le coppie di elettroni dei legami cui partecipa fossero interamente attribuite all’atomo più

elettronegativo.

Il N.O. degli elementi allo stato puro è zero

o Il N.O. di uno ione monoatomico è uguale alla sua carica in valore algebrico.

o In uno ione poliatomico la somma del numero di ossidazione degli atomi presenti è uguale alla carica.

o I N.O. degli atomi di una molecola o di una formula danno come somma zero.

o Il N.O. dell’H è sempre +1, a parte nei composti con i metalli dove è -1.

o Il N.O. dei metalli alcalini è +1.

o Il N.O. dei metalli alcalino-terrosi e di zinco e cadmio nei composti è +2

o Il N.O. dell’atomo di ossigeno -2, tranne che nei perossidi dove è -1 e nei composti con il fluoro in cui è +2.

o Il fluoro ha sempre N.O. -1. Cloro bromo e iodio (VIIA) hanno N.O. -1 tranne che nei composti con fluoro o ossigeno dove

o hanno numeri d’ossidazione positivi

OSSIDORIDUZIONI si ha una variazione del numero di ossidazione di uno o più elementi.

Esiste sempre una specie che lo aumenta e si ossida (per perdita di elettroni) e una che lo diminuisce e si riduce (per acquisto di

elettroni). Chi si ossida è detto riducente perché cedendo elettroni permette ad una seconda specie di ridursi, chi si riduce è detto

invece ossidante.

2. Rapporti ponderali: stechiometria

Le equazioni chimiche hanno un aspetto concreto perché permettono di identificare la molecola con la mole di molecole. Si può

procedere a valutare i rapporti di massa nelle reazioni chimiche. Ad esempio, in NaOH + HCl = NaCl + H2O si ha che una mole di

NaOH reagisce con una mole di HCl per dare una mole di NaCl e due moli d’acqua, ciò significa che 40 g di NaOH reagiscono con

35,5 grammi di HCl per dare 58,5 g di NaCl e 18 g di acqua.  -1

Se si chiede quanto NaCl si può ottenere da 80 gr si NaOH (avendo l’HCl necessario) 80g (NaOH)/ 40 g mol = 2 mol.

NaOH/ NaCl = 1 2 mol di NaOH permettono di ottenere 2 mol di NaCl. Per calcolare la massa di NaCl corrispondente a due moli

si fa 58,5 g x 2 = 117 g.

Quando invece si hanno a disposizione quantità fisse di reagenti per sapere quanti prodotti si possono ottenere bisogna

determinare il reagente limitante, ovvero presente in difetto. Se si hanno a disposizione 25 g di NaOH e 12,4 g di HCl, per sapere

-1

quanto NaCl si può ottenere si calcola la quantità chimica di NaOH (25 g/ 40 g mol 0,625 mol) e di HCl (12,4 g/ 36,5 = 0,340

mol). Dunque il reagente limitante è HCl e la quantità che si può ottenere è 0,340 mol.

-1

n= massa totale (g) / MM (g mol

massa totale = MM x n

MM = massa totale / n

3. Rapporti di equilibrio

Le reazioni che alla fine vanno a compimento (REAZIONI NETTE) solo un caso di reazioni di equilibrio dove l’equilibrio risulta

talmente spostato da rendere indeterminabili le concentrazioni dei reagenti.

Molte reazioni si fermano invece in uno stato intermedio in cui accanto ai prodotti sono presenti e determinabili ancora anche i

reagenti. I chimici hanno imparato a spostare l’equilibrio verso i prodotti o verso i reagenti a seconda dell’interesse.

 

REAZIONE DI EQUILIBRIO sintesi dell’ammoniaca da idrogeno e azoto N2 + 3H2 = 2NH3.

Questa reazione avviene tra gas ma si ferma quando i prodotti prevalgono ancora sui reagenti; si fermano in uno stato intermedio

in cui i reagenti sono ancora determinabili. L’equilibrio è un equilibrio dinamico dove restano costanti le concentrazioni di reagenti e

prodotti ma al numero di molecole di idrogeno e azoto che reagiscono corrisponde un egual numero di molecole di ammoniaca che

riformano azoto e idrogeno.

Dunque ad equilibrio raggiunto le reazioni diretta e inversa avvengono con la stessa velocità. L’equilibrio è quindi dinamico.

Per capire quanto un equilibrio sia spostato verso i reagenti o i prodotti i chimici fanno riferimento alla costante di equilibrio K che

c

è data dal rapporto fra il prodotto delle concentrazioni dei prodotti e quelle dei reagenti elevate al loro coefficiente stechiometrico.

2 3

K = [NH ] / [N ][H ]

3 2 2

Se la reazione è fra gas al posto delle concentrazioni molari si possono usare le pressioni parziali dei gas componenti.

2NH3 3H2

Kp = p / p p

N2

Il valore maggiore o minore di K indica in quale posizione si è fermato l’equilibrio.

Per prevedere il comportamento di una qualsiasi reazione di equilibrio al variare di uno dei fattori che lo determinano si può

applicare il principio di LE CHATELIER BOWN, detto anche dell’equilibrio mobile o dell’azione e reazione o della fuga dinanzi allo

sforzo.

Tale principio stabilisce che dato un sistema all’equilibrio se dall’esterno si effettua un’azione che fa variare uno dei fattori che ne

determinano la posizione, il sistema reagisce spostandosi in una nuova posizione nella direzione che tende a ridurre al minimo

l’effetto della perturbazione e a ripristinare se possibile le condizioni di partenza. Dunque la costante di equilibrio che non sia

atermica (che non avvenga senza variazione di calore) varia al variare della temperatura.

Proprietà della K di equilibrio:

Dipende dalla reazione;

o È sempre costante e varia solo con la T. E’ costante per T costante.

o Il valore di K in funzione delle concentrazioni molari è diverso da quello di K

o p.

Se una reazione di equilibrio avviene con sviluppo di calore, un aumento della temperatura fa diminuire il valore di K e

o viceversa. Un caso di reazione in cui la temperatura fa variare la K è nell’equilibrio di auto ionizzazione dell’acqua:

o - +

H O + H O = OH + H O

2 2 3

È un processo endotermico, che si svolge verso destra con assorbimento di calore. Si immagini un recipiente contenente

acqua in equilibrio a 25°C; se lo si raffredda fino a 10°, il sistema fa retrocedere l’equilibrio a sinistra per emettere calore e

contrastare l’abbassamento della temperatura. Quindi a 10° si osserva l’abbassamento del valore di K mentre se dall’esterno

si scalda il recipiente l’equilibrio si sposta verso destra (senso endotermico) in modo da assorbire calore e contrastare

l’aumento della temperatura, e il valore di K sale.

 -14 2 2

Equilibrio di auto ionizzazione dell’acqua K = 1 x 10 mol L a 25°

K non viene influenzata dalla concentrazione di reagenti e prodotti

o A T =K la costante resta costante ma la composizione dell’equilibrio può variare, ad esempio aggiungendo uno dei prodotti

o l’equilibrio si sposta verso i reagenti e viceversa sottraendo uno dei prodotti la reazione si sposta verso destra e si ottengono

più prodotti. 

Nel caso di EQUILIBRI IN FASE GASSOSA anche le variazioni di pressione fanno variare la composizione dell’equilibrio.

Ad esempio nel caso dell’ammoniaca N2 + 3H2 2NH3, se si provoca dall’esterno un aumento di pressione riducendo il volume il

sistema reagisce evolvendo verso destra diminuendo il numero di molecole e la pressione (per questo la sintesi dell’ammoniaca

avviene ad alte pressioni). 2 3

Espressione della costante di equilibrio in funzione delle pressioni parziali : Kp = p (NH3) / p (N2) p (H2).

2 2 3 3 2 3

Se la frazione aumenta di n volte si ha: Kp = n p (NH ) / np (N ) n p (H ), che semplificando diviene p (NH ) / np (N ) np (H ).

3 2 2 3 2 2

Quindi poiché il denominatore aumenta, deve aumentare di n2 volte anche il numeratore!

Teorie acido-base

1. Teoria di Arrhenius (1878)

Nel linguaggio comune, gli acidi sono sostanze che fanno colorare di rosso il tornasole, le basi sono viscide e lisce (come la soda

solvay) e fanno colorare di bleu il metilarancio.

ACIDO SECONDO ARRHENIUS sostanza che contiene nella molecola uno o più atomi di idrogeno e che in soluzione acquosa

si libera formando ioni H+.  

Formula generale: (H) A. Per n = 1 acido monoprotico; n > 1 acido poliprotico (biprotico, triprotico…).

n  2

BASE SECONDO ARRHENIUS sostanza che nella molecola ha uno o più ioni ossidrilici (HO-) e che in soluzione acquosa si

libera formando ioni OH-.  

Formula generale: Me(OH) Per n = 1 base monoacida; n > 1 base poliacida (biacida, triacida…).

n. 

ACIDI E BASI FORTI SECONDO ARRHENIUS in soluzione acquosa dissociano tutti gli H+ e gli OH- che contengono.

ACIDI E BASI DEBOLI SECONDO ARRHENIUS in soluzione acquosa non sono completamente dissociati ma danno luogo a

equilibri di dissociazione, caratterizzati da una costante di dissociazione. Es: CH3 COOH.

2. Difetti della teoria di Arrhenius

L’H+ non esiste mai libero, quindi è errato parlare di ioni H+

 Considera solo le soluzioni acquose

 Tra le basi non sono incluse l’ammoniaca NH3 e altre che non contengono OH- ma che colorano di bleu il tornasole

 La teoria non dà importanza al solvente nell’azione acida o basica della sostanza

 I Sali dovrebbero essere neutri in acqua, cosa non sempre vera.

3. Teoria di Bronsted e Lowry

Non si può parlare di acidi e basi in senso assoluto ma di sostanze che si comportano da acidi e da basi nei confronti di altre

 (in generale il solvente) 

UNA SOSTANZA SI COMPORTA DA ACIDO quando cede un protone a una seconda sostanza che lo accetta e si

 comporta da base. Quindi deve necessariamente contenere almeno un protone cedibile!

UNA SOSTANZA SI COMPORTA DA BASE quando acquista un protone da una seconda sostanza che se lo lascia

 strappare; quindi non deve necessariamente contenere un gruppo ossidrilico!

Un acido o una base di Bronsted può essere anche uno ione.

 Quando una sostanza si comporta da acido, cedendo un protone si trasforma nella sua base coniugata e viceversa.

 La definizione è valida anche in soluzioni non acquose (alcool, NH3… in qualsiasi solvente polare protico). In acqua una

 sostanza si comporta da acido forte quando cede quantitativamente protoni all’acqua, una base quando strappa protoni

all’acqua. 

ACIDO DEBOLE non cede quantitativamente protoni all’acqua ma da luogo ad un equilibrio spostato verso sinistra. Solo

 una piccola parte dell’acido cede protoni, il resto rimane in forma molecolare. Nella reazione reagenti e prodotti sono separati

da un segno di equilibrio (acido acetico, base coniugata = ione acetato). Un acido è tanto più forte quanto maggiore è la sua

tendenza a cedere un protone. Una base è tanto più forte quanto la sua tendenza ad acquistarla.

Tanto più forte è un acido tanto più debole è la sua base coniugata.

BASE DEBOLE In acqua una sostanza si comporta da base debole quando non strappa protoni all’acqua ma da luogo ad

 un equilibrio spostato verso sinistra, solo una piccolissima parte della base è protonata.

H2O solvente di molti equilibri acido-base. Prove di conducibilità dimostrano che nell’acqua pura per almeno 8 ridistillazioni

 

esiste l’equilibrio di auto ionizzazione dell’acqua: H2O + H2O OH- + H3O+

In esso una molecola d’acqua si comporta da acido ed una da base. Viene rappresentato in modo non corretto detto equilibrio

di dissociazione dell’acqua : H2O H+ + OH-

Come tutti gli equilibri ammette una costante di equilibrio K (costante di dissociazione)

L’acqua si comporta da base (debole) in presenza di acidi o da acido (debole) in presenza di basi: perciò è definita elettrolita

anfotero (che si comporta sia da acido che da base). Anche altri composti lo sono, come gli amminoacidi.

4. Prodotto ionico dell’acqua

Prodotto fra le concentrazioni molari di H+ e OH- in acqua e in una qualsiasi soluzione acquosa ad una determinata temperatura.

14 2 2

A 25° C Kw vale 10- moli /L , ed il valore è costante qualunque sia la composizione della soluzione acquosa.

Poiché per ogni molecola d’acqua si forma uno ione H+ ed uno OH- si può calcolare che in acqua pura:

2 14 2 2 2 14 1/2 7 2 -1 7 2 -1 7

[H+] = 10- mol L quindi [H+] = (10- ) = 10- mol L quindi anche OH = 10- mol L e dunque [H+] = [OH] = 10-

7

Poiché si definisce l’acqua un solvente neutro, e contiene una concentrazione di [H+] = 10- M, ne consegue che:

7

Una soluzione è neutra se [H+] = 10-

 7

È acida se [H+] > 10-

 7

È basica se [H+] < 10-

Il biochimico danese Sorensen ha introdotto una semplificazione esprimendo la concentrazione in pH, che misura l’acidità di una

soluzione ed è espresso dal logaritmo decimale dell’inverso della concentrazione molare degli ioni H+:

pH = -log [H+]

Perciò a 25° il pH dell’acqua e di tutte le soluzioni neutre è uguale a 7; in soluzioni acide pH<7 e in soluzioni basiche pH>7.

Analogamente il pOH = -log [OH-]. pH + pOH = 14, pH = 14 – pOH. In soluzioni basiche pOH < 7, in soluzioni acide pOH > 7.

5. Calcolo approssimativo del pH in soluzioni acquose

E’ basato su alcune approssimazioni. Il pH è un parametro sperimentale che si misura con uno strumento chiamato piccametro,

che misura il pH in modo corretto per valori tra 2 e 12 (a causa di ioni diversi da H+ che interferiscono con l’elettrodo di misura del

piccametro, come Na+.

(…)

Il prodotto della costante acida di un acido per la costante basica della sua base coniugata è uguale al prodotto ionico dell’acqua.

6. Soluzioni tampone

Soluzioni acquose con la capacità di impedire variazioni di pH conseguenti all’aggiunta di quantità moderate di un acido in una

base forte o a moderata diluizione.

Devono essere formate da un acido e dalla sua base coniugata in concentrazioni non inferiori a 0,1M.

7. Elettroliti anfoteri

Sostanze che in soluzione acquosa possono comportarsi sia da acidi che da basi. Lo sono l’idrossido di alluminio e gli

amminoacidi.

8. Indicatori acido-base

Composti organici (acidi o basi deboli) che presentano la proprietà di avere la forma ionizzata di colore diverso di quella

molecolare.

Perciò aggiunti a una soluzione acquosa fanno assumere un colore diverso a seconda del prevalere della forma ionizzata o

molecolare., dunque colorano diversamente a seconda che il pH sia superiore o inferiore al punto di viraggio (il valore di pH al

quale la concentrazione della forma dissociata dell’indicatore è uguale a quella della forma indissociata; è numericamente uguale

al logaritmo decimale e cambiato di segno della sua costante di dissociazione in acqua).

Un solo indicatore non permette di valutare il valore del pH ma solo di sapere se è inferiore superiore o uguale al punto di

miraggio. Solo opportune miscele permettono la determinazione approssimata.

9. Idrolisi

Nome dato dai seguaci di Arrhenius al fenomeno per cui la dissoluzione di un sale stechiometricamente neutro (che non contiene

atomi di idrogeno o gruppi ossidrilici dissociabili) in acqua può dare luogo ad una soluzione basica, acida o neutra.

a) i Sali derivanti dalla neutralizzazione di un acido forte con una base forte formano soluzioni neutre poiché non subiscono

idrolisi.

b) I Sali derivanti da neutralizzazione di un acido forte con una base debole formano soluzioni acide.

c) I Sali derivanti dalla neutralizzazione di un acido debole con una base forte formano soluzioni basiche


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skully

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DESCRIZIONE APPUNTO

riassunto di chimica generale ed organicaRiassunti di Chimica per i test di medicina!Ho utilizzato gli aplha test e il mio librio di chimica del liceo e ne è uscito questo riassunto!Ho passato il test di medicina,direi anche lodevolmente,sapendo SOLO ED ESCLUSIVAMENTE QUELLO CHE C'E' IN QUESTI RIASSUNTI,niente di più e niente di meno.So quanto sono importanti e impegnativi i test d'ammisione alla facoltà di medicina,per cui ho messo un prezzo molto accessibile,nonostante mi sia costato molto tempo e fatica!Sperando che vi siano d'aiuto,in bocca al lupo a tutti


DETTAGLI
Esame: Chimica
Corso di laurea: Corso di Laurea in Medicina e Chirurgia
SSD:
Docente: Ghigo Dario
Università: Torino - Unito
A.A.: 2014-2015

I contenuti di questa pagina costituiscono rielaborazioni personali del Publisher skully di informazioni apprese con la frequenza delle lezioni di Chimica e studio autonomo di eventuali libri di riferimento in preparazione dell'esame finale o della tesi. Non devono intendersi come materiale ufficiale dell'università Torino - Unito o del prof Ghigo Dario.

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