Definizioni Chimica

Chimica: elementi fondamentali

Chimica = scienza che studia la composizione, la struttura, proprietà e le trasformazioni della materia.

Materia = tutto ciò che possiede massa e occupa un volume.

Elemento = è una sostanza elementare, una porzione di materia costituita da atomi tutti uguali.

Composto = sostanza costituita da atomi diversi presenti con un rapporto numerico ben preciso, sostanza che può essere scissa in sostanze elementari.

Temperatura = espressa in Kelvin, è proporzionale all’energia cinetica media dei moti casuali delle particelle costituenti il sistema (atomi e molecole).

Molecola = un insieme stabile di almeno due atomi dello stesso elemento o di elementi diversi, uniti da un legante chimico covalente.

Stati della materia

La materia è presente sotto vari stati, a seconda della temperatura:

• Stato solido
• Stato liquido
• Stato gassoso

Stato solido: maggiore effetto disgregante dei moti casuali associati alla temperatura. Distribuzione ordinaria, incomprimibile, volume e forma propria.

Stato liquido: effetto disgregante medio dei moti casuali associati alla temperatura. Distribuzione disordinata, incomprimibilità bassa, volume ma non forma propria.

Stato gassoso: minore effetto disgregante dei moti casuali associati alla temperatura. Distribuzione disordinata, comprimibile, volume e forma non propri.

Transizioni di stato

• Stato solido → fusione → stato liquido
• Stato liquido → solidificazione → stato solido
• Stato solido → sublimazione → stato gassoso
• Stato gassoso → brinamento → stato solido
• Stato liquido → evaporazione → stato gassoso
• Stato gassoso → condensazione → stato liquido

Cristallo = ripetizione ordinata, nello spazio, di un motivo fondamentale.

Comprimibilità = caratteristica di un sistema di ridurre il proprio volume all’aumentare della pressione.

Sistema = porzione di universo sottoposta ad osservazione (porzione di materia).

Sistemi omogenei ed eterogenei

Sistema omogeneo: le sue proprietà sono le stesse in ogni suo punto, costituito da un’unica fase.

• Costituito da una singola specie atomica presente in uno specifico stato di aggregazione
• Costituito da un singolo composto chimico presente in uno specifico stato di aggregazione
• Soluzioni costituite da più specie atomiche e/o composti chimici

Sistema eterogeneo: le sue proprietà non sono le stesse in ogni suo punto, costituito da più fasi.

Sostanza = sistema omogeneo di composizione definita e costante caratterizzato da proprietà chimiche e fisiche ben precise.

Sostanza elementare = costituita da atomi tutti dello stesso tipo: O₂, N₂, Fe.

Sostanza composta = costituita da atomi di natura differente.

Sostanza chimica = costituita da atomi, molecole o ioni di carica opposta.

Forme delle sostanze elementari

Le sostanze elementari possono presentarsi in diverse forme:

• Sotto forma monoatomica: i gas nobili (He, Ne, Ar, Kr, Xe)
• Sotto forma molecolare: H₂, O₂, N₂
• Sotto forma di insieme continuo: cristallo di atomi legati da un legame metallico (Fe, Na, Au, Ca, U)

Natura atomica della materia

La stessa sostanza elementare può esistere in diverse forma allotropiche, ad esempio il carbonio che esiste sotto forma di diamante e grafite e si presenta in strutture cristalline diverse.

Ione = entità elettricamente carica a causa dell’acquisto o della cessione di elettroni, particelle subatomiche che portano una carica fondamentale negativa.

Atomo = un atomo è la più piccola porzione di materia che interviene in una trasformazione chimica.

Teoria atomica di Dalton

• Le particelle più piccole che compongono la materia sono chiamate atomi.
• Gli atomi appartenenti ad un elemento sono tutti uguali tra loro.
• Gli atomi sono le particelle unitarie che intervengono in una trasformazione chimica: in una reazione chimica si può avere solo combinazione, separazione o riarrangiamento degli atomi.
• Gli atomi non possono essere creati, distrutti o divisi in atomi di altro tipo.

Leggi fondamentali della chimica

Legge della conservazione delle masse (Lavoisier): in ogni reazione chimica la massa totale dei reagenti è uguale alla massa totale dei prodotti della reazione.

Legge delle proporzioni definite (Proust): in un dato composto, gli elementi costituenti sono sempre presenti in rapporti ponderati costanti, indipendentemente dall’origine o dal modo di preparazione del composto stesso.

Legge delle proporzioni multiple (Dalton): quando due elementi entrano a far parte di diversi composti, le quantità in peso dell’elemento che si combina con una quantità costante dell’altro stanno tra loro in rapporti semplici, definiti da numeri interi piccoli.

Legge delle proporzioni multiple in volume (Gay-Lussac): quando due gas reagiscono tra di loro, il rapporto tra i loro volumi misurati nelle stesse condizioni di temperatura e pressione è definito da numeri interi piccoli... se il prodotto della reazione è anch’esso un gas, il rapporto tra il suo volume e quello di ciascuna delle specie gassose reagenti è ancora definito da numeri interi piccoli.

Legge di Avogadro: volumi uguali di gas diversi, misurati nelle stesse condizioni di temperatura e pressione, contengono un uguale numero di particelle (molecole).

Numero di Avogadro = 6,022 x 10²³; gli atomi si contano a blocchi di numero di Avogadro.

Atomi e loro struttura

• Nucleo = carico positivamente, con una quantità di carica elementare esattamente uguale al suo numero atomico (cioè alla sua posizione nella tavola periodica)
• Nube elettronica = carica negativamente, che bilancia la carica nucleare e rende l’atomo elettricamente neutro

Particelle subatomiche

• Elettrone = particella con carica elettrica negativa (e)
• Protone = particella con carica positiva (-e)
• Neutrone = particella priva di carica

Numero atomico (Z) = indica il numero di protoni nel nucleo (numero immutabile). Si scrive in basso a sinistra del simbolo.

Numero di massa (A) = somma del numero dei protoni e di quello di neutroni. Si scrive in alto a sinistra del simbolo.

Isotopi

Isotopi = atomi aventi lo stesso numero di protoni (Z) ma diverso numero di neutroni.

Deuterio = la massa è quasi doppia rispetto a quella dell’idrogeno. Il deuterio e il trizio sono isotopi dell'idrogeno, l'elemento più abbondante nell'universo. Mentre tutti gli isotopi dell'idrogeno hanno un protone, il deuterio ha un neutrone e il trizio ha due neutroni; quindi, le loro masse ioniche sono più pesanti del protio, l'isotopo dell'idrogeno senza neutroni.

Abbondanza isotopica = indica quanto un dato isotopo è presente in natura su 100 massa atomica.

Carbonio 12: 98,9%, 6 protoni, 6 neutroni, 6 elettroni

Carbonio 13: 1,1%, 6 protoni, 7 neutroni

Volume e massa degli atomi

Volume atomico = è mille miliardi di volte più grande del volume del nucleo, ma contiene quasi tutta la massa dell’atomo.

Unità di massa atomica (uma/dalton) = 1/12 della massa dell’isotopo 12 del carbonio = 1,6605 x 10^-24 g.

Peso atomico relativo = peso di un atomo espresso in un’unità di massa atomica.

Peso atomico assoluto = peso di un atomo espresso in grammi.

Grammo atomo = è una quantità in grammi pari al peso atomico relativo. C = 12,011 uma è il peso di 1 atomo di carbonio.

Grammo molecola = quantità in grammi pari al peso molecolare.

31 grammo molecola di H₂O = 1 + 1 + 16 = 18 g

21 grammo molecola di CO₂ = 12 + 16 + 16 = 44 g

Peso molecolare = somma dei pesi atomici (PESO FORMULA). Peso molecolare dell’acqua: 18 uma = 18 g (in grammo molecola); in grammi = 18 x 1,6605*10^-24 g.

Mole (M) = quantità di sostanza che contiene un numero di particelle pari ad un numero di Avogadro NA.

Peso molare = massa in grammi di una mole.