Fondamenti di chimica

TEORIA ATOMICA (Dalton)

- Elementi formati da atomi

- Atomi di un elemento tutti uguali legge delle proporzioni multiple)

- Composto è formato da atomi diversi in rapporto ( legge di conservazione della

- Reazione chimica non crea ne distrugge materia (

massa)

STRUTTURA ATOMICA

Un atomo è l’unità base della materia, la più piccola porzione di un elemento chimico

che conserva le proprietà chimiche dell’atomo stesso.

Un atomo è costituito da particelle subatomiche:

- Elettroni, particelle cariche negativamente che ruotano intorno all’atomo e che

-28

hanno un peso atomico pari a 9,10 X 10 g

- Protoni, particelle cariche positivamente (che quindi annullano la carica negativa

-

degli elettroni) situate all’interno del nucleo e che hanno un peso di circa 1,67 X 10

24 g (molto più grandi degli elettroni)

- Neutroni particelle neutro che essendo di dimensioni maggiori rispetto ai protoni

vanno a risolvere il problema del rapporto tra le masse.

SOSTANZE PURE

sistema omogeneo che ha una composizione definita e costante separabile solo con

mezzi fisici

- Elementi porzione di materia costituita da atomi tutti dello stesso tipo (si parla



di allotropia di 1 tipo quando un elemento nelle varie forme ha atomi = ma legami

diversi; si parla di allotropia di 2 tipo quando sono = i legami ma diverse le

architetture)

- Composti porzione di materia costituita da atomi diversi tra loro (si parla di



polimorfismo quando un composto si presenta in diverse forme cristalline)

MISCELE

- Omogenee quando i diversi elementi si mescolano tra di loro



- Eterogenee quando i diversi elementi non si mescolano e sono cosi osservabili



le diverse fasi (ovvero le zone in cui due elementi vengono a contatto senza

mischiarsi)

TAVOLA PERIODICA (colonne-gruppi; righe-periodi)

- Metalli conduttori



- Non metalli non conduttori



- Semimetalli semiconduttori



Un Nuclide è l’elemento rappresentato sulla tavola periodica riportando il suo numero

atomico (Z) e il numero di massa (A)

A numero di massa ovvero la somma del numero di protoni e del



numero di neutroni

Z numero atomico ovvero il numero di protoni



Un Isotopo invece sono gli atomi di uno stesso elemento che si possono presentare

con un diverso numero di massa a causa di un diverso numero di neutroni presenti (es.

C12-C13-C14).

Si parla di abbondanza isotopica come la percentuale di trovare un determinato

isotopo di un elemento.

MOLECOLE

Sono costituite da almeno due atomi uguali o diversi legati tramite legami chimici

covalenti e da una struttura ben definita:

- Molecola diatomica solo 2 atomi



- Molecola poliatomica + di 2 atomi



IONI

Si tratta di un atomo o gruppi di atomi che hanno una carica complessiva positiva o

negativa, non si trovano quindi ad uno stato neutro come indicato dalla tavola

periodica.

- Cationi si originano in seguito alla perdita di un elettrone



- Anioni si originano in seguito all’acquisto di un elettrone



FORMULE CHIMICHE

- Formule Molecolari indicano il tipo e il numero esatto di atomi presenti in una



piccola unità di sostanza (es. H O)

2

- Formule di Struttura rappresentano come sono legati tra di loro gli atomi che



formano una molecola (es. H—O—H)

- Formula Empirica indica quali elementi sono presenti in un composto ed il loro



rapporto minimo (es. H O perché il rapporto 2:2 e quello minimo è quindi

HO

2 2

1:1)

MASSA ATOMICA

Si tratta della massa di un atomo espressa in unità di massa atomica (uma)

Per definizione 1 unità di massa atomica è pari a 1/12 della massa dell’isotopo 12 del

12

C. peso atomico (PA).

La massa atomica espressa in uma prende poi il nome di

peso molecolare (PM)

Il è invece la somma dei pesi atomici di tutti gli elementi che

costituiscono la molecola.

MOLE

Si tratta della quantità di sostanza che contiene tante unità elementari quanti sono gli

12

atomi contenuti in 12g di C. 12

Il numero effettivo di atomi contenuti in 12g di C prende il nome di numero di

23

Avogadro (N ) ed è pari a 6,0221415 X 10 .

a

Massa Molare (M)

La è quindi definita come la massa di una mole di unità di una

sostanza.

COMPOSIZIONE PERCENTUALE

Si tratta della percentuale in massa di ogni elemento in un composto

(elemento)

n∗M

¿ ∗100

(composto)

M

REAGENTE LIMITANTE E REAGENE IN ECCESSO

Il reagente limitante è quello che viene consumato interamente durante una reazione

chimica, quindi la massima quantità di prodotto ottenibile dipende da questo reagente

(quando il reagente finisce non si forma più prodotto).

Il reagente in eccesso è quello presente in quantità maggiore che quindi al termine

della reazione non viene esaurito.

RESA DI REAZIONE

- Resa teorica quantità di prodotto che si formerebbe se tutto il reagente



limitante reagisse (massima resa ottenibile)

- Resa effettiva la quantità di prodotto effettivamente ottenuta dalla reazione



- Resa percentuale rapporto tra ressa effettiva e resa teorica



resa effettiva ∗100

resa percentuale= resa teorica

ENERGIA

Si tratta della capacità di produrre lavoro, dove il lavoro viene inteso come la

variazione di energia che si verifica quando un corpo è spostato da una forza.

- Energia cinetica energia associata ad un oggetto in movimento



- Energia potenziale energia disponibile in virtù della posizione di un corpo



- Energia termica energia associata al moto casuale degli atomi e delle molecole



- Energia chimica si conserva nelle unità strutturali delle sostanze chimiche



- Energia radiante energia trasportata dai fotoni che compongono la luce



Legge di conservazione dell’energia: “la quantità totale di energia nell’universo è

costante” (primo principio della termodinamica).

3 tipi di sistemi:

- Sistema aperto può scambiare massa ed energia con l’ambiente



- Sistema chiuso permette trasferimento d’energia ma non di massa



- Sistema isolato non permette né trasferimenti di massa né di energia



2 tipi di processi:

- Processo esotermico processo che emette calore, cioè rilascia energia termica



all’ambiente −H =H −H <

∆ H=H 0

f i p r

- Processo endotermico calore fornito al sistema dall’ambiente

 −H =H −H >

∆ H=H 0

f i p r 1 2

Ecinetica= mv

Uenergiainterna=Ecinetica+ Epotenziale 2

dove [J (joule)] = [Kg(m/s) ]

2

=Ufinale−Uiniziale

∆ U (∆U funzione di stato)

=q+ q < 0 calore dal sistema (U↓)

∆ U w  q > 0 calore al sistema (U↑)

 w < 0 lavoro dal sistema (U↓)

 w > 0 lavoro sul sistema (U↑)



LAVORO

w=F∗S

w=−P∗∆V (es. di lavoro meccanico)

ENTALPIA (NELLE REAZIONI CHIMICHE)

+ l’entalpia è una funzione di stato termodinamica

H=U P∗V  °

- Entalpia standard di formazione ( ) è il calore in gioco nella formazione di



∆ H f

1 mole di composto partendo dagli elementi allo stato

standard. °

- Entalpia standard di reazione ( ) è l’entalpia di una reazione condotta a

∆ H 

reaz

una pressione pari a 1atm.

[ ] [ ]

n prodotti n reagenti

( ) ( )

kJ kJ

∑ ∑

° ° °

( )∗∆ ( )∗∆

= −

∆H n mol H n mol H

( ) (reagenti)

reaz i f prodotti i f

mol mol

i=1 i=1 Legge di Hess

aA(g) + bB(l) cC(g) + dD(g)

[ ] [ ]

° ° ° ° °

= + − +b

∆ H c ∆ H d ∆ H a ∆ H ∆ H

reaz ( ) ( ) ( ) ( )

f C f D f A f B

Prodotti Reagenti

ENTALPIA (NELLE TRASFORMAZIONI FISICHE)

T = costante durante tutto il passaggio di stato.

Calore necessario per vincere l’energia potenziale.

- Entalpia di fusione (∆H ) quantità di calore necessaria per portare 1 mole di



fus

sostanza dallo stato solido cristallino a quello liquido.

Questo processo avviene sempre ad una t = t fus

ben determinata.

- Entalpia di evaporazione (∆H ) quantità di calore necessaria per portare 1 mole



ev

di sostanza dallo stato liquido a quello gassoso.

Questo processo avviene sempre ad una t =

t ben determinata.

fus Avviene a una P = 1atm (costante)

est

- Entalpia di sublimazione (∆H ) quantità di calore necessaria per portare 1 mole



sub

di sostanza dallo stato solido cristallino direttamente a quello

gassoso.

CAPACITÁ TERMICA

La capacità termica (C) è la quantità di calore richiesto per aumentare di un grado

celsius la temperatura di una data quantità di sostanza.

[ ]

Q J

=

C=m∗c ℃

∆t

CALORE SPECIFICO

Il calore specifico (c) è la quantità di calore richiesto per aumentare di un grado celsius

la temperatura di un’unità di massa della sostanza (1 grammo).

[ ]

C Q J

=

c= m m ∆ t g℃ ∆U =∆

= q U

c

- V = cost in quanto

 v

v m∆t

∆H =∆

= q H

c

- P = cost in quanto

 p

p m∆t

CALORE SPECIFICO MOLARE

[ ]

C Q J

' = =

c ℃

n n ∆ t mol '

- V = cost  =c ∗M

c p p

'

- P = cost  =c ∗M

c v v

STRUTTURA ATOMICA

- 1897: J.J. Thomson

Ipotizzò che l’atomo fosse una particella sferica, che possedeva una carica elettrica

positiva e nel quale erano incorporati elettroni che rendevano il tutto neutro.

- 1911: Rutherford

Dimostrò che tutta la massa dell’atomo è concentrata nel nucleo, il nucleo è dotato

di carica positiva e che il nucleo ha dimensioni molto più piccole rispetto a quelle

dell’intero atomo e attorno ad esso ruotano gli elettroni.

2

e

Forza attrazione nucleo-elettrone che è esattamente uguale alla forza

 2

r 2

e 2

=m v

centrifuga che agisce sugli elettroni infatti  2

r

Critiche al modello di Rutherford:

1. Atomo instabile elettrone in MCU intorno al nucleo genera un campo



magnetico, l’elettrone dovrebbe emettere radiazioni continue fino a cadere sul

nucleo quando la sua energia cinetica non e più elevata

2. A differenza di quanto succede nel sistema planetario gli atomi quando vengono

perturbati riacquistano la propria situazione energetica originale, non si fermano

in un nuovo stato d’equilibrio.

3. L’atomo di H eccitato prima di ritornare alla struttura originale dovrebbe

emettere una serie continua di radiazioni (spettro continuo di emissione) invece

gli spettri atomici sono a righe

- 1900: Planck

Ipotizzò che ai sistemi atomici non competono energie arbitrarie ma solo energie

discrete, ben determinate e discontinue.

Inoltre ipotizzò che emissione e assorbimento di energia da parte dei sistemi

atomici avviene solo per quantità discrete dette QUANTI di energia hv.

c

E=hv=h -34

energia posseduta da un quanto (h = 6,63 X 10 j*s è la costante



λ

di Planck)

- 1905: Einstein

Utilizzò la teoria della meccanica quantistica per spiegare l’effetto fotoelettrico che

si manifesta quando un fascio di luce di frequenza sufficientemente elevata (UV

con v ≥ v dove v è la soglia fotoelettrica sotto la quale non vi è assorbimento)

0 0

provoca l’espulsione di elettroni colpendo una superficie metallica.

E=h v energia necessaria per vincere l’attrazione protone-elettrone



0

+ =hv −w

hv=E w E

per la luce a frequenze elevate, quindi



c c

- 1913: Bohr

Modello planetario con l’elettrone in moto in livelli ed orbite discreti

Modello che ben spiega i livelli energetici nell’atomo di H e per gli atomi idrogenoidi

ma fallisce l’estensione ad atomi polielettronici (negli atomi polielettronici gli

elettroni esterni risentono di una carica nucleare minore perché schermata dai

livelli elettronici più interni)

Studiando l’atomo di idrogeno dimostrò che:

( )

1

=−R

E n H 2

n 2 4

2 π e m

=

R

Dove costante di Rydberg e n è un numero intero positivo



H 3

h c

chiamato numero quantico principale.

n = 1 abbiamo lo stato fondamentale, livello fondamentale ed è lo stato a più

bassa energia di un sistema.

n = 2,3,… abbiamo una stabilità minore, si tratta degli stati eccitati o livelli eccitati

( )

1 1

−

∆ E=hv=R H 2 2

n n

i f

- 1924: De Broglie (“dualismo onda-particella”)

Si può associare alla materia le proprietà dell