Lezioni, Chimica generale

CHIMICA 1

Materia: come si combinano (reazioni), struttura (legame chimico), proprietà materiali.

Sezionato all'infinito → ominiamo l'ultimo "oggetto" piccolissimo che → chiamiamo atomo.

Cu → ATOMO Cu

Ripetiamo l'esperimento con lo IODIO (polvere cristallina)

Sezioniamo all'infinito → I → I₂ (Molecola)

Differenza atomo - molecola

Molecola: Il più piccolo oggetto con le proprietà del materiale

La natura la forma più stabile è la coppia degli atomi.

Atomi di Iodio → Elemento

Preso l'elemento come atomo → Elemento rame

Preso l'elemento isolato atomo → specie stabile dell'elemento isolato

I₂ Molecola di Iodio

I Atomi di Iodio → Elemento chimico

Metalli: atomi

Ossigeno: O₂ Molecola biatomica (specie stabile).

O Atomo (specie chimica)

Zolfo: S₈ Molecola (specie stabile in alcune circostanze)

Fosforo: P₄ Molecola (specie stabile in alcune circostanze)

• O₂ Ossigeno Cl₂ Cloro
• S₈ Zolfo P₄ Fosforo
• I₂ MolecolaI Atomo

CO₂ Molecola poliatomica eteronucleare (presenti atomi di diverse specie)

CH₄ Metano

Riassunto:

• ATOMO: Indica la specie chimica
• MOLECOLA: Aggregato stabile di atomi {UGUALI O₂, S₈ | DIVERSI H₂O, CO₂}

Modello atomico (Modello della meccanica ondulatoria)

Concetti chiave:

Nell'atomo vi è: un nucleo

Nel nucleo abbiamo:

La massa è concentrata nel nucleo

Le cariche positive del nucleo sono bilanciate con quelle negative della nube

Massa concentrato nel nucleo

Massa ≈ M(p⁺) + M(n⁰)

Carica atomo = Ø perché N° di (p⁺⁾ = N° (e^-)

Dato un atomo:

Allontano 1 e^- dall'atomo ottengo una particella a carica +

Un atomo cui è stato tolto un elettrone diventa uno ione positivo o catione

1 mole di K₂Cr₂O₇

Potassio Cromo

NA di "formule"

14 NA di atomi

7 NA di atomi di O

2

Potassio K

Rimanimento

M_r = massa atomica relativa

M = massa molecolare formula

1 mole: quantità in g pari alla M

1 mole di ogni elemento o composto contiene lo stesso numero di oggetti NA = 6.02 * 10²³ oggetti/mole

M = massa di una mole

Es. 1

Quante moli ci sono in 50 g di CH₄?

Metano CH₄: Calcolo massa molecolare

M_CH4 = M(C) + 4 M(H) = 12.011 + 4.011 = 16.011

M -> m CH₄ / M_CH4

M = 50 g/16.011 g/mol

Es. 2

Dati 49.9 mol H₂SO₄; quanti g sono?

H₂SO₄: M_H2SO4 = M(H) + M(S) + 4 M(O) = 98 mol

M_H2SO4 = 49.9 mol

M = 49.9*98/1

49.9*98 g

N₂H₃ (g) + ₅⁄₄O₂ (g) → NO (g) + 3H₂O_(g)

x4

4NH₃ + 5O₂ → 4NO + 6H₂O

m NH₃ = 15.2 g = 0.89 mol

= 18 g = 0.5 mol

m = 15.2 / 17 = 0.89 mol

4 NH₃ : 5 O₂ = 0.89 : x

x = 1.11 mol

Trovare la max qta di NO prodotta

m O₂ = m O₂ / M O₂ = 18.9 g / 32 g/mol = 0.53 mol

(osservare avere 1.11 ma O₂ è il reagente limitante)

5 O₂ : 4 NO = 0.53 : 3.4 max (NO) = ⁴⁄₅ * 0.53 = 0.42 mol

ESERCIZI

Indicare il numero di protoni, neutroni ed elettroni dei seguenti elementi:

³⁵⁄₁₇ Cl    ³⁵⁄₁₇ Cl^-

Z = 17 Per elettroni (Protoni)

Neutroni = 35 - 17 = 18 (Neutroni)

17 elettroni

18 elettroni (1 e^- in + per la carica negativa)

- Scrivere il simbolo per la specie contenente 29 protoni, 34 neutroni e 27 elettroni

A = 34 + 29

Z = 29

63

Cu⁺⁺

GAS

• Sostanza aeriforme senza forma e volume proprio

He gas monoatomico

distanza tra le particelle >> r

VARIABILI

EQ. di STATO

• Volume: V (volume del recipiente) in un caso ideale

  eq. stato x gas ideali

• Temperatura: T

  Moto caotico: ogni atomo è indipendente

• Pressione P:

P = F/A (superficie)

P_aria = P_{Hg tubo}

p = F/A = m · g/A →

p = d · A · h · g/A = d · g · h

Mercurio Hg

Poturosfera = d · g · h

d_Hg = 13.6 g/cm³

d_H2O = 1 g/cm³

Barometro: Potmosfera

Metodo sperimentale di misura di M

Composine di 1,27 g di un ossido d'azoto che potrebbe essere

• NO Monossido d'azoto
• N₂O Protossido d'azoto

V = 1.07 l

T = 273+25 K

P = 737 Torr

P = 733

- ottm 4

ottm 0.96

_PV = m RT

^osserviamo

P = _m RT

737 * 1.07

760

4.27 * 0.0821 * 298 K

= 30.6 g/mol

NO:

14+16

30 g/mol

N₂O:

28+16 g

44 mol

d = P * M

RT

d(gas) α 1

T

H₂ M ≈ 2

Cl₂ M ≈ 71 dCl₂ ≈ dH₂

RIASSUMENDO

• PV = n RT
• M = m RT
• PV
• d = P * M
• RT

Miscele di gas

Considera la miscela di gas

P_A: Pressione parziale (pressione che avremmo in un sistema se fosse presente solo A)

P_B: Pressione parziale B

P_A = m_ART/V

+ P_B = m_BRT/V

P_A+B = R * T / V

n _tot

P_tot = P_A + P_B Legge di Dalton

MISCELA DEL GAS

P_tot = k

∑ Pi

P_i: Pressione parziale del gas componente i-esimo

CONVENZIONE DEI SEGNI

Reazione chimica

Reazione esotermica (calore ceduto all'ambiente)

Reazione endotermica (calore sottratto dall'ambiente)

Come misurare il calore

q = m Cp ΔT

q = calore somministrato

Cp: calore specifico a p=costante

ΔT: Variazione temperatura osservata

m: massa

Es.

m = 7.35 g H₂O

Cp = 1.0 cal/g °C

= 4.18 J/g °C

T_IN = 21 °C

T_FIN = 98 °C

q = ?

q = m Cp ΔT = 7.35 * 4.18 ^J/_{g °C} * (98-21) =

Esercizi

15/10/13

Il Mg metallico brucia all'aria secondo la seguente reazione:

2H₂(g) + O₂(g) → 2H₂O

Calcolare il V di aria alla pressione di 1 atm e T = 273 K necessario per trasformare 6,075 g Mg in ossido corrispondente

1) Bilancio la reazione

2) m(Mg) = 6,075 g → n = ^m/_M = ^6,075/_24,3 = 0,25 mol

V_aria

N₂ 80% O₂ 20%

m(O₂) = ¹/₂ m(Mg) = 0,125

Pv = nRT

V_O2 = ^{0,125 mol · 0,082 × 273 K}/_{1 atm} = 2,8 L

V_aria = 5·V_O2 = 14 L

G

Considero la reazione P₄ + 6Cl₂ → 4PCl₃

Facendo reagire 4,5 g di P₄ con 3,9 l Cl₂ misurati a T = 313 K e

P = 2,5 atm, si sono ottenuti 10,2 g PCl₃ Calcolare la resa

U% = ^{m reale}/_{m teorica} · 100

Reagente limitante: 4,6 P

n(P₄) = ^4,5/_30,4 = 0,0363 mol

n(Cl₂) = Pv = nRT → 0,379 mol

n(PCl₃) = 4·P₄

n(PCl₃) = 4·0,0363 · M(Cl₃) = 20 g

U% = ^10,2/₂₀ = 51%