Riassunto di chimica generale ed inorganica (con esercizi di ricapitolazione)

RIASSUNTO DI CHIMICA GENERALE ED INORGANICA

TEORIA ATOMICA E MOLECOLARE

IMPORTANZA DELLA CHIMICA NELLA BIOLOGIA

Gli ambiti di applicazione della chimica in biologia sono innumerevoli. Alcuni esempi sono la biologia

molecolare, la biochimica e la chimica bio-inorganica. Gli organismi stessi possono essere considerati

produttori di determinati composti chimici; alcune reazioni fisiologiche come lo stress portano alla

formazione di sostanza chimiche come la Norepinephrina.

SVILUPPO DEI PRIMI CONCETTI DI CHIMICA

La teoria atomica e molecolare permette di studiare le forze interatomiche avvalendosi di tecniche di

visualizzazione microscopiche a livello delle molecole (nanometri).

Le conoscenze chimiche hanno permesso di determinare la cronologia delle età storiche. Reperti storici

come l’illiade e oggetti metallici proveniente dalla relativa età omerica indicano che già in antichità si

avevano conoscenze di chimica (età del bronzo). Le conoscenze degli elementi naturali vennero utilizzate

dai presocratici per cercar di definire cosa sia la natura. Nel medioevo si cominciarono ad applicare i

concetti di trasformazioni chimiche ma si trattava ancora di conoscenze non basate su un metodo

sistematico che permettesse di validare tali conoscenze e queste conoscenze venivano spesso associate a

culti di magia (alchimia). Fu con Galileo Galilei (1623) che venne introdotto il metodo scientifico che si basa

sul presupposto che una ipotesi per essere valida deve avere carattere universale , quindi deve essere

misurabile, e deve essere controllata attraverso il vaglio dell’esperienza.

Il primo scienziato che si avvalse del metodo scientifico conducendo degli esperimenti significativi in un

laboratorio di chimica fu Lavoisier (1789). Lavoisier propose il concetto di conservazione di massa nelle

reazioni chimiche e riuscì con quest’ultimo a confutare il concetto di flogisto proposto da Stahl attraverso

un esperimento. La critica di Lavoisier si fondava sul fatto che il flogisto contenuto nello zinco non può

avere massa negativa in quanto non esiste: se si fa ardere lo zinco in un crogiolo all’aperto si ottiene calce

di maggiore peso, ma se lo si riscalda in ambiente chiuso la massa si conserva.

La teoria atomica deriva dal concetto di atomo introdotto da Democrito dell’antica Grecia. Anche altri

concetti importanti derivanti dalla Grecia come forma e sostanza permettono di intendere la materia per

come è intesa nel senso odierno. Le sostanze che formano la materia possono essere elementari o

composte. Molte scoperte chimiche oggi conosciute sono derivate come conseguenze dello studio dei gas.

In quest’ultimo campo sono importanti i contributi di Robert Boyle e Robert Hooke che hanno introdotto il

concetto di mole.

I GAS

La massa di un gas a parità di volume, temperatura e pressione è sempre la stessa.

Gas diversi a parità di volume , temperatura e pressione hanno temperature diverse.

I gas reagendo tra loro danno luogo alla formazione di composti gassosi con un proprio peso.

La massa atomica si può ottenere ponendo l’idrogeno come denominatore rispetto alla massa di altri atomi

o molecole. Le molecole di molti gas come idrogeno e cloro non esistono in natura come atomi

indipendenti ma diatomici. Quindi 0,09g di idrogeno deve contenere il doppio della massa che forma un

volume di H monoatomici. Gli atomi che hanno al denominatore l’idrogeno devono avere quindi un valore

doppio rispetto al valore che si otterrebbe dividendo per 0,09g di H. Ne segue la determinazione di masse

molecolari H2 è 0,09g/0,045g=2= massa atomica dell’idrogeno. H&O è 0.8g/0,045= 18 = massa atomica del

composto H&O. Se conosco la massa molecolare del composto e la massa atomica di un elemento presente

al suo interno, confrontando la massa dell’elemento che ho trovato con la massa molecolare di un altro

composto posso determinare le proporzioni di masse atomiche per come stanno nel composto che voglio

conoscere.

es: 1)

TEORIA ATOMICA DI DALTON

LEGGE DELLE PROPORZIONI DEFINITE: campioni diversi dello stesso composto contengono gli stessi

elementi che stanno nelle stesse proporzioni di massa.

LEGGE DELLE PROPORZIONI MULTIPLE: riformulazione dell’ipotesi d) della teoria di Dalton.

LEGGE DI CONSERVAZIONE DELLA MASSA: reagenti e prodotti mantengono la stessa massa di partenza.

MOLE: a 0 °C e 1 atm 22,414 l di idrogeno contengono una mole di molecole corrispondente al volume

molare valido per qualsiasi altro gas posto nelle stesse condizioni dell’idrogeno.

La materia può essere suddivisa in miscele e sostanze pure. Le miscele possono essere omogenee

(soluzioni) o eterogenee e il passaggio da miscele a sostanze pure passa attraverso metodi fisici. Le

sostanze pure possono essere o composti o e elementi e passaggio da composti ad elementi comporta

l’utilizzo di metodi chimici.

LA CHIMICA: LO STUDIO DELLE TRASFORMAZIONI

La chimica è una scienza che ha cominciato ad assumere rilevanza nel 21 secolo. In particolare gli ambiti

che integrano la chimica sono gli ambiti di salute e medicina, energia ed ambiente, materiali e tecnologie,

cibo e agricoltura.

Le conoscenze chimiche riguardano sia l’ambito macroscopico ( es la patina della ruggine sul ferro) sia

microscopico ( molecole di ossido che costituiscono la ruggine)

Una legge è una dichiarazione sintetica di relazione tra fenomeni sempre uguali nelle medesime condizioni.

Una teoria è un principio unificante che spiega un insieme di fatti e/o le leggi basate su questi.

Gli stati della materia sono essenzialmente tre : solido, liquido e gassoso. Il quarto stato della materia

potrebbe essere il plasma che consiste in un gas ionizzato ma su questo tema è ancora aperto il dibattito.

Mentre nelle trasformazioni fisiche la materia non ha la variazione della composizione e della propria

identità come sostanza, questo non accade con le trasformazioni chimiche.

La materia si caratterizza per le proprietà estensive che indicano quanta materia è presente nello spazio. Le

proprietà intensive sono invece quelle che non dipendono dalla materia es la temperatura.

Le principali grandezze del sistema internazionale che interessano la chimica inorganica sono: lunghezza,

massa, tempo, temperatura e quantità di sostanza. I prefissi che interessano la chimica sono in particolare:

milli, micro, nano e pico.

Per il volume interessano invece le seguenti unità: 1 L = 1000 mL = 1000 cm3 = 1 dm3

1 mL = 1 cm3

Densità es: Un pezzo di platino metallico con una densità di 21.5 g/cm3 ha un volume di 4.49 cm3 . Qual è

la sua massa?

Per la temperatura interessano i kelvin: K = °C + 273.15

Accuratezza – quanto una misura è vicina al valore vero

Precisione – quanto un gruppo di misure sono vicine tra loro

Analisi dimensionale es: Quanti mL ci sono in 1.63 L?

ATOMI E MOLECOLE

L’atomo è costituito da nucleo ed elettroni. tra questi due elementi considerati sono presenti ampi spazi. Il

nucleo è costituito da protoni e neutroni. le particelle subatomiche protoni e neutroni si dicono quark e

sono di sei tipi. Le più importanti sono l’up e il donwn.

protone carca_:+1 massa(kg):1,673.10-27

neutrone carica:0 massa(kg):1,675.10-27

elettrone carica:-1 massa(kg):9,1094.10-31

ELEMENTOGENESI

Gli elementi si sono formati a seguito dello scoppio del big bang che inizialmente ha generato particelle

subatomiche tra cui protoni, neutroni ed elettroni. Durante l’esplosione si sono formati i primi atomi grazie

alle alte temperature. All’espansione dell’universo è corrisposto un raffreddamento e il formarsi delle forze

gravitazionali che hanno permesso l’aggregazione di corpi spaziali a formare stelle e galassie.

L’idrogeno deriva dall’età del big bang. La forza di gravità all’interno delle stelle ha permesso la fusione di

nuclei (processo di nucleogenesi). La combustione di elio e idrogeno all’interno delle stelle ad un certo

punto arriva al collasso permettendo la sintesi di nuovi nuclei. L’esaurimento di idrogeno e elio nelle stelle

porta ad ulteriore collasso, e se la massa è sufficientemente grande, si ha l’esplosione di una supernova. I

detriti della supernova in seguito si possono aggregare a formare nuove stelle e pianeti.

Tra gli elementi più abbondanti nell’universo conosciuto ci sono al primo posto l’idrogeno, ci sono poi il

ferro e in particolare gli elementi che anno numeri atomici pari che sono più sdtabili.

Il numero atomico (Z) è il numero di protoni contenuto in un nucleo ed è anche il numero che si utilizza per

individuare tutti i tipi di elementi. La somma dei protoni e dei neutroni costituisce la massa atomica (A). Gli

atomi possono avere un numero variabile di neutroni (isotopi) che determinano la variazione di proprietà

fisiche dell’atomo. Gli atomi conosciti della tavola periodica si trovano in natura con un numero di elettroni

pari al numero atomico. Quando si ha la perdita di un elettrone si ha la formazione di uno ione catione con

raggio atomico ridotto rispetto all’atomo di partenza. Viceversa quando si ha l’acquisto di un elettrone si ha

la formazione di uno ione anione con raggio atomico di maggiori dimensioni rispetto all’atomo di partenza.

LO STUDIO DEGLI ISOTOPI E DELLA MOLE

La spettrometria di massa è la tecnica che permette lo studio degli isotopi. Questa tecnica prevede la

ionizzazione di un elemento seguita dall’ avvicinamento ad un campo magnetico che permette allo ione di

compiere una deflessione della traiettoria. A seconda del raggio di curvatura dello ione si potranno

distinguere gli isotopi. Esempi di isotopi si trovano nell’idrogeno ( prozio, deuterio e trizio) e nel carbonio (

12C, 13C, 14C ). I dati forniti dalla spettrometria di massa rappresentati in grafico cartesiano forniscono la

massa atomica di un di un isotopo (x) e la relativa abbondanza (y) generalizzabile anche ad altri campioni

considerati.

L’unità di massa atomica o Dalton (Da) è pari a 1/12 della massa dell’isotopo 12C. u.m.a= 1,66x10^-27 Kg

Le abbondanze percentuali e relative forniscono in sostanza la stessa informazione. La prima esprime la

percentuale suddivisa tra gli isotopi considerati, la seconda compie una suddivisione analoga ma con

numeri che sommati tra di loro arrivano a 1.

INFROMAZIONI IMPORTANTI DELLA TAVOLA PERIODICA: elemento, isotopo, massa atomica relativa,

abbondanza relativa, peso atomico.

Massa atomica di un elemento= ∑abbondanza relativa × massa relativa=∑xi × mi

La massa molecolare di una molecola è data dalla somma delle masse atomiche di tutti gli atomi che la

formano.

Ad es. per l’acqua H2O, il peso molecolare è : risolvere

12C-->1,992×10^-23 g/atomo di 12C

Quindi Particalle presenti in una mole= numero di avogadro= 12.00 g × 1atomo/1,992×10^-23g =

6,022×10^23 atomi

1n (moli) = m (grammi)/M (g/mole) = massa in grammi / massa molare

PROPRIETA’ PERIODICHE E NOMENCLATURA

Elementi: atomi tutti uguali

Composti: molecole uguali costituite da atomi diversi , legati fra loro.

Periodi: righe della tavola

Gruppi: colonne della tavola

L’ordine di riempimento della tavola periodica è prevedibile in quanto gli atomi si distinguano in base al

proprio numero atomico che cresce in ordine numerico partendo dal primo periodo da sinistra a destra e

seguendo i successivi periodi allo stesso modo a partire dal numero atomico dell’elemento che li ha

preceduti. Il numero atomico di un elemento è uguale a quello dei suoi elettroni. Le proprietà fisiche

dipendono dalla massa atomica mentre quelle chimiche dagli elettroni.

I blocchi s e p costituiscono gli elementi rappresentativi, il blocco d è quello degli elementi di transizione e il

blocco f è rappresentato dagli attinidi e lantanidi. L’ultimo gruppo è rappresentato da gas nobili mentre

l’ultimo del blocco d è rappresentato da scandio, zinco n cadmio e mercurio.

L’ordine dei gruppi è crescente da sinistra a destra, dal primo al diciottesimo.

PROPRIETA’ PERIODICHE

Zeff è la carica nucleare effettiva cioè la caria sentita dagli elettroni Zeff= Z-σ

0<σ<Z Zeff ~ Z – numero degli elettroni interi

Zeff aumenta lungo i i periodi e scendendo dai gruppi. Il raggio atomico diminuisce all’aumentare di Zeff

lungo il periodo e aumenta scendendo dai gruppi. RAGGIO ATOMICO: distanza tra centi di atomi adiacenti.

Il catione è più piccolo dell’atomo di provenienza, l’anione più grande. Per l’ordine di crescenza dei raggi

atomici ha senso solamente confrontare i raggi degli ioni presenti nello stesso gruppo.

Energia di ionizzazione: energia richiesta per allontanare un elettrone da un atomo, dallo stato

fondamentale, allo stato gassoso (isolato.

Prima ionizzazione: M(atomo neutro g) +I1(energia rigchiesta) = (M+)+e(g)

Seconda ionizzazione: (M+)+I2 = (M2+)+e(g)

Terza ionizzazione) (M2+)+I3 =(M3+)+e(g)

I3>I2>I1 I=kJ/mol

L’energia di ionizzazione aumenta all’aumentare del numero atomico ,ad eccezione dei gas nobili, e

aumenta salendo i gruppi.

L’affinità elettrica: è l’inverso della variazione di energia che avviene quando un elettrone viene acquisito

da un atomo, allo stato gassoso.

X(g)+e- = X- ΔH = -a kj/mol AE = +a kj/mol

L’affinità elettronica a diminuisce scendendo i gruppi e aumenta lungo il periodo. I gas nobili hanno affinità

negativa.

L’elettronegatività (χ) è la capacità di un atomo di attirare elttroni in una molecola. Differenza di

elettronegatività tra atomi = χa-χb

L’elettro negatività aumenta lungo il periodo e diminuisce salendo i gruppi.

Le proprietà chimiche che distinguoi metalli dai non metalli sono date dal fatto che mentre i metalli cedono

facilmente gli elettroni, i non metalli li acquistano. Lo scambio parziale o totale degli elettroni determina il

legame chmico che può essere ionico o covalente

COMPOSTI INORGANICI E LORO NOMENCLATURA

I principali composti sono:

• composti binari con l’ossigeno

• composti ternari con l’idrogeno e l‘ossigeno

• altri composti ternari e composti quaternari (sali)

• altri composti comuni (idracidi e sali)

OSSIDI

L’ossigeno (χ=3,5) è presente nella maggior parte dei composti inorganici. E’ più reattivo e più abbondante

delle altre specie e forma ossidi. Gli ossidi dei metalli formano legami ionici, quelli dei non metalli sono

covalenti.

I metalli alcalini hanno la seguente formula M2O (es ossido di litio).

Gli alcalino terrosi hanno la formula MO (es ossido di calcio)

I cationi del 13° gruppo hanno un solo stato di ossidazione (eccetto il thallium) ma per combinarsi con

l’ossigeno devono porre la carica dell’ossigeno al proprio pedice e porre la propria carica al pedice

dell’ossigeno M2O3 (es ossido di alluminio)

I composti del 14° gruppo si formano con diversi cationi (anche di non metalli) MO, MO2 (es ossido di

carbonio, diossido di carbonio). l’ossigeno si lega con i non metalli a formare delle anidridi, quindi nel caso

del carbonio si può dire (anidride carboniosa e anidride carbonica). Il diossido di silicio può anche chiamarsi

silice.

Nel 15° gruppo fosforo e azoto sono non metalli e presentando diversi cationi perciò formano composti con

l’ossigeno aventi diverse diciture con i rispettivi ordini di composizione in base al catione: ossido di diazoto,

ossido di azoto, triossido di diazoto, diossido di azoto, pentossido di diazoto, triossido di difosforo ( o

anidride fosforosa), pentossido di difosforo ( o anidride fosforica).

Nel 16° gruppo lo zolfo è un no metallo e forma due anidridi SO2 e SO3. Lo zolfo è una specie che allo stato

elementare forma una molecola come anche il fosforo.

Gli alogeni del 17° gruppo sono gli elementi più elettro negativi. Il fluoro presenta uno stato di ossidazione

e forma F2O, il cloro si combina con 4 stati di ossidazione e forma Cl2O, ClO2, Cl2O6, Cl2O7, il bromo con 2

e forma Br2O, BrO2, lo iodio uno e forma I2O5.

COMPOSTI TERNARI : IDROSSIDI E OSSIACIDI.

Gli ossidi possono reagire con l’H2O per formare idrossidi con comportamento basico; le anidridi possono

reagire con l’H2O per formare ossiacidi con comportamento acido.

Gli idrossidi (composti ionici) i sono formati da un catione metallico e da un ossidrile ripetuto tante volte

quanto è il valore della carica del catione M(OH)n (es idrossido di litio).

Gli ossiacidi (composti covalenti) presentano un gruppo ossidrile legato ad un non metallo X-OH (es acido

nitrico derivato dall’anidride nitrica combinata con l’acqua), OH è la parte ionica del composto.

ACIDI E BASI SECONDO ARRHENIUS

ACIDI: liberano ioni H+ (possono derivare quindi dagli ossiacidi)

BASI: liberano ioni OH- (possono quindi derivare dagli idrossidi)

Le soluzioni acide presentano eccesso di H+; le soluzioni basiche hanno un eccesso di ioni OH-; le soluzioni

neutre hanno parti uguali di acidi e basi.

alcuni ossiacidi:

H2CO3 Ac. carbonico

HNO2 Ac. nitroso derivato da anidride nitrosa

HNO3 Ac. nitrico derivato da anidride nitrica

HPO3 Ac. metafosforico derivato da anidride fosforica combinata con una molecola di h2o

H4P2O7 Ac. pirofosforico derivato da anidride fosforica combinata con 2 molecole di h2o

H3PO4 Ac. ortofosforico dericato da anidride fosforica combinata con 3 molecole di h2o

H2SO3

H2SO4

HClO Ac. ipocloroso (catione più piccolo su 4)

HClO2 Ac. cloroso ( catione medio piccolo)

HClO3 Ac. clorico (catione medio grande)

HClO4 Ac. perclorico (catione più grande su 4)

H2CO3 Ac. carbonico deriva da CO2+H2O

H2SiO3 Ac. metasilicico deriva da SiO2+ H2O

H4SiO4 Ac. ortosilicico deriva da SiO2+2H20

H2N2O4 Ac. nitroso --> 2HNO2 deriva da N2O3+H2O

H2N2O6 Ac. nitrico --> 2HNO3 deriva da N2O5+H2O

H2P2O4 Ac. metafosforoso --> 2HPO2 deriva da P2O3+H2O

H4P2O5 Ac. pirofosforoso --> H4P2O5 deriva da P2O3+2H2O