Chimica inorganica generale e stechiometria, fino ai gas, per corso FARMACIA, Appunti di Chimica Inorganica

Scarica Chimica inorganica generale e stechiometria, fino ai gas, per corso FARMACIA e più Appunti in PDF di Chimica Inorganica solo su Docsity! CHIMICA LA TEORIA ATOMICA Legge di Lavoisier-> la materia non si crea e non si distrugge Legge di Proust-> legge delle proporzioni definite Legge di Dalton->legge delle proporzioni multiple Teoria atomica di Dalton 1. Gli elementi sono composti da particelle piccole chiamate atomi 2. Tutti gli atomi di un dato elemento sono identici tra di loro in caratteristiche chimiche e fisiche 3. I composti sono formati da atomi di uno o più elementi diversi che si combinano secondo numeri interi o multipli 4. Una reazione non crea e non distrugge ma trasforma Gli elementi si caratterizzano per il loro numero di protoni, ovvero il numero atomico Z. Il numero di neutroni è uguale a quello degli elettroni. Numero di massa A, numero di protoni con numero di neutroni Isotopi sono atomi di uno stesso elemento (X) con un diverso numero di neutroni nel nucleo 23 elementi si trovano in natura con solo una forma, cioè, essi sono “monoisotopici". Atomi di elementi differenti che hanno lo stesso numero di massa sono detti isobari. Gli isobari sono atomi che hanno identico numero di massa ma differenti numeri atomici. Due atomi di due differenti elementi possono avere lo stesso numero di massa (isobari) ma devono avere differente numero atomico. massa p = massa n = 1840 x massa e- raggio atomico ~ 100 pm = 1 x 10-10 m raggio nucleare ~ 5 x 10-3 pm = 5 x 10-15 m MOLECOLE E COMPOSTI IONICI Una molecola è costituita da almeno due atomi in proporzioni definite e costanti, legati da forze chimiche. Sono caratterizzati da legami, che si instaura tra gli elementi. Composti ionici-> formati da elemento metallico e non metallico, tenuti insieme da un legame di natura elettrostatica Legame ionico->comporta il trasferimento di elettroni da un elemento all’altro, infatti si forma sempre un catione e un anione I composti ionici formano solitamente cristalli, ad esempio il NaCl, ovvero il sale, un reticolo dove cationi e anioni si alternano. I composti ovviamente devono sempre avere carica neutra. FORMULE-> si scrive sempre prima l’elemento con il carattere metallico maggiore Legame covalente->si instaura tra i non metalli e comporta la condivisione degli elettroni. I composti molecolari sono composti tenuti insieme da legami covalenti. Gli Idrati sono composti che hanno uno specifico numero di molecole d’acqua annesse a ciascuna mole IONI PIU’ COMUNI Ossiacido-> idrogeno+ossigeno+non metallo, l’idrogeno è sempre legato all’ossigeno Basi Non metallo + OH ossidrile -ossidi ionici sono ossidi dei metalli -ossidi covalenti sono ossidi di non metalli, chiamati anche anidridi LA MOLE Quantità di sostanza che contiene tante unità elementari quanti sono gli atomici contenuti in 12g di 12C. 1 mol=NA=6.02214129 x1023 1 mole atomi 12C = 6.022 x 1023 atomi di C = 12.00 g di C 1 atomo 12C = 12.00 u (massa atomica) Massa molare è la massa di 1 mole di atomi in grammi Massa molecolare (o peso molecolare) è la somma delle masse atomiche (in uma) in a molecola. massa molecolare (uma) = massa molare (grammi) Composti ionici Massa dell'unità formula è la somma delle masse degli atomi (in uma) in una unità formula di un composto ionico. I calcoli sono analoghi ai composti molecolari Composizione dei composti Massa percentuale La composizione percentuale di un elemento in un composto è % n è il numero di moli dell’elemento in 1 mole del composto N = massa(g) massamolare(g ⋅ mol−1) massatotaledell′ elemento massatotaledellasostanza x100 n xmassatotaledell′ elemento massatotaledellasostanza x100 1S 32.07 uma SO 2 64.07 uma 2O + 2 x 16.00 uma SO 2 NaCl $ € 2450 CALCOLO DELLA FORMULA EMPIRICA Percentuale e dividi per la massa | Trasforma in grammi molare inferiore del numero | Dividi per il valore di moli ‘Rapporto molare tra gli elementi Riconduci gli indici a numeri interi Formula empirica 2x(12.01g) %C= x 100% = 52.14% 36.07 g 6 x (1.008 g) %H= x 100% = 13.13% 36.07 g 1x(16.00 g) %O = x 100% = 34.73% 36.07 g 52.14% + 13.13% + 34.73% = 100.0% Un’analisi di laboratorio dell’aspirina ha determinato la seguente composizione in massa percentuale: C 60.00%; H 4.48%; O 35.52% Trovare la formula empirica. DATI: In 100 g di campione: 60.00 g C, 4.48 g H, 35.52g0 INCOGNITA: formula empirica 60.00 x MC _ 4,996 mol € 008€ X roi pe 7 4996 mo! 1 mol H n Xx, = 4. 448.8H Xx 7008 444 mol H 1 mol O 35. x ADMOLO _ a. 5.52 80 X 7000 2.220 mol O C4.996H 4.440.220 C4.996H 4.44 02.220 > C325H201 2.220 2.220 2.220 C.5H30] X 4 ——> Cg9Hg0y La formula empirica corretta è C9Hg0O4.  SOLUBILITA’ La solubilità è la massima quantità di soluto che si scioglie in una data quantità di solvente ad una specifica temperatura. La solubilità dipende dalla natura chimica del soluto e del solvente. Numerosi fattori influenzano il valore numerico della solubilità di un soluto in un dato solvente, tra cui la natura del solvente stesso, la temperatura, ed in qualche caso la pressione e la presenza di altri soluti. Un composto è detto solubile se si dissolve in acqua ed insolubile se non lo fa. Non tutti i composti ionici si dissolvono in acqua. REAZIONI DI PRECIPIPTAZIONE Reazioni di precipitazione, quelle in cui si forma un solido o precipitato quando si mescolano due soluzioni. Acqua dura—> presenza di Ca2+ e Mg2+ La maggior parte dei detersivi per il bucato contengono sostanze deputate a rimuovere gli ioni Ca2+ e Mg2+ dalla miscela del bucato. Na2CO3 (aq) → 2 Na+(aq) + CO3 2−(aq) Prevedono la formazione di un sale poco solubile, che precipita dalla soluzione. I clorati sono sempre solubili. I solfuri formano sali insolubili con metalli alcalini e ione ammonio. Sali di Na+ sono sempre solubili. Idrossidi formano sali insolubili eccetto con metalli alcalini e ione Ba2+ Scrivere l’equazione ionica netta 1. Bilancia l’equazione molecolare 2. Dissocia solo gli elettroliti forti in anioni e cationi 3. Elimina gli ioni spettatori da entrambe le parti 4. Verifica che l’equazione ionica sia ancora bilanciata contando a destra e sinistra il numero di cariche e il numero di atomi ACIDI E BASI Un acido di Arrhenius è una sostanza che in acqua produce ioni H+ (H 3 O+). Ione idronio, protone idratato Una base di Arrhenius è una sostanza che in acqua produce ioni OH- Calcolo di quantità di sostanze prodotte in reazioni chimiche da quantità note di reagenti e viceversa 1. Bilancia l’equazione chimica 2. Calcola le moli delle sostanze di cui conosci la massa 3. Utilizza i coefficienti dell’equazione chimica bilanciata per calcolare il numero di moli delle sostanze in quantità non nota 4. Trasforma le moli delle sostanze nelle unità richieste REAGENTE LIMITANTE il reagente limitante (o reattivo limitante) è il reattivo che si consuma completamente in una reazione chimica e limita la quantità di prodotto. il reagente in eccesso è qualsiasi reattivo presente in quantità maggiore rispetto a quella necessaria per reagire completamente con il reagente limitante. RESA DI UNA REAZIONE la resa teorica è la quantità di prodotto che può essere ottenuta in una reazione chimica considerando la quantità del reagente limitante. la resa reale è la quantità di prodotto realmente ottenuta in una reazione chimica. la resa percentuale è calcolata come resa reale/resa teorica ×100 SOLUZIONE E SOLUTO Soluzione ->miscela omogenea 2 o più sostanze Soluto->sostanza presente in minor quantità Solvente->sostanza presente in maggior quantità CONCENTRAZIONE DELLA SOLUZIONE La quantità di soluto presente in una soluzione è specificata fornendo la concentrazione della soluzione. La concentrazione di una soluzione è la quantità di soluto presente in una determinata quantità di solvente o in una determinata quantità di soluzione. Quindi, la concentrazione è un rapporto di due quantità, essendo il rapporto Si utilizzano varie combinazioni di unità di misura, dal momento che la scelta dell’unità di misura di concentrazione da utilizzare dipende dall’uso che se ne deve fare. qu ant ita′ disoluto qu ant ita′ disolvente qu ant ita′ disoluto qu ant ita′ disoluzione PERCENTUALE DI SOLUTO Dal momento che le quantità di soluto e di soluzione presenti possono essere espresse in termini sia di peso che di volume, esistono tipi differenti di unità di misura percentuali. I tre più comuni sono: • Percento in peso (o percento massa-massa) • Percento in volume (o percento volume-volume) • Percento peso-volume PARTI PER MILIONE E PARTI PER MILIARDO Le unità di misura di concentrazione parti per milione (ppm) e parti per miliardo (ppb) vengono utilizzate quando si ha a che fare con soluzioni estremamente diluite. I chimici ambientali frequentemente usano queste unità di misura quando specificano le concentrazioni delle piccole quantità di inquinanti in traccia o di agenti chimici tossici in campioni di aria e di acqua. Le unità di misura parti per milione e parti per miliardo sono strettamente correlate alle unità di misura della concentrazione percentuali. Vi sono tre differenti forme per ciascuna unità: massa-massa (m/m), volume-volume (v/v) e massa-volume (m/v) delle unità di misura. Una parte per milione (ppm) è una parte di soluto per un milione di parti di soluzione. Una parte per miliardo (ppb) è una parte di soluto per un miliardo di parti di soluzione. Le equazioni matematiche sono identiche a quelle appena indicate per le parti per milione con la differenza che si utilizza un fattore moltiplicativo di 109 invece che 106. m a ssa d el solu t o m a ssa d el l a solu z i on e x100 volu m ed el solu t o volu m ed el l a solu z i on e x100 m a ssa d el solu t o (g) volu m ed el l a solu z i on e (m L) x100 ppm(m /m) = massadelsoluto massadellasoluzione x106 ppm(v /v) = volumedelsoluto volumedellasoluzione x106 ppm(m /v) = massadelsoluto(g) volumedellasoluzione(mL) x106 I GAS Sostanze che esistono come gas a 25°C e 1 atm. I gas -assumono forma e volume del loro contenitore -sono i più comprimibili tra gli stati -Si mescolano completamente e in maniera omogenea se messi nello stesso contenitore -Hanno densità inferiore rispetto a liquidi e solidi PRESSIONE P= forza/area forza=massa x accelerazione La pressione di un gas di un dato volume dipende dal numero di particelle di gas e quindi dalla sua densità. 1 mmHg= 1 torr 1 atm=760 mmHg= 760 torr 1 Pa = 1 N/m2 1 bar = 105 Pa 1 atm = 101325 Pa LEGGE DI BOYLE Temperatura costante, quantità di gas costante P = costantex 1 V PxV = costante P1V1 = P2V2 LEGGE DI CHARLES Effetto della temperatura sul volume dei gas, pressione costante, quantità di gas costante All’aumentare di T il V aumenta. L’energia cinetica delle particelle di gas dipende dalla temperatura. All’aumentare di T, aumentano la velocità e la frequenza di collisione delle particelle. Affinchè la pressione rimanga costante, è necessario che il gas si espanda. La temperatura deve essere in Kelvin T(K)=t(C°) +273.15 LEGGE DI GUY-LUSSAC Relazione tra temperatura e pressione di un gas. La pressione di una data massa fissa di gas, a volume costante, è direttamente proporzionale alla sua temperatura Kelvin. LEGGE DI AVOGADRO Temperatura costante e pressione costante V = costantexT V1 T1 = V2 T2 P T = costante P1 T1 = P2 T2 V = costantexn(numerodimoli ) V1 n1 = V2 n2 PRINCIPIO DI AVOGADRO Volumi uguali di gas diversi che si trovano nelle stesse condizioni di temperatura e pressione contengono lo stesso numero di particelle.