Chimica programma completo, Appunti di Chimica

Scarica Chimica programma completo e più Appunti in PDF di Chimica solo su Docsity!

CAPITOLO 1

“La chimica”

Stati di aggregazione :

ne conosciamo tipicamente tre:

1- liquido= prendono forma del recipiente e hanno volume

proprio

2- solido= sono rigidi ed hanno forma e volume definito

3- gassoso= assumono volume e forma del recipiente in

cui si trovano

È un gas ionizzato costituito da ioni ed elettroni, che si

mantiene globalmente neutro.

Viene generalmente prodotto per forte riscaldamento di

gas.

Le cariche elettriche libere fanno sì che il plasma sia un

buon conduttore di elettricità e che risponda fortemente

ai campi elettromagnetici.

Costituisce nell'universo il 99% della materia conosciuta,

costituisce il sole, le stelle e le nebulose.

Lo conosciamo anche sotto forma di fulmine e aurora

polare.

La differenza tra gas e vapori è che i primi sono

comprimibili qualunque sia la pressione, mentre nei

secondi non è sempre possibile la compressione.

n AERIFORMEJ-condensazione.FM

É

LIQUIDO (^) SOLIDO vaporizzazione sublimazione ^ D " , e 0 I (^) h E ' i 2 2 2 2 9 a Z 2- i v PLASMA VEDI (^) P (^). 41

Classificazione :

La materia può essere suddivisa in due categorie:

• miscele= costituite da più tipi di particelle, da due o più

sostanze pure differenti tra loro.

• sostanze pure= costituite da un solo tipo di particelle

(atomi o molecole)

possono essere:

• sostanze elementari formate da atomi di uno stesso tipo

come O , H , N.

• composti formati da due o più atomi diversi come H O.

Tavola periodica :

Gli elementi sono costituiti da atomi, cioè le unità base

della materia, particelle che si conservano immutate nel

corso delle reazioni chimiche.

Proprietà fisiche:

• estensive= dipendono dall'estensione, quindi dalle

dimensioni del corpo, dal volume, dal peso e dalla

lunghezza.

-intensive= variano dal tipo di materia, dalla natura della

specie, dalla densità, conducibilità elettrica o termica.

Proprietà chimiche:

Comportano una variazione di composizione della

materia, possono essere osservate attraverso lo studio

delle reazioni chimiche, descrivono il comportamento

della materia in termini di reattività.

Per esempio infiammabilità, potere ossidante, acidità e

basicità oppure l'ossidazione del ferro che reagendo con

l'ossigeno e l'umidità dell'aria da luogo alla ruggine.

Le proprietà fisiche e chimiche degli elementi variano

progressivamente.

(^2 2 ) 2 MATERIA v a sostanze < separati con^ metodi^ fisici PURE MISCELA ELEMENTI COMPOSTI OMOGENEA ETEROGENEA ^ (^) d separati (^ Zolfo^

• ferro) con metodi^ legami^ covalenti chimici (^) tra (^) atomi (molta^ energia)

PREFISSI DELLE UNITÀ DI MISURA CIFRE SIGNIFICATIVE PREÈOBWFATRE Micro (^) μ ⑤ Nano n P (^) 10- Femto Atto a^ 10- insieme (^) al numero (^) può essere (^) espresso il (^) margine di (^) errore attraverso le cifre (^) significative

1. i numeri diversi da zero : (^) 1,234 4 cifre (^) sig
2. (^) gli zeri tra numeri diversi da zero : (^606 3) cifre (^) sig
3. (^) gli zeri^ alla^ sinistra^ di^ numeri^ diversi^ da^ zero^ NON^ sono^ significativi 0,08 1 cifra^ sig
4. (^) se un numero è (^) maggiore di (^1) , gli zero alla sua destra sono (^) significativi 2,0 2 cifre^ sig Queste si (^) devono tenere conto (^) nelle addizioni e sottrazioni (^) , il (^) risultato non può avere^ più^ cifre^ significative^ di^ quante^ ne^ abbiano^ i^ numeri^ di^ partenza

Errore : differenza tra valore vero e valore stimato

attraverso la misura.

Precisione : grado di corrispondenza tra valore vero e

valore ottenuto attraverso una serie di misure.

Accuratezza : grado di accordo tra misure ripetute.

DENSITÀ INDICE DI MASSA CORPOREA

È una proprietà intensiva che descrive la concentrazione della materia. È una proprietà intensiva utilizzata per valutare l’obesità. sono (^) indipendenti tra (^) loro valore reale elevata (^) precisione bassa (^) precisione : :: - elevata accuratezza ' bassa accuratezza d ' vicine tra loro.. ' elevata (^) precisione bassa (^) accuratezza ii. '

..^ bassa^ precisione . ' elevata accuratezza , " ( (^) 273, massa /^ g) massa (^) (g) peso^ ( (^) kg ) al BMI = volume 1cm? = volume 1mL )^ altezza ( mt ) ENTRAMBI DERIVANO DA 2 GRANDEZZE ESTENSIVE

GLI ATOMI

Prime scoperte:

• Lavoisier 1774 = legge di conservazione della massa “in una reazione chimica la massa totale si conserva”
• Proust 1799 = legge delle proporzioni definite “un composto puro, qualunque sia l'origine o il modo di preparazione, contiene sempre quantità definite e costanti degli elementi, proporzionali alla loro massa”
• Dalton 1803-1808 = teoria atomica Nel 1800 formulò una teoria sulla natura della materia fondata su evidenze sperimentali, che si basa sui seguenti postulati:
  1. la materia è costituita da particelle estremamente piccole dette atomi, che sono indivisibili non corretta, perchè esistono le particelle sub-atomiche; nelle trasformazioni chimiche e fisiche l’atomo si comporta come se fosse indivisibile.
  2. un atomo non può essere creato, diviso, distrutto o trasformato in un altro atomo di tipo diverso non del tutto corretta, perchè esiste la fissione nucleare
  3. tutti gli atomi di un dato elemento hanno medesime proprietà chimiche e fisiche (massa, dimensione, ...). Atomi di elementi diversi hanno proprietà differenti. non corretta, perchè alcuni elementi sono presenti in natura sotto forma di vari isotopi! In realtà, nelle trasformazioni chimiche gli isotopi dello stesso elemento hanno normalmente lo stesso comportamento.
  4. gli atomi di elementi diversi si combinano secondo rapporti espressi da numeri interi, per formare i composti.
  5. una trasformazione chimica consiste nel legare, separare o riarrangiare gli atomi. Sebbene i postulati precedenti non siano totalmente esatti, rappresentano la prima razionalizzazione delle ‘’leggi di combinazione chimica’’. 29 di^ Hz^ +16g^ di^ Oz^ /^189 di^ H2O (Oz ( = 27,3% (^) 0=72,7 % : : 0

All’inizio del 1900 si è compreso che gli atomi non sono particelle indivisibili, ma sono costituiti da particelle ancora più piccole, dette ‘’subatomiche’’:

• Elettroni per primi scoperti
• Protoni
• Neutroni ELETTRONI THOMSON Quando a due elettrodi situati alle estremità di un tubo di vetro posto sotto vuoto viene applicata un’alta tensione, all’elettrodo negativo (catodo) si generano “raggi catodici” che viaggiano in linea retta fino al raggiungimento dell’elettrodo positivo (anodo). Dimostrò che tali raggi sono generati da cariche negative, che chiamò elettroni (fine 800). IL PRIMO SPETTROMETRO DI MASSA è stato disegnato da Thomson; è uno strumento in cui gli elettroni vengono prodotti (catodo), focalizzati (lente), deviati (E e B) e rivelati (schermo fluorescente). Si tratta di uno strumento che misura le masse di molecole, precedentemente convertiti ioni. Quindi è uno strumento per pesare le molecole e, come tale, può essere considerato una bilancia molecolare. L’atomo era complessivamente neutro nonostante la presenza degli elettroni, questo faceva pensare che contenesse un numero di cariche positive uguale al numero di elettroni. Modello a panettone: ipotizzò che l’atomo fosse una sfera costituita da una densità uniforme di carica positiva, contenente gli elettroni. Si chiama modello a panettone perché la pasta raffigura la massa dotata di carica positiva i canditi e l'uvetta rappresentano gli elettroni.

Elettrone secondo la meccanica quantistica (de Broglie 1929) Si può descrivere il comportamento di un elettrone in un atomo mediante una funzione d’onda che esprime la probabilità di trovare lo stesso elettrone in una qualsiasi zona dello spazio attorno al nucleo. nella quale la probabilità di trovarlo è molto elevata (> 90%) L’orbitale rappresenta uno stato stazionario cui è associato un ben preciso valore di energia Tale zona ha una forma, estensione e orientamento spaziale definiti dai numeri quantici n, l e m. Numeri quantici Numero quantico principale (n): determina il livello energetico dell’orbitale (n = 1, 2, 3, .... ∞ ; numeri interi positivi). Numero quantico secondario (l): definisce la forma dell’orbitale (0 ≤ l ≤ n-1; numeri interi). Il numero di possibili valori assunti da l definisce il numero di sottolivelli o tipi di orbitali. Numero quantico magnetico (m): è correlato all’orientamento dell’orbitale rispetto alla direzione di un campo magnetico ( - l ≤ m ≤ + l ; numeri interi). Il numero di possibili valori assunti da m per ogni l corrisponde al numero di orbitali possibili di un dato tipo. Numero quantico di spin (m ): si riferisce al moto di rotazione di un elettrone intorno al proprio asse rispetto alla direzione di un campo magnetico, quindi definisce l’orientamento dell’elettrone all’interno di un singolo orbitale. parallela (ms = +1/2) o antiparallela (ms = -1/2) Principio di esclusione di Pauli In uno stesso atomo non possono esistere due elettroni che presentano i quattro numeri quantici uguali. Ogni orbitale può essere occupato da un massimo di 2 elettroni con spin opposto (ms = +1/2 e -1/2). orbitale atomico energia bassa^.^.^.^.^ man^ mano aumenta S

Principio di Aufbau sul riempimento degli orbitali forma sferica doppio logo^ con orientamento inverso

Configurazione elettronica degli elementi Rappresenta la distribuzione degli elettroni nei vari orbitali. La reattività di un elemento dipende dagli elettroni del livello più esterno, detto strato di valenza. Principio della massima molteplicità (regola di Hund): Gli elettroni di un medesimo livello energetico si distribuiscono in modo da occupare il maggiore numero possibile di orbitali, disponendosi in essi con spin paralleli e in modo da minimizzare l’energia dell’atomo. gli e-^ più lontani^ dal^ nucleo^ hanno^ energia più alta esempio : ( (^) ZP ( (^) 2- =^ 6) 25 15

ATOMO

Raggio dell’atomo: Raggio del nucleo: Ogni tipo di atomo è costituito da un numero preciso di particelle subatomiche. Normalmente il numero di elettroni è uguale al numero di protoni, cioè l’atomo è elettricamente neutro.

• Numero atomico (Z): Indica il numero di protoni presenti nel nucleo di un atomo dell’elemento. È un valore numerico caratteristico per ogni elemento, infatti è diverso da elemento ad elemento. Poichè l’atomo è neutro, vi saranno tanti elettroni per quanti protoni sono presenti. È scritto come pedice sul lato sinistro del simbolo
• Numero di massa (A): È detto anche massa atomica. È dato dal totale del numero di protoni e neutroni presenti nel nucleo di un atomo (gli elettroni non si prendono in considerazione perchè il loro contributo alla massa totale è trascurabile). È scritto come apice sul lato sinistro del simbolo dell’ elemento.
• Isotopi: Elementi che hanno il medesimo numero atomico (Z), ma diversa massa atomica (A). Differiscono per il numero di neutroni (n). Presentano le stesse proprietà chimiche. Non hanno la stessa diffusione in natura. Alcuni isotopi sono instabili e decadono emettendo particelle ed energia sotto forma di radiazioni (isotopi radioattivi). 10 -8cm 10-13 (^) cm PARTICELLA MASSA (g) CARICA^ RELATIVA protone 1,673 -^ IÓ " 1 neutrone (^) 1,675 - IÓ" 0 elettrone (^) 9,11<10-28 1 6 ( ( 12C^ ) neutroni (^1 2 ) 1 I^1 I^1

LA MOLE

Rappresenta una quantità in grammi di un elemento, sostanza elementare o composto numericamente uguale alla sua massa atomica o molecolare relativa. Esempio: Una mole di una qualunque sostanza contiene un numero di atomi/molecole pari al Numero di Avogadro (6,022·10 ). esercizio: Massa molare (M) È la massa in grammi di una mole di sostanza, ed è numericamente uguale alla massa atomica/molecolare della sostanza. Per definizione 1 mole di C = 12g (12g/mol) M di Na = 22. M di Cl = 35. M di O = 15. Massa di (^) un atomo di " C = 12 una massa di (^) una mole di "^ (^ = 12g 23 calcola il n' di atomi (^) contenuti in (^) 1,000g di " C 9 A- (^) μ μ 1,000g (^12) g /noi 9083 ma 12C 0,083 ✗^ 6,022.1023^ =^ 5,018^ ✗^1022 atomi^ " ( 12

tavola periodica Gli elementi sono ordinati in ordine di numero atomico (Z) crescente. Sono disposti in 7 serie orizzontali dette PERIODI; in ciascun periodo si ha il graduale riempimento degli orbitali del corrispondente livello energetico. I periodi sono allineati in modo che gli elementi presenti nelle colonne verticali (GRUPPI) abbiano la stessa configurazione esterna e quindi presentino proprietà chimiche simili. Gruppi Si identificano in base al numero o all’elemento chimico che li caratterizza:

• Metalli alcalini - gruppo 1A
• Metalli alcalino terrosi - gruppo 2A
• Gas nobili - gruppo 8A
• Alogeni- gruppo 7A
• Calcogeni - gruppo 6A
• Gruppo dell’azoto - gruppo 5A Gli elementi sono classificati in due categorie principali che sono metalli e non-metalli, divisi sulla tavola dalla linea a zigzag.
• I metalli sono solidi (eccetto il mercurio) con una caratteristica lucentezza, malleabilita e duttilità; sono inoltre buoni conduttori di calore ed elettricità.
• I non-metalli sono gas o solidi (eccetto il bromo) che non presentano caratteristiche metalliche.
• Gli elementi attorno alla linea a zigzag hanno caratteristiche intermedie fra metalli e non-metalli e sono noti come semimetalli o metalloidi (B, Si, Ge, As, Sb, Te, Po, At).
• Le caratteristiche metalliche aumentano da destra verso sinistra e dall’alto verso il basso. orbitale s semi (^) completo (^) quindi molto reattivi hanno (^) configurazione elettronica (^) completa quindi non^ sono^ reattivi manca 1e- per (^) raggiungere la^ configurazione elettronica (^) completa a seconda del n' di ossidazione si possono comportare^ da^ metalli^ oppure da (^) non metalli