COMPITI DI CHIMICA Trova la densità di un lingotto d`oro

COMPITI DI CHIMICA
Trova la densità di un lingotto d'oro di 13,5 Kg e del volume di 0,05 m3
Converti i seguenti valori di temperatura in Kelvin o in gradi Celsius
38°C
- 5°C
142 K
0K
Definisci i concetti di elemento, composto, miscuglio omogeneo e miscuglio
eterogeneo facendo anche alcuni esempi
Calcola quanti mL di alcol etilico sono contenuti in 860 mL di un liquore
sapendo che la sua gradazione alcolica 36°
Calcola la concentrazione di una soluzione ottenuta sciogliendo 60 grammi di
zucchero in 400 grammi di acqua.
Quanto soluto (sale da cucina NaCl) è presente in una soluzione di 750 grammi
contenente 620 grammi di solvente (acqua)
Descrivi il modello atomico di Thomson. Come è anche chiamato e da cosa è
dovuto questo nome?
Cosa è il numero atomico e qual è il suo simbolo
Cosa è l'atomo e da quali particelle è composto?
Qual è la differenza fra una trasformazione chimica e una trasformazione fisica.
Per ognuna, fai almeno 2 esempi
Cosa è un composto binario; fai un esempio dicendo quali sono gli elementi
che lo compongono
Cosa è un composto ternario; fai un esempio dicendo quali sono gli elementi
che lo compongono
Calcolare la Massa Molare di:
H2SO4
CuCl2
Ca(HCO3)2
NaOH
Fe(OH)3
Ca3(PO4)2
Al(OH)3
Mg(H2 PO4)2
AgNO3
Quanti moli ci sono in 500 g di CaO (massa molare CaO:56 g/m)
Cosa vuol dire bilanciare un'equazione chimica?
Bilancia le seguenti reazioni:
N2 +
H2 →
Al +
CuCl2 →
NaClO3
KClO3
→
→
NH3
AlCl3 +
NaCl +
KCl
Cu
O2
+
O2
H2SO3 +
NaOH →
O2 →
P4 +
Ag2CO3 →
Al +
NiCl2
AlCl3 +
Cu
→ Al2 O3 + Fe
H2SO4 →
CaCO3 +
H2SO3
O2
→ Al Cl3
Al + Cl2
Br2
CO2 +
→
CuCl2
KF +
H2 O
P2O5
Ag +
Al + Fe2 O3
Na2SO3 +
HF +
HCl →
+
→
KCl
+
+
CaCl2 +
KBr
NaOH →
O2
→
K2SO4
H2O +
+
Cl2
Na2SO3 +
NiO
CO2
+
H2O
Cl2O5
Trasformazioni chimiche e fisiche
Trasformazione Fisica: quando non c’è cambiamento della materia. Si modificano alcune proprietà della
sostanza, ma la sua composizione rimane inalterata.
Esempi di fenomeni fisici sono la fusione o il congelamento dell’acqua: cambia lo stato della materia, ma la
composizione del ghiaccio è la stessa dell’acqua. Il moto dei pianeti, il moto del pendolo, il riscaldamento o
il raffreddamento di un ferro da stiro, la formazione del vapore acqueo sono altri esempi di fenomeni fisici.
Quelli citati sono fenomeni fisici reversibili (la materia può tornare allo stato iniziale, ad esempio, il vapore
può diventare acqua, poi ghiaccio e viceversa).
Un esempio di fenomeno fisico irreversibile invece si ha tagliando a pezzi un frutto, una verdura, un
foglio: la composizione della materia è sempre la stessa, ma non si può tornare allo stato originario
(ricomporre il frutto o la verdura, il foglio di carta).
Trasformazione Chimica: quando cambia la composizione della materia, cioè la sostanza si trasforma in
un’altra. La nuova sostanza contiene molecole differenti ed ha differenti proprietà rispetto alla sostanza
originaria. Il legno che brucia, è un esempio di trasformazione chimica (la cenere non può ridiventare
legno), come anche un pezzo di ferro che arrugginisce (la ruggine non ritorna ad essere ferro). Questi
descritti sono fenomeni irreversibili. Le trasformazioni chimiche sono in genere irreversibili.
Sono trasformazioni chimiche anche una foglia che ingiallisce o un frutto che matura.
La trasformazione chimica si riconosce in quanto il cambiamento della materia è visibile: c’è un
cambiamento di colore o di odore, si può formare un precipitato, o si può produrre un gas.
In cucina avvengono molte trasformazioni chimiche (cioè trasformazioni che portano alla formazione di
nuove sostanze):
-
Per fare una zuppa vengono bollite patate, pasta, riso, verdure…. Una volta bollite, le qualità, il
sapore, il profumo, di queste sostanze cambia;
Attorno ad una salsiccia arrostita si forma una crosta croccante dovuta alla carne bruciacchiata;.
Un uovo fritto ha sapore, consistenza, profumo diverso dall’uovo crudo o sodo;
Aggiungendo del succo di limone o dell’aceto al latte si formano pezzi di solido che si separano dal
liquido (si forma un precipitato) e cambia la struttura delle proteine del latte;
Elementi, composti, miscugli
Un elemento è una sostanza pura che non può essere divisa in sostanze più semplici. Le sue molecole sono
tutte uguali.
Il composto è formato da sostanze pure scomponibili in sostanze più semplici (elementi). Nel composto gli
elementi sono legati intimamente fra loro grazie ai legami chimici. I composti sono identificati con una
formula chimica. Le molecole di un composto sono uguali fra loro; la composizione di un composto è
dunque omogenea. Separare dei composti può essere impegnativo in quanto richiede la rottura di legami
chimici.
Un miscuglio è un insieme di sostanze pure e di composti, mescolate (non legate!) fra loro in maniera più o
meno intima. I miscugli sono identificati dalle percentuali di elementi o composti di cui sono formati. Ad
esempio l’aria è formata per circa il 70% da azoto (N) e per il 30% da ossigeno (O). Se nel miscuglio si
possono distinguere ad occhio nudo e separare le parti di materia che lo compongono (es. sabbia, granito)
si parla di miscuglio eterogeneo, in caso contrario di miscuglio omogeneo. I miscugli omogenei sono detti
anche le soluzioni.
Molte soluzioni hanno come solvente l’acqua.
Programma Chimica – Bergese - 2015-16
I miscugli possono essere separati con metodi relativamente semplici, quali la filtrazione, la distillazione, la
centrifugazione.
Esempio di elementi (E), composti (C) e miscugli (M, sia omogenei, sia eterogenei)
Sostanza
Magnesio
Aria
Cloruro di sodio (NaCl)
Thé
Acqua distillata
Granito
Caffè macinato
Sangue
E/C/M
E
M (omogeneo)
C
M (omogeneo)
C
M (eterogeneo)
M (eterogeneo)
M (omogeneo)
Sostanza
Zucchero o Saccarosio (C12H22O11)
Ammoniaca (NH3)
Acqua gassata
Ferro
Liquore
Zolla di terra
Acetone (C3H6O)
Sale da cucina (NaCl)
E/C/M
C
C
M (omogeneo)
E
M (omogeneo)
M (eterogeneo)
C
C
Le soluzioni
Le soluzioni sono dunque miscugli omogenei; sono miscele di due o più sostanze. La sostanza che si
‘scioglie’ si chiama SOLUTO, quella in cui le particelle della sostanza si ‘sciolgono’ si chiama SOLVENTE.
In una soluzione è presente un solo solvente mentre ci possono essere più soluti.
Soluzione = soluto + solvente ; per ricavare il soluto (o il solvente) avendo la soluzione basta sottrarre:
Soluto: soluzione – solvente
Solvente= soluzione – soluto
Ci sono soluzioni nei diversi stati di aggregazione della materia (liquido, solido, gassoso)
Le soluzioni liquide si ottengono sciogliendo in un liquido (solvente) un altro liquido, un solido o un gas
Le soluzioni solide si ottengono sciogliendo un solido in un altro solido
Le soluzioni gassose sono formate da un gas miscelato con altri gas (uno o più di uno)
Esempi di soluzioni (o miscugli)
Miscugli
aria
Acqua gassata
liquore
Acqua minerale
Leghe metalliche: bronzo
Leghe metalliche : ottone
Leghe metalliche : ghisa
Leghe metalliche: acciaio
stato della materia
gas
gas
liquido
gas
liquido
liquido
liquido
solido
Solido
solido
Solido
solido
Solido
solido
Solido
solido
solvente
azoto
acqua
acqua
acqua
Rame (85%-90%)
Rame (70%)
ferro (+ 98%)
ferro (< 98%)
soluto
ossigeno
Anidride carbonica
Alcool etilico
Sali minerali
Stagno (15%-10%)
zinco (30%)
Carbonio ( < 2%)
Carbonio ( > 2%)
N.B.: per le leghe, non è necessario imparare le percentuali o i nomi, sono indicate a titolo di esempio.
Una soluzione si dice satura quando a quella temperatura non è possibile sciogliere altro soluto nel
solvente (la quantità disciolta è la massima possibile)
La solubilità è la massima quantità di soluto che può essere sciolta in una determinata quantità di solvente
Concentrazione di soluzioni
La concentrazione mette in relazione le quantità dei componenti di un miscuglio. Fra i modi di esprimere la
concentrazione: parti per milione, % in peso, % in volume
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Concentrazione in parti per milione
p.p.m (parti per milione) equivale a mg/l.
Indica i mg di soluto presenti in 1 litro o in 1 kg di soluzione
Corrisponde alle parti di soluto presenti in un milione (1000000) di parti di soluzione
Concentrazione percentuale in peso
% in peso grammi di soluto /100 grammi soluzione
Esempio:
Determinare la percentuale in peso di una soluzione di 70 g che contiene 15 g di soluto.
15: 70 = x : 100
x= 15/70*100 x= 21,4%
Esempio:
Trovare la percentuale in peso di una soluzione contenente 15 g di soluto in 55 g di solvente.
Occorre trovare il peso della soluzione che è dato da soluto + solvente 15 + 55 = 70 g
15: 70 = x : 100
x= 15/70*100
x= 21,4%
Esempio
Una torta contiene il 5% in peso di cloruro di sodio. Calcola la quantità di cloruro di sodio presente in una
torta di 500g.
5:100= x:500 X= 5*500/100 = 25 g cloruro sodio
Concentrazione percentuale in volume
% in volume ml di soluto/100 ml soluzione
Nel caso dell’alcol si usano i gradi e si usa il simbolo ° ; ad esempio 5° vuol dire 5 gradi ed in particolare che
ci sono 5 ml di alcol disciolti in 100 ml di soluzione.
Esempio
Quanti millilitri di alcol etilico ci sono in una bottiglia di vino da 500 ml la cui concentrazione in alcol è 13°?
13° vuol dire 13 % in volume e cioè 13 ml di alcol su 100 ml di soluzione. Per trovare quanti ml di alcol ci
sono in 500 ml si fa la seguente proporzione:
13: 100 = x :500 X=13*500/100 = 65 ml
La struttura della materia: l’atomo
Già i filosofi greci, 2500 anni fa, si posero il problema della costituzione della materia. Fu Democrito a
ritenere che la materia fosse costituita da particelle piccolissime che non potevano essere ulteriormente
divise: per questo chiamò tali particelle atomi (indivisibile).
Nel XIX secolo gli studi scientifici dimostrano che l’atomo è ancora scomponibile in particelle che furono
dette sub-atomiche.
L’atomo è la più piccola parte di materia (o più propriamente, di un elemento) che ne mantiene tutte le
proprietà.
Le proprietà dei vari elementi dipendono dalle caratteristiche degli atomi che lo costituiscono.
L’atomo è composto da un nucleo e da una ‘nuvola’ che circonda il nucleo in cui sono dispersi gli elettroni.
Il nucleo è composto da protoni e neutroni. Il nucleo ha carica positiva, dovuta ai protoni, in quanto i
neutroni non hanno carica. Gli elettroni hanno carica negativa. Protoni ed elettroni sono in egual numero
per questo l’atomo ha carica neutra.
Se l’atomo perde o acquista uno o più elettroni, si trasforma in ione.
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Gli ioni positivi (hanno perso elettroni, quindi i protoni sono più degli elettroni ) si chiamano cationi.
Gli ioni negativi (hanno acquistato elettroni, quindi gli elettroni sono più dei protoni ) si chiamano anioni.
Modelli atomici
I principali sono il modello atomico di Thompson (1897-1906) secondo cui l’atomo è una struttura piena di
materia all’interno della quale particelle di carica positiva (+) si trovano insieme a particelle di carica
negativa (-). Il suo modello fa pensare ai canditi (cariche negative) insieme all’uvetta (carica positiva) nel
panettone; per tale ragione il suo modello atomico è detto anche ‘a panettone’.
Nel suo modello atomico, Rutherford (1911) ipotizza l’atomo come costituito da un nucleo denso, carico
positivamente, attorno al quale ruotano particelle cariche negativamente. Il suo modello ricorda i pianeti
che ruotano attorno al sole, per questo il suo modello atomico è detto anche ‘planetario’.
Nel modello atomico di Bohr (1913) l’atomo è costituito da un nucleo carico positivamente, attorno al
quale si muovono le particelle cariche negativamente. La zona in cui ci si muovono tali particelle (elettroni),
non è ben definita: è simile ad una nuvola, che Borh definisce orbitale: in quest’area c’è la maggior
probabilità di trovare gli elettroni.
Gli orbitali sono dei livelli energetici
In ogni orbitale ci sono al massimo 8 elettroni. Fa eccezione il primo orbitale (indicato con la lettera s) nel
quale ci sono al massimo 2 elettroni.
Elettroni di valenza
Sono gli elettroni del livello più esterno di un atomo o di elemento; sono questi elettroni che reagiscono
con gli elettroni di valenza di un altro elemento o atomo per formare molecole. Il livello esterno che
contiene gli elettroni di valenza è detto guscio di valenza.
Il numero atomico (Z) indica il numero dei protoni di un atomo. Il numero atomico è riportato sulla tavola
periodica
La massa atomica (A)
La massa atomica (o peso atomico) dell’atomo è data dalla massa dei protoni e dei neutroni in quanto la
massa degli elettroni è trascurabile rispetto a quella dei protoni e dei neutroni. La massa di un elettrone è
circa 2000 volte inferiore a quella del protone e del neutrone). La massa atomica è quindi data dalla massa
di neutroni + protoni. La massa atomica è riportata sulla tavola periodica.
L’unità di massa atomica
E’ la dodicesima parte della massa dell’atomo di carbonio-12.
L’atomo è una porzione di materia molto piccola e se esprimessimo la massa di un atomo con i grammi
avremmo un numero piccolissimo con tanti zeri, scomodo per fare i calcoli.
Si è scelto quindi di definire una misura convenzionale (ovvero una grandezza campione) che fosse più
pratica per confrontare il peso degli atomi. Come campione è stata scelta la massa dell’atomo di carbonio
12, che ha 6 protoni e 6 elettroni.
Una singola unità di massa atomica (u) corrisponde a 1,660538921 * 10 -24 g
Come si calcola la massa atomica di un composto:
La tavola periodica riporta la massa atomica degli elementi(sotto il nome dell’elemento); nel caso dei
composti, occorre sommare i valori dei diversi elementi, moltiplicando ciascuno per il numero di atomi
presenti nel composto.
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Esempio:
Ferro (Fe) 55, 85
Potassio (K) 39,10
Anidride carbonica CO2 = 12+2*16=44
Acido solforico H2SO4 = 2*1+ 32+4*16= 98
Cloruro di sodio (NaCl) 23+35,45 = 58,45
idrossido di potassio KOH = 39+16+1=56
Cloruro di calcio CaCl 2 =40 + 2*35,45 110,9
Gli isotopi
Gli isotopi sono atomi con ugual numero di protoni (e quindi di elettroni) ma diverso numero di neutroni.
Pertanto gli isotopi hanno lo stesso numero atomico (Z) ma diversa massa atomica (A). Le proprietà
chimiche sono le stesse dell’atomo base, essendo queste determinate dagli elettroni (che sono in ugual
numero). Le caratteristiche fisiche sono diverse (ma di poco!) in quanto la massa è diversa. È molto difficile
distinguere gli isotopi, proprio perché hanno caratteristiche molto simili. Fa eccezione l’idrogeno: l’idrogeno
più presente in natura, ha solo un protone e un elettrone; il deuterio è idrogeno che oltre a 1 protone (e 1
elettrone) ha anche un neutrone per cui raddoppia la sua massa atomica A; per questo l’acqua formata con
deuterio invece che con idrogeno è detta ‘acqua pesante’.
La tavola periodica
La tavola periodica, ideata da Mendeleev, ha lo scopo di ordinare gli elementi al fine di individuarne con
facilità le caratteristiche chimiche e fisiche. Nella tavola periodica gli elementi sono ordinati in base al
numero atomico crescente; la tavola è costruita secondo righe e colonne: le colonne si chiamano gruppi, le
righe periodi. I numeri di gruppo e periodo sono indicati sulla tavola periodica.
I gruppi sono 18, numerati da 1 a 18; tale numerazione include anche gli elementi di transizione (dal gruppo
3 al gruppo 12); in genere si preferisce la numerazione romana (da I a VIII gruppo) che individua i gruppi
principali, senza considerare i gruppi di transizione.
Gli elementi che appartengono allo stesso gruppo hanno la stessa configurazione elettronica esterna, ossia
lo stesso numero di elettroni nel livello più esterno (elettroni di valenza) e questo ha come conseguenza
che gli elementi di uno stesso gruppo reagiscono in modo simile; di conseguenza le sostanze che si formano
hanno proprietà chimiche simili.
Gli elementi del I° gruppo (idrogeno escluso) si chiamano METALLI ALCALINI
Gli elementi del II° gruppo si chiamano METALLI ALCALINO-TERROSI
Gli elementi del VII° gruppo si chiamano ALOGENI
Gli elementi del VIII° gruppo si chiamano GAS NOBILI.
I gas nobili sono: elio neon, argo, cripton, xeno, radon.
Sono detti nobili in quanto hanno la configurazione elettronica stabile. Infatti hanno 8 elettroni nel livello
energetico esterno (ottetto) , per cui il loro livello energetico è completo. Per questo sono poco reattivi;
inoltre non hanno colore, né odore.
Il periodo (numeri da 1 a 7) indica il livello energetico in cui si trovano gli elettroni di valenza degli elementi
del periodo; ad esempio, nel periodo 3, ci sono 8 elementi ( Na, Mg, Al, Si, p, S, Sl, Ar) i cui elettroni di
valenza sono tutti nel 3° livello energetico (rispettivamente 3s1; 3s2; 3s2, 3p1 ; 3s2, 3p2 ; 3s2, 3p3; 3s2,
3p4 ; 3s2, 3p5 ; 3s2, 3p6)
Fra il II e il III gruppo ci sono gli elementi di transizione (da 3 a 129. Ogni riga ha 10 elementi (metalli) con
gli elettroni di valenza nei sottolivelli 3d (4° periodo), 4 d(5° periodo), 5d (6°periodo), 6d (7° periodo).
In fondo alla tavola periodica ci sono 2 fili di 14 elementi: lantanidi e attinidi con gli elettroni di valenza nei
livelli f (4f e 5f).
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Affinità elettronica
È l’energia liberata quando un atomo cattura elettroni. L’atomo avrà quindi elettroni in più rispetto
all’atomo neutro e di conseguenza un eccesso di carica negativa
A + e- = A- + energia
Energia di ionizzazione
È l’energia necessaria per strappare un elettrone da un atomo. L’atomo avrà quindi un elettrone in meno
con un eccesso di carica positiva (dovuta ai protoni del nucleo) A + energia = A+ + energia
I simboli dei principali elementi chimici
Gli elementi naturali noti sono 92, l’ultimo è l’uranio (U).
H idrogeno
Li litio
Na sodio
Be berillio
Mg magnesio
Ca calcio
Mn manganese
Fe ferro
Cu rame Ag argento
Au oro
Zn zinco
B boro
Al alluminio
C carbonio Si silicio Sn stagno
Pb piombo
N azoto
P fosforo
O ossigeno
S zolfo
F fluoro
Cl cloro I iodio
K potassio
Gas nobili He elio; Ne neon, Ar Argon, Kr cripton, Xe xeno Rn radon
Numero di Avogadro
Il numero di Avogadro è il numero di particelle contenute in una mole : 6,022*1023
La mole
Una mole è una quantità di sostanza che contiene un numero definito di particelle, pari al numero di
Avogadro (6,022*1023). Le particelle possono essere atomi, molecole, ioni.
Il simbolo della mole è mol. Con n si indica numero di moli.
Il numero di moli è dato dal rapporto fra la massa m (espressa in grammi) e la massa molare M (espressa in
grammi/mole)
n= m/MM
La massa molare è la massa atomica (o peso atomico) espressa in grammi/mole.
Dal rapporto si deduce che se n (n di moli) è 1, la massa molare è uguale alla massa in grammi. Quindi si
può anche dire che la massa molare corrisponde al peso in grammi di una mole
Per calcolare la massa molare (come anche il peso atomico, visto che ciò che cambia è l’unità di misura), si
usa la tavola periodica.
La tavola periodica riporta la massa atomica degli elementi; nel caso dei composti, occorre sommare i
valori dei diversi elementi, moltiplicando ciascuno per il numero di atomi presenti nel composto.
Esempio:
Ferro (Fe) 55, 85 g/m
Potassio (K) 39,10 g/m
Programma Chimica – Bergese - 2015-16
Cloruro di sodio (NaCl) 23+35,45 = 58,45 g/m
Anidride carbonica CO2 = 12+2*16=44 g/m
Acido solforico H2SO4 = 2*1+ 32+4*16= 98 g/m
Idrossido di stagno
idrossido di potassio KOH = 39+16+1=56 g/m
Cloruro di calcio CaCl 2 =40 + 2*35,45 110,9 g/m
Sn(OH)2 = 118,7 + 2*(16+1) = 152,7 g/m
Esempio:
A quante moli corrispondono 0,15 Kg di NaCl?
n= m (g)/M (g/m)
Occorre trasformare i kg in g (150g) n= 150 g/58,45 g/m = 2,57 moli
Esempio:
A quanti grammi corrispondono 3 moli di acqua?
si usa la formula inversa: m(g) = n* MM
3 moli* Massa molare acqua (16+2*2=18) g/mol = 54 g
Esempio:
Quante moli ci sono in 55 g di CO2?
n= m (g)/M (g/m)
Massa molare anidride carbonica 12+16*2 = 44g/mol
n= 55 g/44 g/m = 1,25 mol
La reazione chimica
Una reazione chimica è una trasformazione della materia in cui una o più specie chimiche o elementi,
modificano la propria composizione originaria (si dice che reagiscono) per generare altre specie chimiche.
Le sostanze che reagiscono si chiamano REAGENTI, le sostanze ottenute dalla reazione si chiamano
PRODOTTI.
Bilanciare una reazione chimica significa far si che in accordo con la legge di Lavoisier sulla conservazione
di massa, il numero di atomi delle sostanze presenti all’inizio della reazione (reagenti ) sia uguale al numero
degli atomi presenti alla fine della reazione (prodotti)
Leggere un’equazione chimica
2H2 + O2 -> 2H2O
2 molecole (o moli) di idrogeno reagiscono con 1 molecola (o mole )di ossigeno formando 2 molecole o
moli) di acqua.
Coefficienti stechiometrici (o coefficienti chimici)
I coefficienti stechiometrici sono i numeri che indicano quanti atomi o molecole prendono parte alla
reazione. Si scrivono davanti alla formula del composto (o dell’elemento).
Caratteristiche di una reazione chimica
Ogni reazione chimica dà informazioni su tre aspetti:
- Direzionale , ovvero il senso in cui avviene la trasformazione delle sostanze coinvolte nella reazione
- Qualitativo, ovvero il tipo (la ‘qualità’) di sostanze coinvolte nella reazione stessa
- Quantitativo, ovvero la quantità di sostanza (mole, atomi, molecole) coinvolte nella reazione.
Programma Chimica – Bergese - 2015-16
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