in pillole

Chimica
in pillole
Per iniziare
La misura è la procedura con cui si assegna un
valore numerico a qualche aspetto della materia
mentre
la grandezza è la proprietà fisica di un sistema,
come la lunghezza, il volume e il peso.
Esistono grandezze indipendenti le cui unità di
misura sono dette unità fondamentali (lunghezza,
massa, tempo, temperatura) e grandezze derivate,
le cui unità di misura sono dette unità di misura
derivate (densità, forza, energia, pressione, carica
elettrica)
L'atomo
La materia è tutto ciò che occupa lo spazio e ha
massa; un elemento è una sostanza semplice
formata da atomi dello stesso tipo; un atomo è la
più piccola parte di un elemente che conserva tutte
le proprietà chimiche dell'elemento.
Una molecola è costituita dall'unione di due o più
atomi uguali o diversi, è la più piccola parte di un
composto.
L'atomo ha una parte centrale, nucleo, dove si
trovano protoni e neutroni, e una parte periferica
dove si trovano gli elettroni.
Protoni = hanno carica positiva, il numero di protoni in
un atomo è detto numero atomico
Neutrone = è elettricamente neutro, può essere
considerato l'unione di protone e elettrone, ha la
funzione di rendere stabile il nucleo
Elettroni = hanno carica negativa e hanno dimensione
molpo piccola
La massa di un nucleo è uguale alla somma delle masse
dei suoi costituenti (protoni e neutroni) e coincide con
la massa dell'atomo intero.
Il raggio di un atomo è molto più grande del raggio del
suo nucleo perciò l'atomo è praticamente vuoto.
Ogni elemento chimico ha un proprio simbolo, nella
tavola periodica troviamo ogni elemento accompagnato
da numero di massa (in basso) e numero atomico (in
alto)
Prime teorie sull'atomo
Il concetto di atomo è molto antico, già Democrito
aveva proposto una sua teoria atomica. Le più
importanti e in ordine cronologico sono:
- Teoria atomica di Dalton (1802): tutti gli elementi
sono fatti diparticelle piccolissime chiamate atomi,
nelle relazioni chimiche gli atomi conservano la loro
identità, atomi diversi si combinano tra loro creando
composti.
- Modello di Rutheford (1911): gli elettroni ruotano
intorno al nucleo su orbite circolari, non si avvicina al
nucleo per via della forza centrifuga [errato!]
- Modello di Bohr (1913): gli elettroni si muovono su
orbite stazionarie nelle quali non perdono energia,
all'aumentare del raggio dell'orbita aumenta l'energia
dell'elettrone.
Teoria odierna
- Modello ondulatorio dell'atomo (1930): l'elettrone si
muove lungo un orbitale. Per orbitale si intende il luogo
dove vi è più del 90% delle probabilità di trovare un
elettrone, perciò non si può parlare di traiettoria, così
facendo crea una nube di carica elettrica negativa.
Esistono gli orbitali
•
•
•
•
s: orbitale a sfera, 7 sfere via via sempre più grandi.
p: 3 orbitali, ognuna a forma di 2 goccie unite al centro.
d: 5 orbitali
f: 7 orbitali
Ogni orbitale non può contenere più di 2 elettroni;
principio di Pauli. In più gli elettroni di uno stesso
orbitale devono avere spin diverso, ovvero diverso
movimento sull'asse.
Disposizione degli elettroni nell'atomo
L'ordine di riempimento degli orbitali segue anche
l'ordine dato dalla loro energia.
1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p...
Tavola periodica degli elementi
E' stata inventata da Mendeleev, in essa gli elementi
sono incasellati in ordine di numero atomico crescente
in file orizzontali. Ogni riga orizzontale è detta periodo
e corrisponde al riempimento degli orbitali di un livello.
Ogni colonna è detta gruppo dove gli elementi hanno
stessa configurazione elettronica esterna.
Il termine periodico sta ad indicare la periodicità di
alcune caratteristiche degli elementi.
Le proprietà chimiche e fisiche degli elementi non
dipendono dal numero totale degli elettroni ma dalla
configurazione elettronica esterna.
Gli elementi dell'ottavo gruppo sono elementi
estremamente stabili, sono gas poco reattivi e per
questo detti gas nobili.
Alcuni gruppi della tavola periodica hanno
denominazioni proprie:
•
•
•
•
I A : metalli alcalini;
II A : metalli alcalino-terrosi;
VII A : alogeni;
VIII A : gas nobili.
Isotopi
Gli isotopi sono atomi dello stesso elemento ma con
diverso numero di massa perchè contengono un
diverso numero di neutroni.
Quindi sono atomi con stesso numero di protoni ma
diverso numero di neutroni.
Solo nell'idrogeno gli isotopi hanno nomi differenti:
•
•
•
•
prozio: 1 protone;
deuterio: 1 protone e 1 neutrone;
trizio: 1 protone e 2 neutroni.
Diversi sono gli isobari che hanno stesso numero di
massa ma diverso numero atomico, questi elementi
hanno proprietà chimiche e fisiche diverse.
La mole
Una mole di qualsiasi sostanza contiene
unità
elementari di quella sostanza. Quindi una mole di un
elemento corrisponde alla quantità di sostanza il cui
peso, espresso in grammi, è pari numericamente al suo
peso atomico (o peso molecolare, o peso formula).
- una mole di C, pesa 12 g e contiene
atomi di
carbonio
- una mole di acqua pesa 18 g e
contiene
molecole di acqua
La mole si calcola attraverso una formula
dove PM sta per peso molecolare, ovvero la somma dei
pesi atomici degli atomi che compongono la molecola
Formule chimiche
Esistono diversi tipi di formule:
• Formula bruta: formula che indica esclusivamente il
tipo e il numero di atomi che compongono la
molecola.
• Formula di struttura: indica la disposizione spaziale
degli atomi della molecola, mostrando come gli
atomi sono legati tra loro e con quale tipo di legame
E' possibile calcolare la formula minima di una molecola
attraverso la percentuale in peso di ogni elemento:
Oppure fare il procedimento inverso e ricavarne le percentuali:
I legami chimici
Nella formazione di legami chimici sono coinvolti gli
elettroni esterni, ogni elemento cerca di
raggiungere l'ottetto, ovvero la configurazione più
stabile tipica dei gas nobili.
L'ottetto viene raggiunto attraverso la condivisione
di elettroni (legame covalente) o attraverso la
perdita o acquisizione di elettroni (legame ionico).
Legame covalente
Legame covalente: 2 atomi con uguale elettronegatività
condividono una coppia di elettroni per raggiungere
l'ottetto; in base al numero di elettroni condivisi si
avranno legami semplici, doppi o tripli.
• legame covalente α: quando l'orbitale degli elettroni
condivisi corconda l'asse che congiunge i 2 nuclei.
• legame covalente π: quando l'orbitale degli elettroni
condivisi ha una sovrapposizioni laterale (formato da un
orbitale a 2 lobi)
Legame dativo
E' una forma particolare di legame covalente, in questo
caso si ha un atomo con un doppietto di elettroni libero
e un atro atomo che ha un orbitale vuoto.
Ibridazione
L'ibridazione è un fenomeno per cui orbitali esterni
con diversa energia si combinano tra loro per
formare orbitali ibridi.
Un semplice esempio è dato dal carbonio:
L'ibridazione può essere di 3 tipi:
• Ibridazione sp3: quando un orbitale s e tre
orbitali p di uno stesso atomo si combinano
formando 4 orbitali ibridi.
• Ibridazione sp2: quando due orbitali p e un
orbitale s di uno stesso atomo si combinano
formando tre orbitali ibridi.
• Ibridazione sp: coinvolge un orbitale p e un
orbitale s e forma due orbitali ibridi.
L'ibridazione è un processo spontaneo in
quanto favorisce la stabilità delle molecole.
Legame ionico e legame metallico
E' un legame che si forma tra atomi con elevata
differenza di elettronegatività; è un attrazione di tipo
elettrostatico tra due ioni di carica elettrica opposta.
Nel caso del legame ionico non si formano né orbitali
molecolari, né molecole. I composti ionici sono
invariabilmente solidi.
Legame metallico.
Il legame tra gli atomi del metallo non è né ionico né
covalente, un pezzo di metallo è un insieme di cationi;
ovvero un atomo che cede degli elettroni e quindi la
carica del nucleo non è più bilanciata, contrario è
l'anione, ovvero un atomo che riceve elettroni.
I metalli hanno un elevata conduttività elettrica e
termica.
Legame a idrogeno
E' un legame elettrostaticoche si forma tra un
atomo di idrogene già legato covalentemente e un
altro atomo molto elettronegativo.
E' un legame molto debole che richiede poca
energia per essere spezzato, è il legame tipico delle
molecole d'acqua. Nel caso dell'acqua il legame ad
idrogeno determina che allo stato solido il ghiaccio
abbia una struttura cristallina e occupi maggiore
spazio rispetto allo stato liquido.
Le soluzioni
Una soluzione è una miscela omogenea tra 2
componenti: il solvente, componente più abbondante; e
il soluto, componente meno presente.
L'acqua è un buon solvente per la maggior parte dei
composti ionici.
Soluzione satura: una soluzione che contiene la
massima quantità di un dato soluto che il solvente è in
grado di sciogliere.
La solubilità è influenzata da: la natura del solvente e
del soluto (simile scioglie simile), la temperatura
(processo endotermico aumenta con la
temperatura,processo esotermico diminuisce
all'aumentare della temperatura), la pressione nella
solubilità tra gas e liquidi.
Vi sono poi anche fattori che aumentano la velocità di
dissoluzione come l'agitazione, la temperaturae il grado di
sidduvisione del soluto.
Le proprietà chimiche di una soluzione dipendono dalla
concentrazione e non dalla natura chimica del soluto; nelle
soluzioni viene variata la temperatura di ebollizione e di gelo,
infatti una soluzione gela al di sotto dei 0° e bolle al di sopra
dei 100°.
L'osmosi è quel fenomeno per cui si ha la migrazione
spontaneo delle molecole del solvente da una soluzione più
diluita verso una più concentrata. La pressione osmotica è la
pressione che bisogna applicare alla soluzione, a contatto con
il solvente tramite una menbrana semipermeabile, perchè la
soluzione non venga diluita.
Due soluzioni con pressione osmotica uguale sono dette
isotoniche.
Composti inorganici e nomenclatura
Il numero di ossidazione di un atomo di un elemento
indica il numero di elettroni che l'atomo ha in difetto o
in eccesso rispetto all'atomo allo stato isolato (ugual
numero di protoni ed elettroni). In genere il numero di
ossidazione dell'ossigeno è -2 mentre quello
dell'idrogeno è +1.
La cessione di elettroni si chiama ossidazione mentre
l'acquisto si chiama riduzione; un atomo si ossida se
aumenta il suo numero di ossidazione e si riduce se il
numero di ossidazione diminuisce.
Gli elementi però possono avere più numeri di
ossidazione, nella maggior parte dei casi sono i metalli
di transizione e alcuni dei gruppi IV A e V A. In questi
casi è necessario distinguere i diversi composti che un
metallo può formare insieme ad uno stesso non metallo.
Nel caso di 2 diversi numeri di ossidazione:
• desinenza -oso, per il numero di ossidazione minore
(ferroso, rameoso, piomboso)
• desinenza -ico, per il numero di ossidazione maggiore
(ferrico, rameico, piombico)
Nel caso in cui vi siano vi siano più di 2 numeri di ossidazione
si usa questa nomenclatura:
• +1 o +2; ipo- -oso, acido ipocloroso
• +3 o +4; -oso, acido cloroso
• +5 o +6; -ico, acido clorico
• +7; per- -ico, acido perclorico
Ossidi
Gli ossidi sono composti binari formati dalla
combinazione di un elemento (tranne i gas nobili e il
fluoro) con l'ossigeno. Esistono gli ossidi dei metalli,
ossidi basici; e gli ossidi dei non metalli, ossidi acidi o
anidridi.
Ossidi basici: composti ionici binari formati da un
catione metallico (elemento con n° di ossidazione +n) e
dallo ione ossido (l'ossigeno con n° di ossidazione -2).
Anidridi: composti binari formati da un non metallo e
ossigeno; in questo caso se il numero di ossidazione
dell'elemento è unico allora il nome del composto sarà:
anidride+radice del nome del non metallo+ desinenza ica (anidride carbonica)
Idracidi
Sono composti binari formati da H (idrogeno) e uno
dei seguenti non metalli S (zolfo), F (fluoro), Cl
(cloro), Br (bromo) e I (iodio).Questi composti
possono essere sciolti in acqua e in questo caso si
comportano come gli acidi.
Il nome viene attribuito aggiungendo la desinenza idrico alla radice del nome del non metallo,
preceduto dalla parola acido.
Idrossidi o basi.
Composti ionici ternari (ovvero tre elementi)
formati da un catione metallico (numero ossidazione
+) e da tanti ioni idrossido (OH-) quanti ne
occorrono per neutralizzare la carica del catione.
es. idrossido di calcio
Gli idrossidi si preparano facendo reagire gli ossidi
basici con l'acqua.
La nomenclatura in questo caso si ottiene
sostituendo la parola idrossido a quella dell'ossido
corrispondente.
Ossiacidi o acidi ossigenati
Composti ternari molecolari formati da idrogeno, un
non metallo oppure un metallo di transizione e
ossigeno, scritti nella formula in quest'ordine.
La nomenclatura deriva da quella degli anidridi,
sostituendo alla parola anidridi la parola acido
mantenendo invariati prefissi e desinenze.
es. acido borico; acido carbonico...
Sali
Sono composti ionici formalmente derivati dagli
acidi per sostituzione totale o parziale degli atomi
di idrogeno con uno o più cationi metallici.
Schema generale:
Bilanciamento delle reazioni chimiche
Nelle reazioni chimiiche la massa dei reagenti deve
essere uguale a quella dei prodotti; per questo deve
essere bilanciata. Per bilanciare un'equazione
bisogna seguire delle regole:
• il numero di atomi di un dato elemento presente nel
lato reagenti e nel lato prodotti deve essere lo
stesso.
• il coefficiente 1 non si indica.
• tutti i coefficienti devono avere il minimo valore
intero possibile.