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Manuale di chimica

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Manuale di chimica - IngressoMedicina
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ICI
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Manuale di chimica
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RE
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OM
A cura di IngressoMedicina
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Manuale di chimica - IngressoMedicina
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Indice
NA
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In questo manuale cercherò di esporre alcuni punti fondamentali della chimica
seguiti da alcuni esempi in modo da farveli capire al volo senza tanti giri di
parole. A volte farò esempi stupidi ma non me ne vogliate… Ah, state molto
attenti ai promemoria che metterò qua e là. Sono molto utili.
Se avete domande, correzioni, proposte da fare, non esitate a scriverci
all’indirizzo e-mail [email protected]!
—Numero atomico
—Numero di massa
—Isotopi
ED
ICI
L’atomo………………………………………………………………………………………………………….4
I modelli atomici……………………………………………………………………………………………5
—Descrizione generale modelli
—Modello di Bohr
—Configurazione elettronica
—Numeri quantici
—Energia di ionizzazione
—Energia di legame
—Lunghezza di legame
—Valenza
OM
Tavola periodica……………………………………………………………………………………………8
Legame chimico……………………………………………………………………………………………11
ING
RE
SS
—Legame atomico
——Covalente semplice
——Covalente doppio
——Covalente triplo
———Legame sigma
———Legame pi greco
—Legame covalente polare
—Ibridazione
—Legame dativo
—Legame ionico
—Legame metallico
—Legame idrogeno
Moli………………………………………………………………………………………………………………15
—Pesi atomici e molecolari
—Calcolo moli
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Numeri di ossidazione…………………………………………………………………………………16
Ossidi……………………………………………………………………………………………………………17
NA
—Ossidi basici
—Ossidi acidi
Idrossidi………………………………………………………………………………………………………18
Ossiacidi………………………………………………………………………………………………………18
ED
ICI
Sali………………………………………………………………………………………………………………19
Soluzioni……………………………………………………………………………………………………21
—% in peso
—Frazione molare
—Molalità
—Molarità
—Normalità
—Peso equivalente
OM
Gas………………………………………………………………………………………………………………24
ING
RE
SS
—Legge di Boyle
—Prima legge di Gay-Lussac
—Seconda legge di Gay-Lussac
—Legge di Avogadro
—Legge dei gas perfetti
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L’atomo
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L’atomo è ciò che costituisce la materia. Esso è costituito da particelle
subatomiche:
- Elettrone -> è la più piccola particella con carica negativa presente negli
atomi;
NA
- Protone -> è la più piccola particella con carica positiva presente nell’atomo;
- Neutrone -> è una particella scoperta nel 1932 e ha carica neutra.
ED
ICI
Per identificare i vari atomi ci avvaliamo di due dati fondamentali, quali il
numero atomico (Z) ed il numero di massa (A).
Il numero atomico corrisponde al numero di protoni contenuti nell’atomo. Esso è
fisso e costante e rappresenta la caratteristica strutturale che permette di
individuarne l’identità chimica.
Come abbiamo già detto, il numero atomico si indica con la lettera Z e si pone a
sinistra in basso del simbolo dell’elemento.
In un atomo neutro (senza carica) il numero atomico coincide con il numero di
elettroni.
RE
SS
OM
Il numero di massa corrisponde alla somma del numero di protoni e neutroni e si
indica in alto a sinistra dell’elemento.
Atomi che presentano lo stesso numero atomico ma diverso numero di massa
vengono chiamati isotopi.
ING
Gli isotopi quindi, presentano stesso numero di protoni ed elettroni ma diverso
numero di neutroni.
Diversi isotopi di uno stesso elemento hanno uguali proprietà chimiche poiché
queste dipendono esclusivamente dal numero di elettroni.
Esempi classici di isotopi dell’idrogeno sono il deuterio, che presenta un neutrone
(l’idrogeno non ne ha) ed il trizio, che presenta due neutroni.
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Modelli atomici
Esistono vari modelli atomici che elencherò di seguito ma approfondiremo solo
l’ultimo poiché importante per i test di ingresso.
NA
- Modello di Thomson (l’atomo era una sfera carica positivamente con elettroni
all’interno senza un posizione precisa);
-Modello di Rutherford (bombardò con i raggi x una lamina d’oro e notò che i
raggi passavano la lamina senza alcuna deviazione);
ED
ICI
-Modello di Geiger (osservò anni dopo Rutherford che alcune particelle
rimbalzavano e tornavano indietro);
Il modello che approfondiremo è il modello di Bohr.
Secondo questo modello:
- L’atomo è costituito da un nucleo dove si trovano protoni e neutroni;
- gli elettroni, ruotando, descrivono orbite ben determinate;
OM
- un elettrone che ruota non acquista né cede energia;
- le orbite sono quantizzate (nettamente separate) e hanno diversi livelli
energetici;
- l’elettrone sottoposto ad una scarica elettrica passa ad uno stato eccitato,
RE
SS
restituendo poi l’energia sotto forma di radiazione luminosa;
- all’interno dei livelli (vanno da n=1 a n=7) sono presenti dei sottolivelli
ING
(contraddistindi dalle lettere s, p, d, f).
Regole generali
Il 1° livello ha un sottolivello: s;
Il 2° livello ha due sottolivelli: s, p;
Il 3° livello ha tre sottolivelli: s, p, d;.
Il 4° livello ha quattro sottolivelli: s, p, d, f.
Il sottolivello s può contenere al massimo 2 elettroni;
Il sottolivello p può contenere al massimo 6 elettroni;
Il sottolivello d può contenere al massimo 10 elettroni;
Il sottolivello f può contenere al massimo 14 elettroni.
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Vi faccio 2 esempi in modo da capire come viene descritta la configurazione
elettronica.
NA
IDROGENO: 1 elettrone
OM
SODIO: 11 elettroni
ED
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Configurazione elettronica: 1s1
ING
RE
SS
Configurazione elettronica: 1s2 2s2 2p6 3s1
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Ciò che ho scritto riguardo i modelli atomici fin qui è ciò che vi servirà grosso
modo per il test di ingresso. Continuerò con altre poche nozioni giusto per farvi
ripassare il tutto.
NA
Siccome non riusciamo ad identificare un punto preciso in cui un elettrone è
localizzato, definiamo l’orbitale.
Un orbitale è la porzione di spazio all’interno del quale si ha maggiore possibilità
di trovare l’elettrone, a seconda dell’energia che possiede.
Ad ogni orbitale corrisponde una forma, una direzione ed un orientamento,
descritti da 3 parametri o numeri quantici.
ED
ICI
Numero quantico principale: da questo numero dipende la dimensione
dell’orbitale ed il numero massimo di elettroni che può contenere ciascun livello;
Numero quantico secondario: indica quanti tipi di orbitali ci possono essere
all’interno di un livello energetico principale;
Numero quantico magnetico: indica quanti orbitali esistono in ciascun sottolivello
che corrisponde a ciascun numero quantico secondario.
OM
Oltre questi 3 parametri abbiamo anche il numero quantico di spin che può
corrispondere a +1/2 o a -1/2, in relazione alla direzione dello spin che hanno gli
elettroni. Segue quindi il principio di esclusione che enuncia che due elettroni
possono coesistere in uno stesso orbitale solo se dotati di spin opposti.
A tutto ciò seguono delle regole fondamentali per il riempimento degli orbitali:
RE
SS
- un elettrone si dispone sempre nell’orbitale a minore energia;
- un orbitale non può essere occupato da più di due elettroni;
- gli elettroni tendono ad occupare il massimo degli orbitali disponibili in uno
ING
stesso sottolivello.
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Tavola periodica
Questo è un argomento su cui si batte molto perché molto spesso si pensa sia
semplice e superfluo studiarlo, quindi vi prego di impararlo bene.
NA
Le proprietà degli elementi ricorrono periodicamente quando gli elementi
vengono ordinati in funzione del loro numero atomico crescente.
La tavola periodica è costituita da periodi e gruppi.
Vi faccio degli esempi:
ED
ICI
I periodi corrispondono alle file orizzontali. Ogni nuovo periodo inizia con un
elemento che ha un solo elettrone in un nuovo livello principale di energia.
- 1° periodo: costituito da 2 elementi, elio ed idrogeno poiché sono 2 gli
elettroni appartenenti al 1° livello;
- 2° periodo: costituito da 8 elementi poiché sono 8 gli elettroni permessi nel 2°
livello;
- 3° periodo: costituito da 18 elementi poiché sono 18 gli elettroni permessi nel
OM
3° livello.
I gruppi corrispondono alle file verticali. Gli elementi così indicati, possiedono lo
stesso numero di elettroni di valenza (stessa famiglia chimica)
Distinguiamo 3 grandi famiglie:
RE
SS
- Metalli alcalini (1 elettrone nel livello più esterno);
- Metalli alcalino-terrosi (2 elettroni nel livello più esterno);
- Alogeni (7 elettroni nel livello più esterno).
Distinguiamo poi 4 blocchi:
ING
- i primi 2 gruppi riempiono l’orbitale s;
- i gruppi dal III al VIII riempiono l’orbitale p;
- gli elementi di transizione riempiono l’orbitale d;
- i lantanidi e gli attinidi riempiono l’orbitale f.
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PROMEMORIA:
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- Il raggio atomico ed il volume atomico AUMENTA lungo il gruppo dall’alto al
basso e lungo il periodo da destra a sinistra;
lungo il periodo da sinistra a destra.
- Metalli (SINISTRA della tavola periodica);
ED
ICI
- Semimetalli (CENTRO della tavola periodica);
NA
- Il potenziale di ionizzazione DIMINUISCE lungo il gruppo dall’alto al basso e
ING
RE
SS
OM
- Non metalli (DESTRA della tavola periodica).
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Passiamo ora ad un argomento breve ma che ci servirà per capire alcuni
argomenti che tratteremo nelle prossime pagine. Ci saranno alcune definizioni
buttate lì. Leggetele ma non imparatele a memoria, arrivateci per logica.
NA
L’energia di ionizzazione di un atomo è l’energia richiesta per estrarre
l’elettrone più esterno da un atomo allo stato gassoso.
Quando forniamo energia ad un atomo per allontanare degli elettroni, esso
prende il nome di ione, che può chiamarsi catione se positivo, anione se negativo.
ED
ICI
Gli argomenti che tratterò brevemente di seguito non serviranno per il test ma è
sempre meglio dare un’occhiata rapida.
I gas nobili appartengono al VIII gruppo e per la loro particolare struttura atomica
(8 elettroni nel loro ultimo livello) sono poco reattivi e molto stabili.
Tutti gli elementi tendono a raggiungere la stabilità e ad assomigliare al gas
nobile più vicino nella tavola periodica grazie ai legami.
Si forma un legame covalente quando 2 atomi di non metalli condividono una
coppia di elettroni, creando così una molecola.
OM
N.B.:questo legame si instaura anche tra atomi di diversi elementi.
L’energia di legame è l’energia liberata al momento della formazione di un
legame e quindi l’energia da somministrare per romperlo.
RE
SS
La lunghezza di legame è la distanza che intercorre tra i nuclei di due atomi
legati.
Esistono atomi che necessitano di 2 coppie (legame doppio) o 3 coppie (legame
triplo) per raggiungere l’ottetto.
La valenza è il numero di legami che l’atomo di un elemento può formare con
altri atomi.
ING
Quando la coppia di elettroni condivisi proviene da uno solo degli atomi coinvolti
si è in presenza di un legame covalente dativo. In questo caso si presentano un
donatore ed un accettore.
Il legame ionico invece, è dovuto alla forza elettrostatica che si instaura tra ioni
di carica opposta. In questo caso non è la coppia ad essere condivisa ma è la forza
di attrazione elettrostatica che fa perdere ad uno dei due gli elettroni.
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NA
Legame Chimico
.IT
Tratto ora un argomento che inizialmente non volevo mettere ma che poi ho
deciso di inserire poiché potrebbe capitare qualche domanda sporadica. Parliamo
di legame chimico. Ne ho già parlato brevemente sopra ma ora cercheremo di
capire meglio ogni tipo di legame.
Cercherò di argomentare il meno possibile perché vorrei darvi pochi e precisi
input.
ED
ICI
Ricordiamo prima di tutto la regola dell’ottetto, cioè che gli atomi si legano,
perdono, acquistano o condividono elettroni per raggiungere uno strato esterno di
8 elettroni.
Inoltre gli atomi tendono a perdere o acquistare elettroni per assumere la
configurazione del gas nobile più vicino.
Parliamo quindi del legame atomico. Eccovi alcune caratteristiche:
- Viene chiamato anche legame omopolare o covalente puro;
- Coinvolge atomi (o gruppi) uguali;
- Ogni atomo partecipa al legame con un proprio e-;
OM
- Vi è una compenetrazione degli orbitali. In questa zona vi è una elevata densità
di carica. Maggiore è la ricopertura della zona e maggiore sarà l’energia di
legame;
- La distribuzione di carica è centrosimmetrica;
RE
SS
- È una molecola apolare;
- Ha un carattere direzionale. Gli orbitali atomici che si sovrappongono saranno
ING
quindi orientati nella direzione che permette la massima sovrapposizione.
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.IT
Ora che ho descritto le caratteristiche di questo legame possiamo procedere
velocemente. Ci sono 3 tipi di legame di questo genere:
- covalente semplice che mette in correlazione un elettrone (molecola di
idrogeno);
- covalente doppio che mette in correlazione due elettroni (molecola di
NA
ossigeno);
- covalente triplo che mette in correlazione tre elettroni (molecola di azoto).
Ciascuno di questi legami presenta legami specifici. Mi spiego meglio.
ED
ICI
- Il legame covalente semplice presenta un legame σ (sigma);
- Il legame covalente doppio presenta un legame σ (sigma) ed un legame π (pi
greco);
- Il legame covalente triplo presenta un legame σ (sigma) e due legami π (pi
greco).
Quali sono le caratteristiche di questi legami?
OM
Il legame σ (sigma) lega i due nuclei, mentre il legame π (pi greco) si forma
fuori dai nuclei. Di conseguenza il primo legame è più forte del secondo, poiché
le nubi elettroniche si sovrappongono maggiormente.
Vi scrivo ora brevemente le caratteristiche del legame covalente polare:
RE
SS
- Coinvolge atomi (o gruppi) diversi;
- Ogni atomo partecipa al legame con un proprio e-;
- Vi è una distribuzione di carica asimmetrica e vi è quindi una separazione di
carica;
- Viene formato un dipolo (molecola polare);
- Il legame è misto. È sia atomico (e- messi in condivisione) che elettrostatico
ING
(attrazione carica).
PROMEMORIA:
GLI ALCANI HANNO UN LEGAME σ (SIGMA), GLI ALCHENI HANNO UN LEGAME σ
(SIGMA) ED UN LEGAME π (PI GRECO) E GLI ALCHINI HANNO UN LEGAME σ (SIGMA)
E DUE LEGAMI π (PI GRECO).
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.IT
Giuro che questo sotto-argomento sarà breve anche perché io l’ho trovato molto
noioso. Questo non vuol dire però che ve lo spiegherò male. Lo farò solo in poche
e semplici parole. Parliamo di ibridazione.
ED
ICI
NA
Per formare legami e ridurre il contenuto energetico del sistema, gli atomi
possono ricombinare gli orbitali atomici (s, p, d, f) per dar luogo ad un numero
uguale di orbitali atomici chiamati orbitali ibridi.
L’ibridazione interessa orbitali superficiali (di valenza) con contenuto energetico
non molto diverso.
Gli orbitali ibridi così formati sono tutti di uguale forma ed energia e sono
orientati in modo da interferire il meno possibile fra di loro, massimizzando la
reciproca distanza.
Esistono ibridazioni sp, sp2 ed sp3 che si formano rispettivamente con orbitali
atomici s+p, s+2p ed s+3p.
Non vi serve saper dimostrare la formazione degli orbitali, ve l’assicuro.
Legame dativo:
OM
Passiamo velocemente ai restanti legami. Vi elencherò le loro caratteristiche
principali in modo da poterli riconoscere senza problemi.
- Coinvolge atomi (o gruppi) diversi;
- L’atomo donatore mette in comune un orbitale pieno (2e-) e l’atomo accettore
ha un orbitale vuoto di energia adatta ed è più elettronegativo del donatore;
RE
SS
- Il legame è misto. È sia atomico (e- messi in condivisione) che elettrostatico
(attrazione carica).
Legame ionico:
- Coinvolge atomi con elevata differenza di elettronegatività;
- L’atomo donatore (cede gli elettroni) è un atomo metallico, mentre l’atomo
ING
accettore (acquista gli elettroni) è un atomo non-metallico.
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Legame metallico:
- La struttura elettronica interna degli atomi rimane intatta;
- Vi è una compartecipazione degli e- dei livelli esterni incompleti;
NA
- Gli orbitali che si formano sono estesi a tutto il cristallo;
- Gli e- sono liberi di muoversi e sono condivisi da tutti gli ioni metallici.
Legame idrogeno:
ED
ICI
È per queste proprietà che i metalli hanno una buona conducibilità elettrica e
termica.
- L’idrogeno è un atomo piccolo; ha un solo elettrone;
- L’H si lega ad un atomo fortemente elettronegativo;
ING
RE
SS
OM
- Vi è un’interazione elettrostatica di Hσ+ e con Xσ-.
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NA
Moli
.IT
Passiamo ora agli argomenti ed alle formule che fanno impazzire tutti i ragazzi
che si approcciano alla chimica per la prima volta. Di seguito non scriverò leggi
strane e difficili da imparare ma cercherò di usare termini semplici e a rapido
“assorbimento cerebrale”.
Per parlare di moli definiamo prima il peso atomico ed il peso molecolare.
ED
ICI
Il peso atomico è la media ponderale bla bla bla… In parole povere il peso
atomico è dato dalla somma dei protoni e dei neutroni presenti nell’atomo poiché
gli elettroni hanno un peso insignificante. È comunque indicato nella tavola
periodica.
OM
Esempio: N (azoto) ha un numero atomico corrispondente a 7 e 7 neutroni. Quindi
il suo peso atomico è uguale a 7+7=14.
RE
SS
Per calcolare il peso molecolare di conseguenza, basta sommare i pesi atomici dei
singoli elementi.
ING
Esempio: H2O (acqua) è costituito da 2 atomi di idrogeno che hanno un peso
atomico di 1 e da un atomo di ossigeno che ha un peso atomico di 16. H2O ha
quindi un peso molecolare di 1+1+16=18.
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.IT
Come calcolare le moli di una sostanza? Ah, la mole è definita come la quantità di
sostanza che contiene tanti atomi o molecole quanti sono gli atomi di 12C
contenuti in 12 grammi di 12C (la scrivo solo perché potrebbe capitare ma in
senso pratico non serve a molto).
NA
Numero di moli= (massa in grammi)/(peso molecolare)
Di solito la massa viene data dal quesito ed in caso non la desse, avreste
comunque dei dati chiari per trovarla.
ED
ICI
Passiamo ora ai numeri di ossidazione. È un argomento un po’ difficile da
affrontare ma cercherò di farvelo capire senza tanti giri di parole.
Numero di ossidazione
Il numero di ossidazione di un atomo in un composto rappresenta la carica che
l’atomo assumerebbe se gli elettroni di legame fossero attribuiti all’atomo più
elettronegativo.
OM
Vi espongo di seguito alcune caratteristiche del numero di ossidazione:
- non tiene conto dei tipi di legame tra molecole;
- gli atomi di una sostanza allo stato elementare hanno sempre come numero di
RE
SS
ossidazione 0.
Esempio: l’ossigeno che in natura si trova sotto forma di O2 ha come numero di
ossidazione 0;
- nella formula H2O l’ossigeno ha come numero di ossidazione -2 poiché è più
elettronegativo dell’idrogeno;
- nella formula OF2 l’ossigeno ha come numero di ossidazione +2 poiché è il
fluoro ad essere più elettronegativo;
- nei perossidi (composti da due ossigeni) l’ossigeno ha numero di ossidazione -1;
- in uno ione poliatomico, la somma algebrica dei numeri di ossidazione di tutti
ING
gli atomi che lo compongono deve corrispondere alla carica dello ione stesso.
Esempio: OH- : O=-2
H=+1
La somma algebrica dà quindi -1 che corrisponde alla carica dello ione (quel
segno “-“ in alto a destra di OH).
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.IT
Sappiamo che ciascun composto è rappresentato da una formula costituita dai
simboli degli elementi che la compongono e al pedice il numero che indica quanti
atomi di quell’elemento sono presenti nella molecola.
- ossidi (composti dell’ossigeno);
- idruri e idracidi (composti dell’idrogeno).
Ossidi
NA
I composti binari sono composti da due elementi e si dividono in:
ED
ICI
Negli ossidi il numero di ossidazione dell’ossigeno è -2 e l’elemento lo precede.
Ossidi basici: - sono composti binari con metalli e ossigeno;
- si dirà OSSIDO seguito dal nome dell’elemento con il suffisso -oso
se il numero di ossidazione è il maggiore e -ico se è il minore.
Ossidi acidi: - sono composti binari con non metalli e ossigeno;
OM
- si dirà ANIDRIDE seguito dal nome dell’elemento con suffisso -osa
se il numero di ossidazione è il maggiore e -ica se è il minore.
RE
SS
Esistono poi i prefissi ipo- e iper- che indicano rispettivamente i più bassi ed i più
alti numeri di ossidazione.
I composti ternari sono costituiti dalla combinazione di 3 elementi e sono
suddivisi in: - idrossidi;
- ossiacidi;
ING
- sali.
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Idrossidi:
.IT
- Sono costituiti dall’idrogeno ed un metallo;
- La caratteristica principale è la presenza di un gruppo -OH detto ossidrile che
NA
ha un numero di ossidazione complessivo di -1. L’ossidrile è posto tra parentesi
e al pedice è posto un numero che corrisponde al numero di ossidazione del
metallo;
- Si dirà IDROSSIDO DI ed il nome del metallo con l’aggiunta delle desinenze -oso
o -ico secondo le regole descritte sopra.
ED
ICI
Ossiacidi:
- Sono composti ternari costituiti dall’acqua ed un ossido.
Esempio: SO2 + H2O
H2SO3 ;
- Si dirà ACIDO con il nome dell’ossido o l’anidride seguito dalle desinenze:
-
per-…-ico;
…-ico;
…-oso;
ipo-…-oso.
OM
Alcune anidridi possono combinarsi con l’acqua in rapporti diversi dando luogo a
diversi tipi di ossiacidi.
ING
RE
SS
Per formare uno ione negativo da una molecola di ossiacido o idracido bisogna
sottrarre uno o più ioni di idrogeno.
Questi vengono chiamati radicali acidi. In questo caso al suffisso -oso va sostituito
-ito ed al suffisso -ico va sostituito -ato. Al suffisso -idrico si sostituisce -uro.
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Sali:
uno o più ioni di metalli;
.IT
- Si ottengono per sostituzione degli ioni idrogeno della molecola di acido con
- La formula del sale dunque è costituita da un metallo, scritto per primo, e da
una radicale acido che lo segue;
NA
- Un sale privo di idrogeni è un sale neutro. Il sale da cucina (NaCl) è un esempio
classico;
- Un sale con idrogeni è un sale acido. 2H2SO4 + 2Na → 2NaHSO4 + H2 (Bisolfato di
sodio);
(Idrossicloruro di calcio);
ED
ICI
- Un sale con ossidrili è un sale basico. Ca(OH)2 + HCl → Ca(OH)Cl + H2O
- La nomenclatura è ricavabile dal nome del radicale dell’acido da cui deriva
seguito dal nome del metallo.
Vi faccio alcuni esempi sui numeri di ossidazione qui sotto.
- NH3 ;
OM
- N2 ;
- NO2 ;
- NO ;
RE
SS
- NH2(OH) ;
- N2O3.
Prima di cominciare diamo per assodato che l’idrogeno ha come numero di
ossidazione +1 e l’ossigeno -2.
ING
Quindi in NH3, se l’idrogeno ha +1, l’azoto avrà come numero di ossidazione x=(1*3) poiché abbiamo detto che la somma dei numeri di ossidazione deve essere
uguale alla carica della molecola o dello ione che in questo caso è 0. L’equazione
vera e propria sarebbe infatti x+(1*3)=0.
L’azoto ha quindi -3 come numero di ossidazione.
In N2 l’azoto ha come numero di ossidazione 0 perché è legato solo a se stesso e
quindi l’equazione sarebbe 2x=0.
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.IT
In NO2 l’azoto ha +4 poiché l’ossigeno ha un numero di ossidazione pari a -2 e da
qui deriva l’equazione x+(-2*2)=0.
In NO l’azoto ha +2 come numero di ossidazione sempre per l’ossigeno che è
uguale a -2, quindi
x-2=0.
NA
In NH2(OH) l’equazione è x+(1*2)-1=0. Ricordo che il gruppo OH ha come numero
di ossidazione -1. L’azoto in questo caso ha quindi come numero di ossidazione -1.
In N2O3 l’azoto ha come numero di ossidazione +3 poiché l’equazione è 2x+
(-2*3)=0.
- SO42- (ione solfato);
- NO3- (ione nitrato);
- CO32- (ione carbonato).
ED
ICI
Facciamo lo stesso ragionamento con qualche ione così ci rendiamo conto delle
operazioni da svolgere in loro presenza.
OM
I numeri ed i segni all’apice servono ad indicare la carica dello ione. Se uno ione
è segnato con apice 2- vorrà dire che avrà una carica 2 volte negativa.
RE
SS
In sostanza, se prendiamo in considerazione il primo ione, SO42-, l’equazione
corretta sarà
x+(-2*4)=-2 che correttamente svolta darà come risultato +6.
NO3- corrisponderà all’equazione x+(-2*3)=-1 che sarà uguale a +5.
ING
Infine, in CO32-, dove l'equazione è x+(-2*3)=-2, il carbonio avrà come numero di
ossidazione +4.
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Soluzioni
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Vi parlo ora di un argomento che potrebbe sembrare facile ma non lo è poi così
tanto anche perché molto spesso le formule vengono confuse ed escono fuori
numeri che neanche la calcolatrice scientifica ha mai visto. Vi parlo delle
soluzioni.
ED
ICI
Non sto qui a darvi la definizione di soluzione perché sto cercando di creare un
manuale diretto con il minimo indispensabile per il test.
Però a pensarci bene una definizione non guasta e quindi eccovela: una soluzione
è un sistema fisicamente omogeneo.
Andate in cucina, prendete un bicchiere, versate dell’acqua ed un cucchiaio di
sale. È omogeneo? Si, allora è una soluzione. Ora versate un cucchiaio di sabbia.
Non avete della sabbia in cucina? Versate dell’olio. È omogeneo? No, non è una
soluzione. Se è omogeneo, o non avete versato dell’olio, oppure al posto
dell’acqua avete messo della benzina. Mi chiederei a questo punto cosa ci fate
con della benzina in cucina.
Partiamo con delle definizioni seguite da formule. Un consiglio, non vi
appiccicate la formula in testa ma capite prima la definizione. Saranno tutte
semplici giuro.
RE
SS
OM
Prima di tutto dobbiamo capire che una soluzione è formata da un solvente e da
un soluto. Nel caso che vi ho esposto sopra, il solvente è l’acqua mentre il soluto
è il sale.
In chimica vi chiederanno molto spesso di calcolare la concentrazione della
sostanza che avrete scritta sul foglio.
La concentrazione sarà quindi il protagonista dei nostri discorsi. Questa si può
calcolare ahimè in 5 diversi modi ma non fatevi prendere dallo spavento perché
sono facilissimi da capire.
Dividiamo questi modi in 2 famiglie:
- quelle che richiedono il peso della soluzione;
- quelle che richiedono il volume della soluzione.
ING
Partiamo dalla famiglia di operazioni che richiede il peso della soluzione:
- percentuale in peso;
- Frazione molare;
- Molalità.
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La percentuale in peso indica il numero di grammi di soluto contenuto in 100
grammi di soluzione.
Pertanto il rapporto sarà il seguente:
grammi soluto:grammi soluzione=x:100
NA
Da cui segue la formula:
x=[(grammi soluto)/(grammi soluzione)]*100
ED
ICI
È un semplicissimo rapporto e basta ricordarsi la definizione breve per poter
svolgere l’operazione.
Prima di andare avanti dobbiamo ricordare cosa sono le moli. Senza che andiate
indietro vi do direttamente la formula ed indicherò d’ora in poi per comodità il
numero di moli con n, la massa in grammi con mg e il peso molecolare con PM.
n=mg/PM
OM
La frazione molare corrisponde al rapporto fra il numero di moli del soluto ed il
numero di moli
totali (moli soluto + moli solvente).
La formula quindi sarà:
RE
SS
x=(nsoluto)/(nsoluto+nsolvente)
Ricordate sempre che le frazioni molari assumono sempre valori compresi tra lo
0 e l’1 e che la somma delle frazioni molari di un soluto sarà sempre 1.
La molalità (m) corrisponde al numero di moli del soluto disciolte in 1Kg di
solvente.
ING
La formula pertanto è:
m=(nsoluto)/(msolvente)
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Passiamo ora alla famiglia che richiede il volume della soluzione:
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- Molarità;
- Normalità.
NA
La molarità (M) corrisponde al numero di moli del soluto disciolte in 1L di
soluzione.
La formula pertanto è:
ED
ICI
M=(nsoluto)/(Lsoluzione)
La normalità (N) corrisponde infine al numero di equivalenti di soluto in 1L di
soluzione.
La formula sarà quindi la seguente:
N= (n.eqsoluto)/(Lsoluzione)
Ma come si ottiene il numero di equivalenti di soluto?
OM
n.eqsoluto=(msoluto)/(PE)
Questo PE è il peso equivalente, che viene quasi sempre dato in questo tipo di
esercizi. Vi scrivo comunque le definizione.
ING
RE
SS
Il peso equivalente è il peso in grammi di una specie chimica che, a secondo della
sua natura, può combinarsi, sostituire, ossidare o ridurre 1 grammo atomo di H o
un grammo ione di H+ o H-.
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Parliamo ora di un argomento che potrebbe aiutarvi sia in fisica che chimica: i
gas.
Gas
Proprietà dei gas:
- Possono essere compressi facilmente;
NA
Ve ne descriverò le proprietà ed enuncerò qualche formula fondamentale per
poter riuscire nel test e anche nelle prime materie universitarie.
ED
ICI
- Esercitano una determinata pressione sul recipiente;
- Occupano tutto il volume disponibile;
- Non hanno forma propria né volume proprio;
- Due gas diffondono facilmente l’uno nell’altro;
- Hanno tutti bassa densità.
- Pressione (P);
RE
SS
- Volume (V);
OM
Alcuni esperimenti di cui vi parlerò di seguito hanno dimostrato che il
comportamento fisico dei gas dipende da 4 variabili:
- Temperatura (T);
ING
- Numero di particelle (n).
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Vi parlo molto in breve degli esperimenti in modo da darvi un’idea.
Legge di Boyle
NA
Prendiamo un recipiente con un coperchio con all’interno una temperatura che
non cambia, costante. A questo punto cominciamo a comprimerlo. Noteremo che
quanto più comprimiamo il recipiente, tanto più il volume diminuisce. Possiamo
dunque affermare che a temperatura T costante vi è una proporzionalità inversa
tra la pressione P ed il volume V.
Prima legge di Gay-Lussac
ED
ICI
se T=costante allora PV=costante
Prendiamo lo stesso recipiente ma stavolta manteniamo costante la pressione
mettendo magari un pesetto sopra. Noteremo che aumentando la temperatura
all’interno, il volume tenderà ad aumentare e viceversa, diminuendo la
temperatura, il volume diminuirà. Si può quindi affermare che ad una data
pressione P, sia il volume V che la temperatura T aumentano e diminuiscono in
maniera direttamente proporzionale.
OM
se P=costante allora V/T=costante
Seconda legge di Gay-Lussac
RE
SS
Prendiamo ancora una volta il nostro amato recipiente ma stavolta non gli
permettiamo di espandersi o restringersi. Manteniamo quindi costante il volume.
Notiamo stavolta che aumentando la pressione, aumenta anche la temperatura e
viceversa diminuendo la pressione diminuisce la temperatura. Si può allora dire
che ad un dato volume V, sia la pressione P che la temperatura T aumentano e
diminuiscono con una proporzionalità diretta.
se V=costante allora P=costante*T
Legge di Avogadro
ING
Questa ve la scrivo semplicemente, senza prendere recipienti perché me ne
servirebbero due e non ne ho un altro a disposizione.
Alla stessa temperatura e pressione, volumi uguali di gas diversi contengono lo
stesso numero di particelle.
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Ok, ma in sostanza a che servono queste 3 leggi? Semplice, a ricavare le seguenti
formule.
- P0V0=P1V1;
- V0/T0=V1/T1;
NA
- P0/T0=P1/T1.
Queste 3 formule sono essenziali per lo svolgimento di esercizi riguardanti i gas. Il
pedice 0 indica lo stato iniziale del gas, mentre il pedice 1 quello finale.
ED
ICI
Esiste infine un’equazione che racchiude le 4 leggi citate sopra e che è la
salvezza in molti esercizi. In sostanza se non sapete cosa fare, questa legge
c’entra sempre qualcosa! È la legge dei gas perfetti.
PV=nRT
- P=Pressione;
- V=Volume;
- n=numero di moli;
OM
- T=Temperatura;
- R=costante che equivale a 0,08 se ragioniamo in atmosfere, mentre vale 8,31 se
RE
SS
ragioniamo in Joule.
PROMEMORIA:
LA TEMPERATURA DEVE ESSERE SEMPRE ESPRESSA IN KELVIN!
ING
E se l’esercizio mi indica i gradi centigradi? Niente di più semplice, K=T°+273,16.
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