2. 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)
3. Ogni unità di misura ha poi i propri multipli e sottomultipli.
4. 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.
5. 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)
6. 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.
7. 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.
8. 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...
9. 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.
10.
11.
Alcuni gruppi della tavola periodica hanno denominazioni
proprie:
• I A : metalli alcalini;
• II A : metalli alcalino-terrosi;
• VII A : alogeni;
• VIII A : gas nobili.
12. 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.
13. 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
14. 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
15. E' possibile calcolare la formula minima di una molecola
attraverso la percentuale in peso di ogni elemento:
16. Oppure fare il procedimento inverso e ricavarne le percentuali:
17. 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).
18. 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.
19. 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:
20. 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.
21. 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.
22. 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.
23. 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.
24. 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.
25. 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.
26. 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
27. 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)
28. 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.
29. 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.
30. 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...
31. 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:
32. 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.
