Chimica

7,440 views

Published on

Piccole pillole di chimica per prepararsi o ripassare per un test d'ammisione all'università

Published in: Education, Technology
0 Comments
2 Likes
Statistics
Notes
  • Be the first to comment

No Downloads
Views
Total views
7,440
On SlideShare
0
From Embeds
0
Number of Embeds
856
Actions
Shares
0
Downloads
135
Comments
0
Likes
2
Embeds 0
No embeds

No notes for slide

Chimica

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

×