Il documento fornisce un'introduzione alla chimica, approfondendo la struttura e composizione degli atomi, stechiometria e reazioni chimiche. Vengono trattati argomenti come le formule chimiche, leggi fondamentali della chimica, bilanciamento delle reazioni, e concetti base sulla materia. Include anche informazioni pratiche sul corso, testi consigliati e modalità d'esame.

1. Prima parteIntroduzione alla chimica. Struttura e composizione dell’atomo. StechiometriaProf. SimonaConcilioUniversitàdi Salerno

2. Prima partePresentazione del Corso. Finalità didattiche ed organizzazioneMateria e sostanza.Atomo e particelle atomiche: elettrone, protone e neutrone.Numero atomico ed isotopi.Formule chimiche. Bilanciamenti di materiaCalcoli stechiometriciReagenti in eccesso e in difettoFormule minime e molecolariCenni sull’elettronegativitàNumero di ossidazioneReazioni redoxBilanciamento

3. Orario lezioni Tecniche ErboristicheOrario ricevimento

4. Informazioni sul corsoTesti consigliatiK. W. Whitten - Chimica generale, Piccin €43.89

5. Kotz, Treichel, Weaver, Chimica, Edises €49.00

6. Oxtoby, Gillis, Nachtrieb - Chimica Moderna, Edises. €40.00

7. Bertini, Mani - Stechiometria, Casa Editrice Ambrosiana.

8. Giomini; Balestrieri; Giustizi - Fondamenti di Stechiometria, Edises.Dove trovare il materialeSito principale del corso: http://chimicagenerale.wordpress.comSito docente: http://www.farmacia.unisa.it/Area_Didattica/Fisica/piotto/didattica.phpCome contattarmisconcilio@unisa.it089-964115 089-964020

9. Come funziona l’esame40% prova scritta60% prova orale

10. Come fare bene nel corso e nell’esame di Chimica GeneraleStudia dal testo. Riguarda i tuoi appunti entro 24 ore dalla lezione. Esercitati su vecchi problemi ed esami, Crea un gruppo di studio fuori dalla classe. Se ti senti perso, cerca aiuto il più presto possibile.

11. Cos’è la chimica?

12. Metodo ScientificoFenomenoSapere ScientificoIpotesi esplicativaLeggi e TeorieEsperimentiTeoria scientifica

13. Peso atomico e molecolareMoleMassa molare e peso molecolareReazioni chimicheBilanciamento coefficienti stechiometrici

14. La concezione atomica della materia: le leggi di massaLegge di conservazione della massaLegge della composizione definita e costanteLegge delle proporzioni multiple

15. Legge di conservazione della massa“Lamassatotaledellesostanzerimaneinvariataduranteunareazionechimica”(Lavoisier,XVIIIsecolo)Esempio:metabolismodelglucosio180gdiglucosio264gdidiossidodicarbonio++192gdiossigeno108gdiacqua372gdireagenti372gdiprodottiInrealtà,levariazionidimassaconnesseallereazionichimicheordinariesonocosìpiccoledarisultareinapprezzabili.Però,nellereazioninuclearilevariazionidimassapossonoesseremisuratefacilmente.

16. Legge della composizione definita e costante“Indipendentemente dalla sua fonte, un particolare composto chimico è costituito dagli stessi elementi negli stessi rapporti in massa”(J.-L. Proust, XVIII secolo)Pertanto, nota la frazione in massa di un elemento in un composto, è possibile calcolare la massa effettiva dell’elemento in un qualsiasi campione di quel composto:12

17. Esempio: calcolo della massa di un elemento in un compostoIlcarbonatodicalcio(CaCO3)èuncompostocostituitodacalcio,carbonioeossigeno.L’analisiindicache40.0gdicarbonatodicalciocontengono16.0gdicalcio,4.8gdicarbonioe19.2gdiossigeno.Quantigdicalciosonocontenutiinuncampionedi25kgdicarbonatodicalcio?

18. Legge delle proporzioni multiple“Se due elementi A e B reagiscono per formare due composti, le differenti masse di B che si combinano con una massa fissa di A possono essere espresse come rapporto di numeri interi piccoli”(Dalton, XVIII secolo)Esempio. Consideriamo due composti formati da carbonio e ossigeno, aventi le seguenti composizioni in massa:Ossido I: 57.1% O e 42.9% Cg di O / g di C = 57.1 / 42.9 = 1.33Ossido II: 72.7% O e 27.3% Cg di O / g di C = 72.7 / 27.3 = 2.662.66 g di O / g di C in ossido II21.33 g di O / g di C in ossido I1

19. La struttura dell’atomo10-10 m10-14 m

20. Perché crediamo agli atomi?48atomidiFesonostatidispostiaformareunrecinto.Leondenelcentrorappresentanoglielettronidisuperficiechesonorimasti“confinati”.

21. AtomidiNiAtomidiCseIsuCu

22. Perché crediamo agli atomi?Superficie di Cu (111). Ci sono due difetti sulla superficie, probabilmente atomi diversi.

23. Proprietà delle tre particelle subatomiche fondamentali* l’unità di massa atomica (simbolo: uma) è uguale a 1.660540 x 10-24 g.

24. Numero di massa(numero di p+ + numero di n0)AXSimbolo dell’elementoZNumero atomico(numero di p+)Numero atomico, numero di massa e simbolo atomicoIl numero atomico (Z) di un elemento è uguale al numero di protoni nel nucleo di ciascuno dei suoi atomi. Atomi con lo stesso numero di protoni hanno proprietà identiche.Il numero di massa (A) di un elemento è il numero totale di protoni e di neutroni nel nucleo.Numero di neutroni N = A -Z

25. La Tavola Periodica

26. Isotopi e masse atomicheTuttigliatomidiunelementohannolostessonumeroatomicomanonlostessonumerodimassa.Sidiconoisotopidiunelementogliatomidell’elementochehannodifferentinumeridineutroniequindidifferentinumeridimassa.

27. Poichéleproprietàchimichesonodeterminateprincipalmentedalnumerodielettroni,tuttigliisotopidiunelementohannouncomportamentochimicoquasiidentico.

28. Lamassaatomica(opesoatomico)èlasommadellemasseditutteleparticellechecompongonol'atomo.

29. L’unitàdimassaatomica(simbolo:uma)èdefinitaparia1/12dellamassadell’atomodicarbonio12.E’chiamataancheDalton(simbolo:Da).

30. Lamassaatomicadiunelementovieneespressacomemediadellemassedeisuoiisotopinaturaliponderatasecondolerispettiveabbondanze.

31. La materia Elementi (atomi tutti uguali fra loro)Sostanze pureComposti (atomi diversi in rapporti ben Misceledefiniti)Gli elementi possono essere costituiti da:Atomi isolati (gas nobili)

32. Molecole discrete (H2, O2, P4, S8)

33. Insieme di atomi legati fra loro da legami covalenti (Carbonio in diamante e grafite)

34. Insieme di atomi tenuti insieme da legame metallico (Na, Al, Fe)La formula di un elemento si indica con il simbolo dell’atomo e (nel caso in cui l’elemento sia formato da molecole) da un indice pari al numero di atomi legati

35. Le formule chimicheI composti possono essere costituiti da:Molecole discrete (CO2, CH4, H2O) Insieme di atomi diversi legati fra loro da legami covalenti (Silice SiO2) Insieme di ioni di carica opposta tenuti insieme da legame ionico (NaCl)

36. Solo per i composti costituiti da molecole discrete la formula chimica indica sia il tipo che il numero di atomi che costituiscono la molecola.Per i composti costituiti da un insieme continuo di atomi la formula è empirica, cioè indica solo il tipo di atomi e in quale rapporto essi sono presenti.Anche per le sostanze di tipo ionico la formula è empirica

37. Tipi di formule chimicheInunaformulachimica,isimbolideglielementieipedicinumericiindicanolaspecieeilnumerodiciascunatomopresentenellapiùpiccolaunitàdisostanza.Laformulaempiricamostrailnumerorelativodiatomidiciascunelementonelcomposto.Peresempio,ilperossidodiidrogenohaformulaempiricaHOpoichécontiene1parteinmassadiHperogni16partiinmassadiO.Laformulamolecolaremostrailnumerorealediatomidiciascunelementoinunamolecoladelcomposto.Peresempio,ilperossidodiidrogenohaformulamolecolareH2O2.Laformuladistrutturamostrailnumerodiatomieilegamitradiessi.Peresempio,ilperossidodiidrogenohaformuladistrutturaH—O—O—H.

38. Peso atomicon.b.Il termine peso viene spesso usato al posto di massa, che sarebbe più correttoPeso atomico: È il rapporto tra il peso dell’atomo considerato e il peso di un atomo di riferimento al quale si assegna un peso arbitrarioPeso di riferimento = 1/12 del peso dell’atomo di carbonio con numero di massa 12 (12C)Es. l’atomo di ossigeno 16O ha massa relativa pari a 15.999, cioè una massa pari a 15.999 volte quella di 1/12 di 12C, e cioè = 15.999/12 di 12C

39. Peso atomico e peso molecolareSe si prende 1/12 di 12C come unità di misura, il peso atomico diventa uguale al suo peso atomico assoluto, espresso in tale unità di misura.Unità di misura della massa atomica è il dalton (unità di massa atomica):1 dalton (u.m.a.) = 1,66 x 10-24 gPeso molecolare: Somma dei pesi atomici di tutti gli atomi che costituiscono la molecola (solo per composti costituiti da molecole discrete)

40. La moleLamole(simbolo:n;unitàdimisura:mol)èdefinitacomelaquantitàdisostanzachecontienetanteunitàelementari(atomi,molecole,ioni,…)quantisonogliatomicontenutiin12gesattidi12C.TalenumeroèconosciutocomenumerodiAvogadro(ocostantediAvogadro)edèindicatoconilsimboloNA.Lamole,adifferenzadellamassa,tienecontodellastrutturaaparticelledellamateria:unamolediunaqualunquesostanzacontienelostessonumerodiunitàelementari,cosachenonaccadeper1kgdiqualunquesostanza.NA = 6.022 x 1023 mol-1

41. La mole

42. La mole

43. m (g) Mn (mol)Massa molare (Peso molecolare)Lamassaingrammidiunamolediqualunquesostanzaèespressadallostessonumerocheneesprimeilpesoatomico,ilpesomolecolareoilpesoformula.Lamassadiunamoledi12Cè12gperdefinizione.Datochelamassaatomicamediadelcarbonioè12.011volte1/12diquelladelnuclide12C,anchelamassadi1moledicarboniosarà12.011volte1/12dellamassadiunamoledelnuclide12C,cioè12.011gLaIUPACdefiniscemassamolare(M)ilrapportoframassaequantitàdisostanza.