CORSO DI CHIMICA. PREPARAZIONE per le selezioni di personale operativo destinato alla società Enel Green Power SpA. Docente: Stefano Nocci

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1 CORSO DI CHIMICA PREPARAZIONE per le selezioni di personale operativo destinato alla società Enel Green Power SpA Docente: Stefano Nocci

2 Atomo: PROGRAMMA Definizione, struttura, numero atomico e di massa (isotopi),ioni, massa atomica, regola dell'ottetto, legami intramolecolari (covalente, ionico, dativo, metallico) Tavola periodica: Orbitali, elettronegatività, numeri di ossidazione, gruppi e periodi, classi di elementi Molecole: Peso molecolare, sostanze pure, miscugli, composti, reazioni, legami intermolecolari, stati di aggregazione, classi di composti, passaggi di stato, leggi dei gas

3 Nomenclatura: PROGRAMMA Ossidi, anidridi, acidi, basi, idracidi, sali, idruri, Riconoscimento Reazioni: Bilanciamento, acido-base, redox, resa delle reazioni Mole Soluzioni: Concentrazioni (molarità, g/l, %), ph

4 LA CHIMICA Cos è la materia? È tutto, tutto ciò che non è vuoto è materia. La chimica generalmente si occupa delle trasformazioni di sostanze pure (molecole) in altre sostanze.

5 STRUTTURA DELL'ATOMO Al centro dell atomo c è il nucleo (circa 104 volte più piccolo del diametro dell atomo). Il nucleo è formato da due tipi di particelle (nucleoni): i protoni (carica positiva) ed i neutroni (nessuna carica). Attorno al nucleo ruotano, a grandissima distanza e velocità (circa 1/100 della velocità della luce), gli elettroni: piccole particelle aventi carica negativa e massa circa 103 più piccola dei nucleoni. L atomo è elettricamente neutro.

6 Numero atomico e numero di massa Numero atomico Z = n di protoni in un atomo In un atomo neutro n protoni = n elettroni Se Z > e allora si ha un catione, se Z < e allora si ha un anione (specie ioniche) A Z E Il numero di massa A è la somma del numero di protoni (Z) e il numero di neutroni. Si parla di isotopi quando si hanno due o più nuclidi che presentano stesso Z, ma diverso A

7 IONI

8 Massa atomica un atomo 12C =12 uma 1 uma = 1.66 x g

9 Massa protone: uma (circa 1) Massa neutrone: uma (circa 1) Massa elettrone: uma (circa zero)

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11 ATOMO

12 ORBITALI

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14 Regola dell'ottetto Gli atomi tendono a conseguire una configurazione elettronica esterna a ottetto (tipica dei gas nobili) acquistando o cedendo elettroni realmente (ionizzazione) o formalmente (elettroni di valenza o di legame).

15 Legame ionico

16 Struttura di un solido ionico

17 Legame Covalente H - H

18 Cl - Cl Legame Covalente

19 Legame Covalente triplo

20 Molecole covalenti

21 Legame covalente polarizzato

22 Legame covalente polarizzato

23 Legame dativo

24 Legame metallico

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26 ELETTRONEGATIVITA'

27 Numero di ossidazione In chimica, lo stato di ossidazione (o numero di ossidazione) di un elemento chimico in un composto è definito come il numero di elettroni ceduti o acquisiti realmente o virtualmente durante la formazione di un composto.

28 MOLECOLE Il peso molecolare è dato dalla somma dei pesi atomici

29 Composti Un composto chimico è una sostanza formata da due o più elementi, con un rapporto fisso tra di loro che ne determina la composizione (composto stechiometrico)

30 Miscugli In chimica si intende per miscela o miscuglio l'insieme di più sostanze chimiche (composti chimici ed elementi chimici) che insieme conservano comunque inalterate le loro singole caratteristiche (come il colore, il sapore, l'odore) e lo stato fisico. Omogenei: i componenti non sono distinguibili all'osservazione diretta e si presenta in un'unica fase. Deve essere separato mediante passaggi di stato. Eterogenei: costituito da due o più fasi e i suoi componenti sono facilmente distinguibili. Può essere separato anche con sistemi meccanici.

31 Reazioni Una reazione chimica è una trasformazione della materia che avviene senza variazioni misurabili di massa, in cui uno o più reagenti iniziali modificano la loro struttura e composizione originaria per generare i prodotti coinvolgendo gli elettroni esterni attraverso la formazione o la rottura dei cosiddetti legami chimici. 2H 2 + O > 2H 2 O 2Na + Cl > 2NaCl

32 Reazioni Le equazioni chimiche descrivono le reazioni chimiche e indicano: a) I reagenti, ovvero le sostanze che reagiscono. b) I prodotti, ovvero le sostanze che si formano. c) I rapporti ponderali delle sostanze che partecipano alla reazione per mezzo dei coefficienti stechiometrici. Data una certa quantità di un reagente, si chiama quantità stechiometrica la quantità dell altro (o degli altri) reagenti richiesta appunto dalla stechiometria della reazione. Le equazioni chimiche in modo succinto ci indicano che cosa si trasforma in cosa, e quanto prodotto posso ottenere a partire da una certa quantità di reagente/i. Reagenti e prodotti vengono scritti a sinistra e a destra rispettivamente di una freccia o di una doppia freccia, a secondo del tipo di reazione. CH O > CO H 2 O N H > 2 NH 3

33 Determinazione del numero di ossidazione 1) Il numero di ossidazione degli elementi nel loro stato elementare è 0. 2) L idrogeno, nei suoi composti ha N.O. + 1 ( tranne che negli idruri dei metalli con elettronegatività minore di 2,1). 3) L ossigeno nei suoi composti ha N.O. -2 (tranne che nei perossidi ove il N.O. è -1; i perossidi sono caratterizzati dal legame - O - O -). 4) Il numero di ossidazione degli ioni monoatomici è pari al numero della loro carica con lo stesso segno. 5) Le molecole neutre hanno la somma algebrica dei N.O. degli elementi costituenti pari a 0; per gli ioni la somma è invece pari al numero delle cariche con lo stesso segno. 6) Nei composti covalenti, il N.O. degli elementi si calcola assegnando i doppietti elettronici di legame all atomo più elettronegativo; le cariche che ne risultano sui diversi elementi rappresentano anche il N.O.

34 Polarità delle molecole

35 Solvatazione

36 Legami dipolari

37 Forze di van der Waals

38 Stati di aggregazione

39 Teoria cinetica molecolare La materia è formata da atomi, molecole o ioni, che sono in costante movimento. L energia associata al movimento delle particelle (energia cinetica) fa si che siano vinte le forze di attrazione fra le particelle.

40 Passaggi di stato

41 Curva di riscaldamento Calore sensibile Q = m Cs t Calore latente Q = m

42 Leggi dei gas Volumi uguali di diversi gas occupano lo stesso volume in condizioni di temperatura e pressione uguali Costante universale dei gas: R = 0, L atm K 1 mol 1

43 NOMENCLATURA METALLI NON METALLI + O2 Ossidi Anidridi + H2O Acidi H a X b O c Idrossidi (basi) M +n (OH) n SALI MX b O c

44 NOMENCLATURA Metallo + Ossigeno Ossido Non Metallo + Ossigeno Anidride Ossido + Acqua Idrossido Anidride + Acqua Acido Idrossido + Acido Sale+Acqua

45 Ossidi e anidridi Metallo + Ossigeno Ossido 2Fe 0 + O > FeO Ossido ferroso Non Metallo + Ossigeno Anidride S 0 + O > SO 2 Anidride solforosa 4Fe 0 + 3O > 2Fe 2 O 3 Ossido ferrico 2S 0 + 3O > 2SO 3 Anidride solforica

46 Ossido + Acqua Idrossido FeO + H 2 O -----> Fe(OH) 2 Ossido ferroso + acqua -----> idrossido ferroso Fe 2 O 3 + 3H 2 O -----> 2Fe(OH) 3 Ossido ferrico + acqua -----> idrossido ferrico

47 Anidride + Acqua Acido SO 2 + H 2 O -----> H 2 SO 3 Anidride solforosa + acqua -----> acido solforoso SO 3 + H 2 O -----> H 2 SO 4 Anidride solforica + acqua -----> acido solforico

48 ACIDI e BASI X : O : H M :O : H H + OH - Teoria di Arrhenius: Gli acidi in acqua si dissociano e rilasciano H + (o meglio si dovrebbe indicare H3O + ) Le basi in acqua si dissociano e rilasciano OH -

49 Idracidi HX HF, HCl, HBr, HI Acido fluoridrico, cloridrico, bromidrico, iodidrico H + H :Cl H 2 S Acido solfidrico

50 Fe(OH) > Fe OH - Fe(OH) > Fe OH - IN ACQUA H 2 SO > 2H + + SO 3 2- H 2 SO > 2H SO 4 HCl > H + + Cl - SALI Fe(OH) 2 + H 2 SO > FeSO 4 (Fe SO 4 ) + H 2 O Solfato (<--ico) ferroso 2Fe(OH) 3 + 3H 2 SO > Fe 2 (SO 3 ) 3 (2Fe SO 4 ) + 6H 2 O Solfito (<--oso) ferrico Fe(OH) 2 + 2HCl -----> FeCl 2 (Fe Cl - ) + 2H 2 O Cloruro (<---idrico) ferroso

51 REDOX Reazioni di ossido riduzione OSSIDAZIONE: Aumento del numero di ossidazione RIDUZIONE: Riduzione del numero di ossidazione 1) scrivere i numeri di ossidazione delle specie chimiche per individuare chi si ossida e chi si riduce; 2) dissociare le sostanze elettroliti e prenderle in considerazione così come realmente si trovano in soluzione; 3) bilanciare la valenza dell'elemento mediante l'aggiunta di elettroni; 4) bilanciare la carica dello ione mediante l'aggiunta di ioni H+ (se si è in ambiente acido) oppure di OH- (se si è in ambiente basico); 5) bilanciare la massa degli idrogeni con l'aggiunta di H 2 O; 6) moltiplicare le reazioni di ossidazione per il numero di elettroni della riduzione e viceversa; 7) sommare le due semireazioni facendo il minimo comune multiplo degli elettroni in modo che possano essere semplificati dal calcolo; 8) se necessario, effettuare il bilanciamento degli ossigeni.

52 Reazioni EQUILIBRIO Acidi deboli CH 3 COOH < > H + + CH 3 COO - aa + bb < > cc + dd Resa relativa (o resa percentuale): frazione o percentuale di prodotto ottenuto rispetto alla quantità teoricamente ottenibile. Quest'ultima viene calcolata come: (Moli prodotte / moli teoriche) 100

53 Velocità delle reazioni La velocità delle reazioni aumenta all aumentare della temperatura, della concentrazione e della suddivisione dei reagenti Catalizzatore: sostanza che accelera una reazione chimica senza parteciparvi e quindi senza essere consumato

54 MOLE La mole è la quantità di sostanza di un sistema composto di tante entità elementari quanti sono gli atomi in kg di Carbonio- 12. Gli atomi di 12 C contenuti in 12 g di carbonio-12 sono pari al numero di Avogadro: * Perciò il numero di Avogadro è definito come mole Esso rappresenta il numero di atomi in un campione di un certo elemento con una massa in grammi numericamente uguale alla sua massa atomica. Es: in 12 g di 12 C c è un numero di Avogadro di atomi di 12C in g di 16 O c è un numero di Avogadro di atomi di 16O in g di 1 H c è un numero di Avogadro di atomi di 1H in g di 2 He c è un numero di Avogadro di atomi di 2H Il peso molare è il peso di una mole ed è espresso in g/moli ecc. Se si tratta di atomi si parlerà di Peso Atomico (PA), se si tratta di molecole si parlerà di Peso Molecolare (PM).

55 MOLE Il grammo-atomo (mole) è il peso atomico espresso in g (12 g per il carbonio); la grammo-molecola (mole) è il peso molecolare espresso in g (18 g per l acqua). In un grammo-atomo e in una grammo-molecola è contenuto lo stesso numero di atomi o di molecole cioè il numero di Avogadro N A (6.023x10 23 ) 1 particella (atomo/molecola) peso in uma stesso peso in g N A particelle Mole = peso atomico o molecolare espresso in g; contiene 6.023x10 23 atomi/molecole

56 Concentrazione delle soluzioni percentuale in peso (%P/P m/m: massa soluto / massa soluzione x 100) Indica quanti grammi di soluto sono sciolti in 100g di soluzione. percentuale peso/volume (% P/V ) Indica quanti grammi di soluto sono sciolti in 100 cm³ di soluzione percentuale in volume (C % V/V: volume soluto / volume soluzione x 100) Indica quanti cm³ di un soluto liquido sono sciolti in 100 cm³ di soluzione percentuale mista (C % m/v: massa soluto / volume soluzione x 100) concentrazione in massa di un componente i è data dal rapporto tra la massa del componente i rispetto al volume della soluzione. parti per milione (ppm) Indica quanti milligrammi di soluto sono sciolti in 1 dm³ di soluzione molarità (M = moli soluto / litri soluzione) Indica quante moli di soluto sono sciolte in 1 dm³ (1 L) di soluzione molalità (m = moli soluto / kg solvente) Indica quante moli di soluto sono state aggiunte a 1000 grammi di solvente normalità (N =equivalenti / litri soluzione) frazione molare (x = moli soluto / moli soluto+solvente) Indica il rapporto tra il numero di moli di un componente della soluzione e il numero di moli totali.