Chimica. Scienza che studia: proprietà, composizione e struttura della materia, e le trasformazioni che in essa avvengono

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1 Chimica Scienza che studia: proprietà, composizione e struttura della materia, e le trasformazioni che in essa avvengono

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3 La Chimica è una scienza sperimentale: Si basa su misure ottenute da esperimenti fatti in condizioni prestabiliti e dall interpretazione dei dati ottenuti dal sistema analizzato. Sistema = quantità percettibile di materia su cui si possa effettuare un osservazione macroscopica. La materia nelle sue trasformazioni cede o acquista energia L L energia è l attitudine di un sistema a compiere Lavoro (L) F l Forza per Spostamento

4 Proprietà della materia Proprietà Fisiche: possono essere specificate senza riferimento ad altre sostanze. Es. gas, liquido, solido, temperatura di ebollizione, ecc. Proprietà Chimiche: sono specificate rispetto ad altre sostanze. Es. il ferro con ossigeno da ossido di ferro Fe + O FeO mentre in acido cloridrico si sviluppa idrogeno Fe + HCl Fe 2+ + Cl + H 2 Le proprietà macroscopiche si distinguono in: Estensive, dipendono dalla quantità di materia che forma il sistema (Volume, Massa, Calore sviluppato, ecc) Intensive, non dipendono dalla quantità di materia (Temperatura, Pressione, Densità, Viscosità, ecc)

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6 Notazione Scientifica dei numeri in base 10: 125 = =

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9 Classificazione della Materia Elementi, Composti e Miscele Gli elementi sono le più semplici sostanze che si possono ottenere attraverso processi chimici. Sono più di 100 di cui 90 naturali Per distinguerli sono assegnati nomi e simboli. es. azoto, N. I composti sono sostanze formate da due o più elementi. Le miscele sono miscugli di due o più elementi e/o due o più composti. Per distinguerli sono assegnati formule chimiche e nomi (IUPAC) es. NaCl cloruro di sodio Le miscele si distinguono in miscele omogenee ed eterogenee

10 Elemento Simbolo Nome latino Sodio Na Natrium Potassio K Kalium Ferro Fe Ferrum Rame Cu Cuprum Argento Ag Argentum Oro Au Aurum Mercurio Hg Hydrargyrum Antimonio Sb Stibium Stagno Sn Stannum Piombo Pb Plumbum

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12 Materia Liquida, solida o gassosa: Qualsiasi cosa che occupi uno spazio e possieda una massa Eterogenea Composizione non uniforme Separazione Fisica Omogenea Composizione uniforme Sostanza Pura Composizione costante Separazione Fisica Soluzioni o Miscele Composti Elementi combinati in rapporti definiti Separazione Chimica Trasformazione Chimica Elementi Non divisibili mediante trasformazioni chimiche

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14 Leggi della combinazione chimica Una legge è una generalizzazione basata sui risultati di molte osservazioni sperimentali Legge della Conservazione della Massa (Lavoisier): Nelle reazioni chimiche non si osservano apprezzabili variazioni (perdita o acquisto) di massa. Legge delle Proporzioni definite (Proust): In un dato composto, gli elementi sono sempre combinati nello stesso rapporto di massa. Legge delle Proporzioni Multiple: Quando due elementi formano più composti, le diverse masse di uno che si combinano con la medesima massa dell altro sono in un rapporto di numeri interi piccoli.

15 Legge delle Proporzioni definite (Proust): In un dato composto, gli elementi sono sempre combinati nello stesso rapporto di massa. Indipendentemente da come un composto viene ottenuto, reazione oppure estrazione, il rapporto di massa tra i vari elementi che lo compongono è costante. es. 18 gr di acqua contiene 2.00 gr di H e gr di O 1 kg di acqua contiene gr di H e gr di O m( H ) m( O) 2 16 Pirite di ferro, minerale naturale formato da S (zolfo) e Fe (ferro) gr di pirite contiene gr di Fe e gr di S 1 8 m( S) m( Fe) gr S gr Fe S Fe

16 La legge delle proporzioni definite permette di dare una definizione completa, anche se non definitiva, di composto: Un composto chimico è una sostanza costituita da due o più elementi combinati sempre in un rapporto di masse definite Questa definizione non è definitiva perché possono esistere composti diversi che hanno lo stesso numero di elementi con lo stesso rapporto di massa. Es. cicloesano e metilcilopentano sono costituiti con gli stessi elementi H e C e con lo stesso rapporto di massa (1 gr di H per 6 gr di C)

17 Legge delle Proporzioni Multiple: Quando due elementi formano più composti, le diverse masse di uno che si combinano con la medesima massa dell altro sono in un rapporto di numeri interi piccoli. Es. Pirite (FeS 2 ) 1 gr di Fe per gr di S gr S Triolite (FeS) 1 gr di Fe per gr di S gr S Acqua (H 2 O) Acqua Ossigenata (H 2 O 2 ) 16 gr di O per 2.0 gr di H 16 gr di O per 1.0 gr di H gr gr H H 2

18 TEORIA ATOMICA DI DALTON Limiti 1. Gli atomi sono costituiti da partilelle subatomiche; 2. La massa di uno stesso elemento varia da isotopo ad isotopo Il primo ricercatore a proporre il concetto di atomo (dal greco = indivisibile) è stato John Dalton (1803) il quale enuncio le seguenti ipotesi fondamentali: Teoria atomica della materia a) La materia è costituita da particelle indivisibili chiamate atomi; b) Gli atomi sono caratterizzati dalla loro massa; atomi di uno stesso elemento hanno la stessa massa e le stesse proprietà; elementi diversi sono costituiti da atomi con proprietà diverse e quindi con masse diverse; c) I composti sono formati dalla combinazione chimica di atomi di differenti elementi in un rapporto di numeri interi e piccoli; d) Nel corso di una reazione chimica gli atomi non si creano e non si distruggono mantenendo la loro individualità.

19 Principio di Avogadro Volumi uguali di gas diversi, nelle stesse condizioni di temperatura e di pressione, contengono lo stesso numero di molecole d A w V A Regola di Cannizzaro d rel d d A B Il peso atomico di un elemento è dato dalla più piccola quantità in peso con cui l elemento si trova nei pesi molecolari dei suo vari composti w V w V A B w w A B M M A B

20 Equazioni Chimiche Una reazione chimica è una trasformazione della materia in cui alcune sostanze (reagenti) si trasformano in altre (prodotti). Questo processo viene formalmente rappresentato da un equazione = reagisce per dare C + O 2 CO 2 reagenti prodotti Per Dalton la legge della conservazione della massa - viene riformulata come - legge di conservazione degli atomi Un equazione chimica deve essere bilanciata H 2 + O 2 H 2 O 2H 2 + O 2 2H 2 O non bilanciata bilanciata Stechiometria: branca della chimica che si occupa della determinazione delle quantità delle sostanze che partecipano alle reazioni chimiche

21 Costituzione degli atomi La carica è una proprietà fisica della materia: Ne esistono due tipi positiva (+) e negativa ( ); Due cariche di segno opposto (+ e ) si attraggono; Due cariche di segno uguale (+ e + opp e ) si respingono. La forza con cui due cariche (q 1 e q 2 ) interagiscono segue la legge di Coulomb F q q 2 r

22 Esperimento di Rutherford

23 Modello di Rutherford: L atomo ha gli elettroni che orbitano intorno al nucleo (costituito da protoni e neutroni) L atomo di un elemento è caratterizzato dal numero di protoni posseduti, chiamato numero atomico (Z) Z = numero atomico = numero di protoni N = numero di neutroni A = numero di massa A = Z + N N = A Z Le proprietà chimiche di un elemento dipendono dal numero di protoni (Z). Gli isotopi sono atomi di uno stesso elemento che differiscono per il numero di massa (A).

24 Vengono indicati con il simbolo Vengono denominati con: (Elemento-numero di massa) es. Carbonio-12 prozio deuterio trizio 1 1 H 1 2 H 1 3 H (H) (D) (T) Isotopi Idrogeno C 6 C 6 C Isotopi Carbonio O 8 O 8 O Isotopi Ossigeno

25 La quantità con cui gli isotopi sono presenti nella miscela isotopica vengono espresse con l abbondanza percentuale o relativa Isotopi Ossigeno O 8 O 8 O Percentuale relativa

26 Il protone ed il neutrone hanno una massa dell ordine di kg. Quindi un atomo ha una massa compresa tra kg. Non è pratico Si utilizza quindi una scala relativa La scala attuale dei pesi atomici (pa) assume come unità di massa atomica (u) la dodicesima parte dell isotopo naturale più leggero del carbonio (carbonio-12) ponendo cosi la massa di questo isotopo uguale a u. peso atomico massa atomica relativa = massa dell atomo considerato massa dell atomo di riferimento unità di massa atomica (u) = 12 6 C 1 12 Peso atomico dell isotopo = Peso atomico del protone = Peso atomico del neutrone = Peso atomico del elettrone = della massa dell isotopo C Definizione: Il peso atomico corrisponde alla massa relativa media degli atomi di un elemento rispetto alla dodicesima parte degli atomi di C-12, presi come riferimento. 6

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29 I composti sono caratterizzati da una formula chimica: Es. acqua, H 2 O; metano, CH 4 ; ammoniaca, NH 3 ; cloruro di sodio, NaCl. Si introduce quindi un peso molecolare (pm) dato dalla somma di tutti gli atomi costituenti la molecola. Es. nel caso dell acqua (H 2 O) pm ( H 2 O) pm pa El ) pa( H ) ( i pa( H ) pa( O) Quando il composto non è costituito da molecole ma da un insieme infinito, come ad esempio i sali, si parla di peso formula (pf) che è dato dalla somma dei pesi di tutti gli atomi compresi nella formula chimica. pf ( NaCl) pa( Na) pa( Cl)

30 Mole: Quantità di sostanza che contiene tante particelle (atomi, molecole, ioni, elettroni, fotoni, etc) quanti sono gli atomi (N A ) contenuti in gr di 12 6C oppure N A = Numero di Avogrado = Mole: una quantità di sostanza che contiene un numero di Avogadro, N A di particelle. Per massa molare si intende la massa di una mole delle particelle considerate esempio la massa molare del carbonio-12 = 12 gr.

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32 Concetto di mole e numero di Avogadro Esercizi Quanti atomi di carbonio C sono contenuti in 6.00 gr di questo elemento? pa(c) = n( mol) m( g) M( g / mol) 6.00( g) ( g / mol) 0.500( mol) 1 mol di C =N A atomi di C = atomi di C 0.5 mol di C =0.5 N A atomi di C = atomi di C

33 Concetto di mole e numero di Avogadro Esercizi Quante molecole di H 2 O sono contenute in 250 g di acqua? pa(o) = 16.0 ; pa(h)= pm( H2O) 2 pa( H) pa( O) n( mol) m( g) M( g / mol) 250( g) 18.0( g / mol) 13.9( mol) 1 mol di H 2 O =N A molecole di H 2 O = molecole di H 2 O 13.9 mol di H 2 O =13.9 N A molecole di H 2 O = molecole di H 2 O

34 Esercizi Quante moli di zolfo(s) si devono combinare con 2.00 mol di ferro (Fe) per formare pirite di ferro (FeS 2 ) FeS 2 1 mol Fe si combina con 2 mol S 2 mol S 1 mol Fe = X mol S 2 mol Fe X mol S 2 mol S = 2 mol Fe = 4 mol S 1 mol Fe

35 Esercizi Il metano ha formula chimica CH 4. Se un campione di metano contiene 0.30 mol di atomi di C, quante mol di H sono contenute CH 4 1 mol C si combina con 4 mol H 4 mol H 1 mol C = X mol H 0.30 mol C X mol H = 0.3 mol C 4 mol H = 1.20 mol H 1 mol C

36 Esercizi Quante moli di ferro si combinano con moli di atomi di ossigeno per dare Fe 2 O 3 Fe 2 O 3 2 mol Fe si combina con 3 mol O 2 mol Fe 3 mol O = X mol Fe 0.22 mol O X mol Fe 2 mol Fe = 0.22 mol O = mol Fe 3 mol O

37 Esercizi L ossigeno allo stato elementare si trova come molecola bi-atomica (O 2 ). Quante mol di Fe e di O 2 sono necessari per formare mol di Fe 2 O 3 42 Fe + 3 O 2 = 2 Fe 2 O mol Fe O 2 formano 1 mol Fe 2 O 3 X Fe = 1.00 mol Fe X 21.5 mol mol FeO 2 X mol Fe O O2 = 0.75 mol O 2 2 = 1 mol Fe 2 O mol Fe 2 O mol mol FeO 2 X mol OFe 2 = 0.5 mol Fe 2 O 3 = molfe O 2 1 mol Fe 2 O 3

38 Esercizi Determinare la massa (m) di mol di arseniato di calcio, Ca 3 (AsO 4 ) 2. pa(ca)= 40.1 pa(as)= 74.9 pa(o) = 16.0 n( mol) pf ( Ca3( AsO4 ) 2) 3 pa( Ca) 2 pa( As) 8 pa( O) Massa molare di Ca (AsO.3 4 ) 2 = g/mol m( g) m( g) n( mol ) M( g / mol ) M( g / mol) m(g) = g di Ca 3 (AsO 4 ) 2 m(g) ~ 233 g di Ca 3 (AsO 4 ) 2

39 Esercizi Determinare la massa (m) di mol di ciascuna delle seguenti sostanze: a) acqua, H 2 O; pa pm b) glucosio, C 6 H 12 O 6 ; H 1.01 H 2 O 18.0 c) metano CH 4 ; C 12.0 C 6 H 12 O d) ferro, Fe. O 16.0 Fe 55.8 CH Massa molare H 2 O 18.0 C 6 H 12 O CH Fe 55.8 M(g/mol) n( mol) M(g/mol) n(mol) = m(g) H 2 O = 10.5 C 6 H 12 O = 105 CH = 9.38 Fe = 32.7 m( g) M( g / mol) m( g) n( mol ) M( g / mol )

40 Esercizi Determinare quante moli di bicarbonato di sodio (NaHCO 3 ) sono presenti in 21 g di questo composto. pa(na)= 23.0 pa(h) = 1.08 pa(c) = 12.0 pa(o) = 16.0 n( mol) m( g) M( g / mol) pf ( NaHCO3 ) pa( Na) pa( H) pa( C) 3 pa( O) g n( mol) = mol g 84.0 mol

41 Esercizi Determinare il numero di moli presenti in 100 g di ciascuno dei seguenti composti. a) ammoniaca, NH 3 ; b) Alcol etilico, C 2 H 6 O; c) Oro, Au. pa H 1.01 C 12.0 N 14.0 O 16.0 Au 197 pm NH C 2 H 6 O 46.0 n( mol) m(g) /M(g/mol) = n(mol) NH / 17.0 = 5.88 C 2 H 6 O 100 / 46.1 = 2.17 Au 100 / 197 = m( g) M( g / mol)

42 Determinazione della Formula Chimica di una sostanza Analisi Qualitativa Permette di identificare gli elementi che compongono la sostanza Analisi Quantitativa Permette di determinare la massa di ciascun elemento contenuto nel campione della sostanza. I risultati di un analisi quantitativa vengono riportati sotto forma di percentuale in peso La percentuale in peso di un elemento in un composto corrisponde alla massa (in g) dell elemento presente in 100 g di composto. Un elenco di queste percentuali viene chiamato composizione percentuale.

43 Esercizi Un campione di un liquido di peso g viene scisso negli elementi ottenendo: i) g di carbonio; ii) g di idrogeno; iii) g di ossigeno. Determinare la percentuale in peso di ciascuno di questi elementi nel liquido = %(El ) g 100 g di composto = m(el ) g m T g di composto 5.217(C ) g %(C ) g = 100 g di composto = % g di composto %(H ) g = 100 = % %(O ) g = 100 = % = 99.99

44 Calcolare la composizione percentuale di un solido sconosciuto per cui un analisi quantitativa su g ha dato i seguenti risultati: i) g di C; ii) g di H; iii) g di O. % (el) = m (el) m t g di C g di H g di O = g massa totale (m t ) g quattro cifre significative % (C) = % (H) = % (O) = (C) (H) (O) = % 100 = 6.44 % 100 = % %

45 Determinare la percentuale in peso di ciascun elemento dell ossido di calcio (CaO). pa(ca) = pa (O) = pf = pa(ca) + pa(o) = = In g di CaO ci sono g di Ca e g di O % (El) = m (el) m t 100 % (Ca) = % (O) = (Ca) (O) = % 100 = % %

46 Formula Minima (o Empirica) è la formula (chimica) di un composto che usa quali indici i più bassi numeri interi possibili es. formula minima formula chimica Benzene CH C 6 H 6 Esempio Da una analisi quantitativa su un campione di un composto sconosciuto, di massa g, risultano g di C e g di O. Determinare la formula minima. pa (C) = pa (O) = mol C O Quindi Convertire scriviamo le masse la formula in moli n (mol) = C m (g) M (g/mol) COO n C (mol) = m C (g) g = monossido M C (g/mol) di carbonio g/mol n O (mol) = m O (g) M O (g/mol) g g/mol = mol Che dobbiamo trasformare = in interi. dividiamo quindi gli indici per il più piccolo = mol

47 Se gli indici calcolati differiscono per poche unità nell ultima cifra decimale si possono arrotondare ad un intero. Determinare la formula minima (o empirica) di un composto per il quale l analisi su un campione, di massa g, ha trovato che contiene: i) g di C; ii) g di H Convertire le masse in moli pa (H) = pa (C) = n H = mol n C = mol n (mol) = n H (mol) = m H (g) = M H (g/mol) m (g) M (g/mol) C H g g/mol = mol La formula Empirica del composto è C 3 H 8 (propano) n C (mol) = m C (g) = M C (g/mol) g g/mol = mol

48 Determinare la formula minima (o empirica) del carbonato di bario, che ha la seguente composizione percentuale: i) Ba %; ii) C %; iii) O % n (mol) = m (g) M (g/mol) Quindi in 100 g di composto abbiamo g di Ba; g di C; pa (Ba) = g di O pa (C) = pa (O) = Convertire le masse in moli Formula empirica n Ba (mol) = m Ba (g) del carbonato gdi bario = = mol di Ba M Ba (g/mol) g/mol Ba BaCO m n C (mol) = C (g) C O g = = mol di C M C (g/mol) g/mol n O (mol) = m O (g) g = = mol di O M O (g/mol) g/mol

49 formula minima formula chimica Benzene CH 6 C 6 H 6 Perossido di idrogeno HO 2 H 2 O 2 H C Formula Minima H O Formula Chimica C 6 H 6 H 2 O 2

50 Determinare la formula molecolare (o chimica) dello stirene, che ha formula empirica CH, e peso molecolare 104. Formula minima CH pa (H) = 1.00 pa (C) = 12.0 pf(ch) = pa (H) + pa (C) = = 13.0 n Formula molecolare C n H n Formula molecolare dello stirene pm(c n H n ) = n pa (H) + n pa (C) C 8 H 8 = n (pa (H) + pa (C)) pm(c n H n ) = n pf(ch) n = pm(c n H n ) pf(ch) 104 = = 8 13

51 L idrazina ha peso molecolare 32.1 e contiene % di azoto (N) e % di idrogeno (H). Determinare la formula chimica (molecolare) pa (H) = Quindi in 100 g di composto abbiamo pa (N) = g di N; g di H n (mol) = n H (mol) = m (g) M (g/mol) m H (g) M H (g/mol) Formula Convertire minima le NH masse in moli 2 Formula molecolare N n N (mol) m N (g) g n H n 2 pf(nh 2 ) = 2 pa (H) + pa (N) = Formula mol di N M N (g/mol) empirica dell idrazina = = g/mol N H = = = g g/mol Formula molecolare NH 2 dell idrazina N 2 H mol di H pm(n n H n 2 ) = n 2 pa (H) + n pa (N) = n (2 pa (H) + pa (N)) pm(n n H n 2 ) = n pf(nh 2 ) n = pm(n nh n 2 ) 32.1 = pf(nh 2 ) = n H H \ / N N / \ H H

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