Chimica: Studio della materia e delle sue interazioni. La descrizione della materia viene affrontata da: punto di vista microscopico: studio di atomi e molecole le loro interazioni e le reazioni chimiche a livello molecolare punto di vista macroscopico: stati di aggregazione: solido, liquido e gas, proprietà macroscopiche: temperatura, pressione, massa, densità, bilanci energetici etc. 1
Punto di Vista Microscopico: Breve Introduzione Atomi sono formati da particelle: elettroni, protoni e neutroni carica massa elettroni -1.602176 10-19 C 9.109382 10-31 kg protoni +1.602176 10-19 C 1.672622 10-27 kg neutroni 0 1.674927 10-27 kg Le masse di protoni e neutroni sono molto maggiori di quella dell elettrone. Elettrone e protone hanno carica uguale in valore assoluto ma di segno opposto. Negli atomi il numero di elettroni e protoni è fisso mentre il numero di neutroni può variare. 2
Definizioni (i): Numero Atomico: numero di protoni posseduti dall atomo (uguale al numero di elettroni se l atomo rimane elettricamente neutro). Poiché gli atomi possono avere un numero di neutroni diversi, il loro peso può variare, ad es: il cloro ha due isotopi principali con 18 e 20 neutroni rispettivamente. In natura essi si trovano con un abbondanza di 75% e 24%. Il peso atomico o massa atomica attribuito ad ogni tipo di atomo dipende dall abbondanza di isotopi presenti in natura per quel tipo di atomo. Poiché la massa degli atomi è molto piccola, le masse atomiche dei singoli atomi vengono definite con unità di massa relativa. Definizione IUPAC: L unità di massa relativa equivale al rapporto tra la massa dell atomo considerato e 1/12 della massa dell isotopo 12 C dell atomo di carbonio. Il 12 in apice a destra del C indica la somma di protoni e neutroni presenti nell atomo 3
Definizioni (ii): Poichè la massa dei singoli atomi è molto piccola, in chimica si preferisce lavorare con un numero elevato e fisso di atomi detto mole. Si definisce come mole una quantità di sostanza che contiene un numero di atomi pari a quelli contenuti in 12 g di sostanza formata dall isotopo 12 C del carbonio.questo numero di atomi si chiama numero di Avogadro ed è uguale a: N A = 6.022141 10 23. Di conseguenza: la massa atomica relativa o peso atomico relativo per ogni atomo corrisponde alla massa in grammi di una mole di quel tipo di atomi. Per cui la massa atomica (o peso atomico) viene espressa in unità di g/mole Es: per l ossigeno la massa atomica relativa mediata su tutti gli isotopi stabili in natura è uguale a 15.994 e la massa atomica di una mole è di 15.994 g/mole
chimiche Il nome, il simbolo, il numero atomico, la massa atomica e altre informazioni sui singoli atomi sono riportati nella tabella periodica Una descrizione completa della Tabella Periodica sarà fornita nelle lezioni di Chimica generale 5
Esercizi: 1) Calcolare la massa in kg di 15 moli di Boro 2) Calcolare il numero di atomi presenti in 500 g di Ferro 3) Qual è l unità di misura della massa atomica relativa? 4) Quanto pesano 5 moli di Bismuto? 5) Calcolare a quante moli corrispondono 30 g di ossigeno. 6
Scienze chimiche Molecole Le molecole sono insiemi stabili di atomi. Nelle molecole gli atomi sono disposti in posizioni spaziali ben determinate. Formule di struttura: Formule minime: acqua etanolo ferrocene H 2 O C 2 H 6 O Fe(C 5 H 5 ) 2 Gli indici a pedice indicano il numero di atomi di un certo tipo presenti in una molecola. La parentesi indica che un certo gruppo di atomi viene ripetuto nella molecola un numero di volte pari al pedice della formula 7
Come nel caso degli atomi anche per le molecole si può definire una massa molecolare (o peso molecolare) MM data dalla somma delle masse atomiche MA degli atomi che formano la molecola. Ad esempio: acqua: H 2 O MM = MA(O)+2 MA(H) = 18.06 g mol -1 Glucosio: C 6 H 12 O 6 MM=6MM(C)+12MM(H)+6MM(O) = 180.16 g mol -1 L-Fenilalanina : C 9 H 11 NO 2 MM=9MM(C)+11MM(H)+MM(N)+2MM(O) = 165.19 g mol -1 Come nel caso degli atomi, una mole contiene un numero di Avogadro di molecole. La massa di una mole è uguale alla massa molecolare espressa in grammi. 8
Esercizi: 1) Calcolare il numero di moli presenti in 500 g di acqua. 2) Calcolare la massa molecolare del benzene: C 6 H 6. 3) Quanto pesano 5 moli di solfato di rame: CuSO 4 espresse in mg?. 4) Calcolare le MM di lisina (C 6 H 14 N 2 O 2 ) ed Heme B: C 34 H 32 O 4 N 4 Fe 5) Calcolare quante molecole di FeO 2 si ottengono mescolando 100 g di FeO 2 con 20 moli della stessa sostanza. 9
Miscele o Soluzioni Miscele e soluzioni sono sistemi omogenei formati da due o più composti puri. In questi sistemi si ha mescolamento totale dei costituenti a livello molecolare. Esempio di sostanze che formano una miscela: etanolo ed acqua in quantità confrontabili Esempio di sostanze che NON formano una miscela: acqua ed olio. Sono composti immiscibili che portano ad una separazioni di fase. Se li si agita si ha formazione di microbolle di olio sospese in acqua o viceversa: sospensione. Questa condizione è energeticamente instabile e le due sostanze si separano in due fasi distinte. Acqua etanolo: Le molecole formano una fase unica Acqua olio: Le molecole si separano formando due fasi 10
Miscele o Soluzioni Il termine soluzione di usa in genere quando si sciolgono uno o più composti in un liquido. Si definiscono soluti il composto sciolti e solvente il liquido. In genere la quantità di soluto è molto inferiore alla quantità di solvente. Esistono anche «soluzioni solide» ( o leghe se è presente un metallo) in cui entrambi i componenti sono solidi. Es: acciaio formato da ferro e carbonio o ottone formato da La composizione di miscele e soluzioni viene esplicitata con grandezze diversediverse Percentuale in peso: w% oppure wt% Rapporto tra la massa del componente i e la massa totale della miscela moltiplicata per 100. E una grandezza adimensionale Esempio in una miscela formata da 100 g di acqua e 300 g di etanolo le w% sono: w%(h 2 O) = (100/400) 100 = 25 % w%(c 2 H 4 O)=(300/400) 100 = 75 % 11
Frazione molare: x i Rapporto tra le moli del componente i e le moli totali presenti nella miscela. E una grandezza adimensionale. Es una soluzione formata da 3 moli di acqua (A) 2 moli di metanolo (M) e 6 moli di etanolo (E): 12
Molarità: [I] Rapporto tra le moli del componente i (n i ) e il volume globale della soluzione. L unità di misura comunemente usata per la molarità è moli/l (moli L -1 ). Questa grandezza si usa specialmente per miscele liquide. Es una soluzione formata da 3 moli di glucosio (G) a cui si aggiunge acqua fino ad arrivare ad un volume totale per la soluzione di 30 L è uguale a: [G]= 0.3 moli/l Molalità: m i Rapporto tra le moli del componente i (n i ) e la massa espressa in kg del solvente. L unità di misura moli/kg (moli kg -1 ). Questa grandezza si usa specialmente per miscele liquide. Es una soluzione formata da 3 moli di glucosio (G) a cui si aggiungono 20 kg di acqua ha molarità uguale a: m G = 0.15 moli/kg 13
Esercizi: 1) calcolare la concentrazione di una soluzione formata da 50 ml di etanolo e 300 g di acqua in funzione di percentuale in peso e di frazione molare (la densità dell etanolo è 0.879 g/cm 3 ). 2) Calcolare il volume occupato da una mole di acqua (volume molare). 3) Calcolare la molarità di una soluzione ottenuta sciogliendo in acqua 30 g di glucosio fino ad arrivare ad un volume globale di 2 litri. 4) Calcolare la concentrazione in frazione molare e molalità di una soluzione ottenuta sciogliendo 30 g di CuSO 4 in 2 kg di acqua. 5) Una soluzione di NaOH in 500 g di acqua ha x(naoh)=0.05, calcolare le moli e la molalità di NaOH in soluzione. Calcolare la molarità di NaOH della soluzione esplicitando le approssimazioni necessarie per fare quest ultimo calcolo. In questi esercizi si fa uso della grandezza fisica densità che è il rapporto tra il peso di una sostanza chimica ed il suo volume 14
Reazioni Chimiche Le reazioni chimiche possono combinare gli atomi per formare molecole, decompongono le molecole nei singoli atomi, oppure trasformano molecole in altre molecole. Principio di conservazione di massa: Il numero e la natura degli atomi che partecipano alle reazioni chimiche si conserva. Per questo motivo quando si descrive una reazione chimica bisogna fare in modo che gli atomi presenti nel processo siano bilanciati. 15
Le reazioni chimiche vengono descritte riportando le specie chimiche che si trasformano in un equazione separata da una doppia freccia o un segno di eguale che indica quali molecole/atomi si trasformano in nuove molecole/atomi. NH 4 NO 3 N 2 O + 2H 2 O C 4 H 10 + 13/2 O 2 4 CO 2 + 5H 2 O Decomposizione del nitrato di ammonio Combustione del butano Si definiscono come reagenti le molecole/atomi sulla sinistra della doppia freccia e prodotti le molecole che si trovano alla destra. Questa scelta significa che la reazioni considerata porta alla scomparsa parziale o totale dei reagenti e alla comparsa dei prodotti. I numeri che moltiplicano le specie molecolari sono chiamati coefficienti stechiometrici e indicano quante molecole (o moli) di reagente si trasformano in molecole (o moli) di prodotto in modo che la legge di conservazione di massa venga rispettata. 16
Si definisce equilibrio chimico la condizione in cui il numero di molecole di reagente e di molecole di prodotto presenti nell ambiente di reazione è costante ed il sistema ha raggiunto una situazione energeticamente stabile, per cui non si ha ulteriore trasformazione netta di materia dai reagenti ai prodotti o viceversa. Regole pratiche per il bilanciamento di reazioni chimiche: 1. Si assegna coefficiente uno ad una delle specie presenti (in genere quella che ha il maggior numero di atomi) 2. Per ognuno degli gli atomi che compaiono nella molecola scelta bilanciare il loro numero con quello delle altre molecole presenti nella reazione attribuendo il giusto coefficiente stechiometrico. Continuare fino a che tutti i coefficienti stechiometrici di tutte le specie sono stati identificati. Lasciare per ultimi H e O 3. Eventualmente moltiplicare l intera equazione per un numero inetro opportno in modo da evitare coefficienti stechioometrici frazionari. 17
Esercizi: Bilanciare le seguenti reazioni: Al(OH) 3 Al 2 O 3 + H 2 O C 6 H 12 + O 2 CO 2 + H 2 O NaCl + SO 2 + H 2 O + O 2 Na 2 SO 4 + HCl KClO 3 KCl + O 2 Al + Cr 2 O 3 Al 2 O 3 + Cl NaBH 4 + H 2 O NaBO 2 + H 2 18