Chimica “È lo studio delle proprietà dei materiali e dei cambiamenti che i materiali subiscono” Materia “È il materiale fisico dell’universo; e qualsiasi cosa che occupi spazio e abbia massa” La materia può esistere in tre stati fisici: 1.Gas o vapore 2.Liquido 3.solido

Gas Non ha un volume o forma fissi – prende il volume e la forma del suo contenitore. I gas possono essere compressi o espansi per occupare diversi volumi. Liquidi Un liquido ha un volume distinto, indipendente dal suo contenitore, ma non ha una forma specifica. Assume la forma del suo contenitore. I liquidi non possono essere sensibilmente compressi Solido Un solido ha una forma e un volume definiti: è rigido. I solidi non possono essere sensibilmente compressi

Sostanze Una sostanza pura ha una composizione fissa e proprietà distinte. La maggior parte della materia con cui veniamo a contatto nella nostre vite quotidiane non è una sostanza pura, ma una miscela di sostanze. Proprietà fisiche e proprietà chimiche Ogni sostanza pura ha un insieme unico di proprietà – caratteristiche che ci permettono di distinguerle una dall’altra. Queste proprietà si dividono in due categorie: fisiche e chimiche Proprietà fisiche – proprietà che possiamo misurare senza cambiare l’identità di base della sostanza Proprietà chimiche – descrivono il modo in cui una sostanza può cambiare o “reagire” per formare un’altra sostanza

Cambiamenti Fisici e Chimici Le sostanze possono subire vari cambiamenti nelle loro proprietà, questi cambiamenti possono essere classificati come fisici o chimici. Cambiamenti fisici – una sostanza cambia la sua apparenza fisica ma non la sua identità di base. Tutti i cambiamenti di stato (per esempio solido a liquido a gas) sono cambiamenti fisici. Cambiamenti chimici – anche conosciuti come reazioni chimiche, una sostanza si trasforma in una sostanza chimicamente differente.

Miscele Le miscele si riferiscono a combinazioni di due o più sostanze in cui ogni sostanza mantiene la sua propria identità chimica e quindi le sue proprietà Le miscele eterogenee non sono uniformi all’interno del campione, e hanno regioni di apparenza e proprietà differenti Le miscele omogenee sono uniformi all’interno del campione, tuttavia, le sostanze mantengono la loro natura chimica e fisica individuale. Le miscele omogenee si chiamano soluzioni, e il tipo più comune di soluzione è quella formata da un solido (il soluto) sciolto in un liquido (il solvente) Una caratteristica importante delle miscele è che i componenti individuali mantengono le loro proprietà fisiche e chimiche. Quindi, è possibile separare i componenti basandosi sulle loro differenti proprietà. Per esempio, possiamo separare l’etanolo dall’acqua facendo uso delle loro differenti temperature di ebollizione, in un processo noto come distillazione.

Composti ed elementi Le sostanze pure hanno una composizione invariabile e sono composte o da elementi o da composti Elementi “Sostanze che non possono essere decomposte in sostanze più semplici per metodi chimici” Composti Possono essere decomposti in due o più elementi

Composti ed elementi SUOLO

Composti ed elementi Elementi Gli elementi sono le sostanze di base di cui tutta la materia è composta Tutto quanto nel mondo è fatto da solo 109 differenti elementi Il 90% del corpo umano è composto da solo tre elementi: Ossigeno, Carbonio e Idrogeno Gli elementi hanno sia un nome comune che una abbreviazione. Questa consiste in una o due lettere,di cui la prima maiuscola.

ElementAbbreviation CarbonC FluorineF HydrogenH IodineI NitrogenN OxygenO PhosphorusP SulfurS AluminumAl BariumBa CalciumCa ChlorineCl HeliumHe MagnesiumMg PlatinumPt SiliconSi CopperCu (from cuprum) IronFe (from ferrum) LeadPb (from plumbum) MercuryHg (from hydrargyrum) PotassiumK (from kalium) SilverAg (from argentum) SodiumNa (from natrium) TinSn (from stannum)

Composti ed elementi Composti I composti sono sostanze in cui due o tre elementi sono legati chimicamente in proporzioni definite di massa. Per esempio, l’acqua pura è composta dagli elementi idrogeno (H) e ossigeno (O) con un rapporto definito di 11% idrogeno e 89% ossigeno in massa. L’osservazione che la composizione elementare di un composto puro è sempre la stessa è nota come legge della composizione costante (o legge delle proporzioni definite). È accreditata al chimico francese Joseph Louis Proust ( ).

Atomi, Molecole e Ioni ParticleLocationWeightCharge ProtonNucleus amu Positive (+1) NeutronNucleus amuNeutral ElectronsElectron Cloud amu Negative (-1) Nota: visto che gli atomi hanno un numero uguale di elettroni e protoni, non hanno una carica elettrica netta 1 amu = x g

Atomi, Molecole e Ioni Tutti gli atomi di un elemento hanno lo stesso numero di protoni nel nucleo Siccome la carica netta di un atomo è 0, l’atomo deve contenere un numero uguale di elettroni E i neutroni? Il loro numero può variare. Gli atomi che differiscono solo nel numero di neutroni si chiamano isotopi. Visto che il neutrone ha una massa di amu (il protone è ), diversi isotopi hanno diverse masse.

Atomi, Molecole e Ioni Tutti gli atomi di carbonio (C) hanno 6 protoni e 6 elettroni. Il numero di protoni dell’atomo di carbonio si denota in basso a sinistra del simbolo atomico: Questo numero è chiamato numero atomico (Z) e siccome è sempre 6 per il carbonio è ridondante e usualmente si omette. Un altro numero, il numero di massa (A) esprime la somma di protoni e neutroni presenti nel nucleo: N. Neutroni = = 6N. Neutroni = = 8

La Tavola Periodica Man mano che più elementi venivano scoperti e caratterizzati, si è cercato di raggrupparli, o classificarli, in accordo al loro comportamento chimico. Questo sforzo risultò, nel 1869, nello sviluppo della Tavola Periodica. Certi elementi mostrano caratteristiche simile: Litio (Li), Sodio (Na) e Potassio (K) sono tutti metalli soffici e molto reattivi Helio (He), Neon (Ne) e Argon (Ar) sono gas molto poco reattivi Se gli elementi si dispongono in ordine crescente del loro numero atomico, le loro proprietà chimiche e fisiche mostrano uno schema periodico o ripetitivo.

La Tavola Periodica

Come esempio della natura periodica degli atomi (quando sono ordinati per numero atomico), ognuno dei metalli soffici e reattivi viene immediatamente dopo dei gas non reattivi. Gli elementi di una colonna della tavola periodica si chiamano famiglia o gruppo. Si dividono in: Metalli (tutta la regione sinistra e centrale) Non-metalli (diagonale superiore della destra in verde, salmone e rosso) Metalloidi (atomi nella frontiera tra metalli e non-metalli: Boro (B), Silicio (Si), Germanio (Ge), Arsenico (As), Antimonio (Sb), Tellurio (Te)). Questi sono molti dei più utili materiali per semiconduttori.

La Tavola Periodica GruppoNomeElements 1AMetalli alcaliniLi, Na, K, Rb, Cs, Fr 2AMetalli alcalino-terrosiBe, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra 6ACalcogeniO, S, Se, Te, Po 7A Alogeni (“che formano sali") F, Cl, Br, I, At 8AGas Nobili (inerti)He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn

Atomi, Molecole e Ioni. ATOMO: è la più piccola particella costitutiva di un elemento (ad esempio, un atomo di Fe, di H, di O).. MOLECOLA: è la più piccola particella costitutiva di un elemento o di un composto che può esistere in modo indipendente. Comprende due o tre atomi chimicamente legati. Certi elementi si trovano in natura sotto forma molecolare. Per esempio: ossigeno O2O2 O3O3 Molecola di ossigeno Molecola di ozono H2OH2OH2O2H2O2 acqua Perossido di idrogeno

Compound Molecular Formula Empirical Formula WaterH2OH2OH2OH2O Hydrogen Peroxide H2O2H2O2 HO EthyleneC2H4C2H4 CH 2 EthaneC2H6C2H6 CH 3 Atomi, Molecole e Ioni Formula molecolare: riferisce il vero numero degli atomi che comprende una singola molecola di un composto Formula empirica: riferisce il rapporto di numeri interi più basso degli atomi in un composto particolare

Atomi, Molecole e Ioni Le formule strutturali danno una idea dei legami chimici che uniscono gli atomi: Le formule strutturali non danno necessariamente un’informazione sulla reale geometria dei legami

Atomi, Molecole e Ioni Il nucleo di un atomo (che contiene protoni e neutroni) rimane invariato dopo una reazione chimica, ma gli atomi possono facilmente guadagnare o perdere elettroni. In questo caso, il risultato è una particella carica chiamata ione. Ioni semplici: Na +, Cl - Ioni poliatomici: NO 3 - (nitrato), SO 4 2- (solfato)

Atomi, Molecole e Ioni Per esempio, il sodio (Na) ha 11 protoni e 11 elettroni. Tuttavia, può perdere facilmente un elettrone. Il catione risultante ha 11 protoni e 10 elettroni, per una carica netta di 1+ (le unità sono la carica elettronica). Lo stato ionico di un atomo o composto è rappresentato da un indice in alto a sinistra della formula chimica: Na + Mg 2+ (nota che in caso di 1+ o 1-, il ‘1’ si omette). In contrasto dal Na, l’atomo di cloro (Cl) può facilmente guadagnare un elettrone per dare l’ione cloruro: Cl - Le proprietà chimiche di un ione sono generalmente diverse da quelle dell’atomo da cui deriva.

Atomi, Molecole e Ioni Composti ionici Gli ioni si formano quando uno o più elettroni si trasferiscono da un atomo neutro ad un altro. Per esempio, quando si fa reagire il sodio elementare con il cloro elementare, si trasferisce un elettrone dal sodio neutro al cloro neutro. Il risultato è un ione sodio (Na + ) e un ione cloro, cloruro (Cl - ):

Pesi atomici e molecolari I sottoindici nelle formule chimiche, e i coefficienti nelle equazioni chimiche rappresentano quantità esatte. H 2 O, per esempio, indica che una molecola di acqua comprende esattamente due atomi di idrogeno e un atomo di ossigeno. La seguente equazione: Non solo ci dice che il propano reagisce con l’ossigeno per produrre biossido di carbonio ed acqua, ma che 1 molecola di propano reagisce con 5 molecole di ossigeno per produrre 3 molecole di biossido di carbonio e 4 molecole di acqua. Poiché contare singoli atomi e molecole è un po’ difficile, gli aspetti quantitativi della chimica si basano nella conoscenza delle masse dei composti coinvolti.

Pesi atomici e molecolari Gli atomi di differenti elementi hanno differenti masse. I primi lavori sulla separazione dell’acqua nei suoi elementi costitutivi (idrogeno e ossigeno) indicarono che 100 grammi di acqua contenevano 11.1 grammi di idrogeno e 88.9 grammi di ossigeno: 100 grammi Acqua  11.1 grammi Idrogeno grammi Ossigeno Più tardi, gli scienziati scoprirono che l’acqua era composta da due atomi di idrogeno per ogni atomo di ossigeno. Quindi, nell’analisi di prima, nei 11.1 grammi di idrogeno c’erano due volte più atomi che nei 88.9 grammi di ossigeno. Quindi, un atomo di ossigeno doveva pesare intorno a 16 volte il peso di un atomo di idrogeno:

Pesi atomici e molecolari All’idrogeno, l’elemento più leggero, fu assegnata la massa relativa ‘1’, e a tutti gli altri elementi furono assegnate ‘masse atomiche’ relative a questo valore dell’idrogeno. Quindi, all’ossigeno fu assegnata una massa atomica di 16. Noi adesso sappiamo che un atomo di idrogeno ha una massa di x grammi e che l’ossigeno ha una massa di x grammi Vista la grandezza di questi numeri, è più conveniente usare un’altra unità di riferimento, l’ unità di massa atomica (uma). In seguito, l’ unità di massa atomica non fu standardizzata rispetto all’idrogeno, bensì rispetto all’isotopo 12 C del carbonio (uma = 12). Quindi, la massa dell’atomo di idrogeno ( 1 H) è uma, e la massa di un atomo di ossigeno ( 16 O) è uma.

Pesi atomici e molecolari Una volta che la masse degli atomi è stata determinata, l’uma può avere un suo valore : 1 uma = x grammi contrariamente: 1 grammo = x uma Massa atomica media

Pesi atomici e molecolari La maggior parte degli elementi si trovano in natura come una miscela di isotopi (cioè popolazioni di atomi con differenti numeri di neutroni, e quindi di massa). Possiamo calcolare la massa atomica media di un elemento conoscendo l’ abbondanza relativa di ogni isotopo, così come la massa di ogni isotopo. Esempio: il carbonio si trova in natura come % 12 C e 1.108% 13 C. La massa di 12 C è 12 uma, e quella del 13 C è uma. Quindi la massa atomica media del carbonio è: ( )*(12 uma) + ( )*( uma) = uma La massa atomica media di un elemento (in uma) si conosce anche come il peso atomico. I valori per i pesi atomici di ogni elemento si trovano nella tavola periodica.

Pesi atomici e molecolari Peso molecolare e peso formula Il peso formula di una sostanza è la somma dei pesi atomici di ogni atomo nella sua formula chimica. Per esempio, l’acqua (H 2 O) ha un peso formula di: 2*( uma) + 1*( uma) = uma Se una sostanza esiste come molecola discreta (quelle dove gli atomi sono legati chimicamente) in quel caso la formula chimica è la formula molecolare, e il peso formula è il peso molecolare. Per esempio, carbonio, idrogeno e ossigeno possono legarsi chimicamente per formare una molecola di glucosio che ha una formula chimica e molecolare di C 6 H 12 O 6. Il peso formula e il peso molecolare del glucosio è: 6*( uma) + 12( uma) + 6*( uma) = uma Le sostanze ioniche non sono legate chimicamente e quindi non esistono come molecole discrete. Tuttavia, possono associarsi in proporzioni discrete di ioni. Quindi, possiamo descrivere i loro pesi formula, ma non i loro pesi molecolari. Il sale da cucina (NaCl), per esempio, ha un peso formula di: 23.0 uma uma = 58.5 uma

Pesi atomici e molecolari Composizione percentuale dalle formule In certi tipi di analisi è importante conoscere la percentuale in massa di ogni tipo di elemento nel composto. Prendiamo per esempio il metano: CH 4 Pesi Formula e molecolare : 1*( uma) + 4*(1.008 uma) = uma %C = 1*( uma)/ uma = = 74.9% %H = 4*(1.008 uma)/ uma = = 25.1%

La Mole Anche piccolissimi campioni di composti chimici contengono un enorme numero di atomi, ioni o molecole. Per convenienza, sarebbe molto utile avere un riferimento per una collezione di un grosso numero di questi oggetti (per esempio, una dozzina è il riferimento per una collezione di 12 oggetti). In chimica usiamo un’ unità chiamata la mole La mole è definita come la quantità di materia che contiene tanti oggetti quanto il numero di atomi in esattamente 12 grammi di 12 C Vari esperimenti hanno determinato che questo numero è … x Questo numero si conosce come numero di Avogadro. Una mole di atomi, macchine, persone, ecc., contiene 6.02 x di questi oggetti. Qual è la grandezza di questo numero? Una mole di biglie disposta in maniera tale da coprire tutta la superficie della terra risulterebbe in uno strato di quasi cinque chilometri di altezza.

La Mole Massa Molare Un singolo atomo 12 C ha una massa di 12 uma. Un singolo atomo di 24 Mg ha una massa di 24 uma, ovvero due volte la massa di un atomo di 12 C. Quindi, una mole di atomi di 24 Mg dovrebbe avere il doppio della massa di una mole di atomi 12 C. Visto che una mole di atomi 12 C pesa 12 grammi (per definizione), una mole di atomi 24 Mg deve pesare 24 grammi. Nota che la massa di un atomo in unità di massa atomica (uma) è numericamente uguale alla massa di una mole degli stessi atomi in grammi (g) La massa in grammi di 1 mole (1 mol) di una sostanza è chiamata la sua massa molare. La massa molare (in grammi) di ogni sostanza è sempre numericamente uguale al suo peso formula (in uma) Una molecola di H 2 O pesa 18.0 uma; 1 mole di H 2 O pesa 18.0 grammi Una coppia ionica NaCl pesa 58.5 uma; 1 mole di NaCl pesa 58.5 grammi

La Mole Interconversione di masse, moli e numeri di particelle È necessario tenere in conto le unità quando interconvertiamo masse e moli. Questo si conosce formalmente come analisi dimensionale. “Portami 1.5 moli di cloruro di calcio” Formula chimica del cloruro di calcio = CaCl 2 Massa molecolare del Ca = uma Massa molecolare del Cl = uma Quindi il peso formula del CaCl 2 = (40.078) + 2*(35.453) = uma (ricorda, questo composto è ionico, quindi non ha un peso “molecolare”) Quindi, una mole di CaCl 2 avrebbe una massa di grammi Cosi, 1.5 moli di CaCl2 dovrebbe essere: (1.5 moli)*( grammi/moli) = grammi

La Mole Se ho 2.8 grammi d’oro, quanti atomi ho? Formula molecolare dell’oro è: Au Peso molecolare di Au = uma Quindi, 1 mole di oro pesa grammi. In 2.8 grammi di oro avrei: (2.8 grammi)*(1 mole/ grammi) = moli Dal numero di Avogadro, noi sappiamo che ci sono circa 6.02 x atomi/mole Quindi, in moli avremmo: ( moli) * (6.02 x atomi/mole) = 8.56 x atomi

Reazioni acquose e Stechiometria della soluzione Composizione della soluzione Una soluzione è una miscela omogenea di due o più sostanze, che consiste in: 1.Il solvente – usualmente la sostanza in maggior concentrazione 2.Gli altri componenti che si chiamano soluti – si dice che loro sono sciolti nel solvente Quando una piccola quantità di NaCl si scioglie in una grossa quantità d’acqua, ci riferiamo all’acqua come il solvente e al NaCl come il soluto.

Reazioni acquose e Stechiometria della soluzione Molarità Il termine concentrazione si usa per indicare la quantità di soluto sciolto in una certa quantità di solvente o soluzione. Il modo più largamente usato per quantificare la concentrazione in chimica è la molarità. La molarità (simbolo M) di una soluzione si definisce come il numero di moli di soluto in un volume di un litro di soluzione:

Reazioni acquose e Stechiometria della soluzione Molarità Per esempio, una soluzione 1.0 molare (1.0 M) contiene 1.00 mole di soluto in ogni litro di soluzione. Qual è la molarità di una soluzione fatta sciogliendo 20 grammi di NaCl in 100 ml di acqua? M

Reazioni acquose e Stechiometria della soluzione Molarità Se conosciamo la molarità di una soluzione possiamo calcolare il numero di moli di un soluto in un dato volume. Quindi, la molarità è un fattore di conversione tra volume di soluzione e moli di soluto: Calcolare il numero di moli di CaCl 2 in 0.78 litri di una soluzione 3.5M: Di quanti litri di una soluzione 2.0 M di HNO3 abbiamo bisogno per avere 5 moli di HNO3? Nota: abbiamo dovuto invertire la soluzione stock (cioè convertire a litri per mole) per essere capaci di calcolare il volume desiderato (cioè per mantenere l’analisi dimensionale corretto)

Reazioni acquose e Stechiometria della soluzione Diluizioni Per convenienza, le soluzioni si comprano o si preparano in uno stock concentrato che deve essere diluito prima dell’uso. Quando prendiamo un certo campione dalla soluzione stock abbiamo un certo numero di moli di molecole in quel campione. La diluizione altera la molarità (cioè la concentrazione) della soluzione ma non il numero totale di moli di una molecola nella soluzione (in altre parole, la diluizione non crea ne distrugge molecole). Une delle equazioni standard per determinare gli effetti della diluizione su un campione è quello di comparare (concentrazione)*(volume) prima e dopo la diluizione. Visto che (concentrazione)*(volume) ci dà il numero totale di moli nel campione, e visto che non cambia, questo valore prima e dopo la diluizione sono uguali: (concentration)*(volume) = (concentration)*(volume) (moles/liter)*(liter) = (moles/liter)*(liter) moles = moles

Reazioni acquose e Stechiometria della soluzione Diluizioni Quale volume di una soluzione stock 5.0M di NaCl userò per fare 250 mL di una soluzione 1.5 M? Quindi, avremmo bisogno di litri della nostra soluzione stock 5M di NaCl. Il resto del volume di 0.25 litri si ottiene dalla addizione di acqua: 0.25 litri – litri = litri Quindi prendiamo litri della soluzione stock e lo aggiungiamo a litri di acqua per un volume finale di 0.25 litri con una concentrazione finale di 1.5 moli/litro (cioè 1.5 M) X liters = liters (or 75 mls)

Reazioni acquose e Stechiometria della soluzione Qual è la concentrazione dell’acqua? Peso molecolare dell’acqua = 18.0 g/mole Densità dell’acqua = 1 g/ml o 1000 g/L

Reazioni acquose e Stechiometria della soluzione Quanti moli di acqua si formano quando 25.0 ml di una soluzione 0.1 M di HNO 3 (acido nitrico) è completamente neutralizzata dal NaOH (una base)? 1.Cominciamo scrivendo la equazione bilanciata per la reazione: 2.La relazione stechiometrica tra HNO 3 e H 2 O è 1:1, e quindi, per una mole di HNO 3 che si consuma completamente (cioè neutralizzato) nella reazione, una mole di H 2 O si produce. 3.Da quanti moli di HNO 3 siamo partiti? 4.Quindi, si formeranno moli di H 2 O