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.

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Chimica: Studio della materia e delle sue interazioni.

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Scienze Chimiche

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Punto di Vista Microscopico: Breve Introduzione

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

Atomi sono formati da particelle: elettroni, protoni e neutroni

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.

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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 12C dell’atomo di carbonio.

Il 12 in apice a destra del C indica la somma di protoni e neutroni presenti nell’atomo

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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 12C del

carbonio.Questo numero di atomi si chiama numero di Avogadro ed è

uguale a: NA = 6.022141 × 1023.

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

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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

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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.

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Molecole

Le molecole sono insiemi stabili di atomi. Nelle molecole gli atomi sono disposti in

posizioni spaziali ben determinate.

acqua etanolo ferrocene

Formule di struttura:

H2O C2H6O Fe(C5H5)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

Formule minime:

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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: H2O MM = MA(O)+2×MA(H) = 18.06 g mol-1 Glucosio: C6H12O6 MM=6MM(C)+12MM(H)+6MM(O) = 180.16 g mol-1 L-Fenilalanina : C9H11NO2 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.

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Esercizi:

1) Calcolare il numero di moli presenti in 500 g di acqua.

2) Calcolare la massa molecolare del benzene: C6H6.

3) Quanto pesano 5 moli di solfato di rame: CuSO4 espresse in mg?.

4) Calcolare le MM di lisina (C6H14N2O2) ed Heme B: C34H32O4N4Fe

5) Calcolare quante molecole di FeO2 si ottengono mescolando 100 g di FeO2

con 20 moli della stessa sostanza.

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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

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Miscele o Soluzioni

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%(H2O) = (100/400)×100 = 25 %

w%(C2H4O)=(300/400)×100 = 75 %

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

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Frazione molare: xi

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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):

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Molarità: [I]

Rapporto tra le moli del componente i (ni) 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: mi

Rapporto tra le moli del componente i (ni) 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: mG= 0.15 moli/kg

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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/cm3).

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 CuSO4 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

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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”.

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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.

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.

NH4NO3 ↔ N2O + 2H2O Decomposizione del nitrato di ammonio

C4H10 + 13/2 O2 ↔ 4 CO2 + 5H2O Combustione del butano

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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.

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Esercizi:

Bilanciare le seguenti reazioni:

Al(OH)3 ↔ Al2O3 + H2O

C6H12 + O2 ↔ CO2 + H2O

NaCl + SO2 + H2O + O2 ↔ Na2SO4 + HCl

KClO3 ↔ KCl + O2

Al + Cr2O3 ↔ Al2O3 + Cl

NaBH4 + H2O ↔ NaBO2 + H2