Introduzione alla Chimica

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Categoria:	Chimica
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CAPITOLO 2
SISTEMI OMOGENEI e SISTEMI ETEROGENEI
- Il sistema è un insieme limitato di materia distinto dall’ambiente.
- La fase è una porzione di materia delimitata da superfici nette che presentano le stesse caratteristiche macroscopiche.
- Ogni sistema può essere composto da una o più fasi:
1) Omogeneo: composto da una sola fase (acqua e zucchero, olio d’oliva)
2) Eterogeneo: composto da due o più fasi diverse (acqua e pastiglia effervescente)
MISCELE OMOGENEE e MISCELE ETEROGENEE
- Un sistema che è fisicamente omogeneo può non esserlo chimicamente:
1) Miscele omogenee: quando, anche se dal punto di vista chimico la soluzione è composta da più elementi, questi elementi sono indistinguibili fra di loro anche al microscopio (acqua e alcol)
2) Miscele eterogenee: solido solido (due pietre), solido liquido ( acqua argilla), liquido liquido (acqua olio)
GRANDEZZE E MISURE
MASSA: è la misura dell’inerzia di un corpo; cioè la resistenza che un corpo oppone a qualsiasi cambiamento dello stato di quiete o di moto rettilineo uniforme.
FORZA: è la causa che fa variare lo stato di quiete o di moto rettilineo uniforme di un corpo di massa m.
PESO: è la forza con cui il corpo viene attirato verso il centro della terra.
DENSITÀ ASSOLUTA: è il rapporto fra la massa e il volume di un corpo.
DENSITÀ RELATIVA: è il rapporto fra la massa e la massa di un volume di acqua distillata alla temperatura di 4 °C.
ENERGIA: è l’attitudine di un corpo a compiere un lavoro.
PRINCIPIO DI CONSERVAZIONE DELL’ENERGIA: tutte le varie forme di energia si possono convertire le une nelle altre e possono essere trasferite da un corpo ad un altro; la somma totale dell’energia prima e dopo una trasformazione è la stessa.
TEMPERATURA: è lo stato termico di un sistema.
CALORE: è l’energia che si trasferisce da un sistema di temperatura maggiore a uno di temperatura minore.
SOSTANZE
SOSTANZA: è un campione di materia che non può essere separato in sostanze più semplici attraverso trasformazioni fisiche.
PROPRIETÀ FISICHE: proprietà che possono essere osservate senza modificare l’identità chimica (stato fisico, colore, densità)
PROPRIETÀ CHIMICHE: sono processi durante i quali una o più sostanze modificano la loro composizione chimica tramutandosi in una o più sostanze diverse.
ELEMENTI e COMPOSTI
ELEMENTI: sostanze che non possono essere scomposte ulteriormente.
COMPOSTI: sostanze, che sottoposte a trattamenti chimici, si decompongono in due o più sostanze semplici.
METALLI e NON METALLI
METALLI:
- Solidi,
- Duttili,
- Malleabili,
- Buoni conduttori,
- Hanno scarsa tendenza a combinarsi tra loro,
- Spesso si trovano in natura combinati con altri elementi.
NON METALLI:
- Opachi,
- Sono fragili,
- Spesso allo stato naturale sono gassosi,
- Cattivi conduttori,
- Si possono combinare l’uno con l’altro.

CAPITOLO 3
DA BOYLE A LAVOISIER: LE BASI DELLA SCIENZA CHIMICA
ELEMENTO: ogni sostanza che non può essere scomposta in sostanze più semplici per mezzo di operazioni chimiche.
A metà ‘600 fu sviluppata la teoria del flogisto, secondo la quale ogni corpo, vegetale o animale, contiene flogisto; nel momento della combustione questo viene liberato dal corpo e raccolta dall’aria che lo passa ad altri corpi che così diventano a loro volta combustibili. Solo con Lavoisier e lo studio dell’aria si scoprì l’ossigeno e venne liquidata la teoria del flogisto.

LEGGE DI CONSERVAZIONE DELLA MASSA: enunciata nel 1789 da Lavoisier: in una reazione chimica la massa totale delle sostanze reagenti è uguale alla massa delle sostanze prodotte; la massa di ogni elemento presente nella sostanza iniziale è uguale a quello nella sostanza finale.
CONSEGUENZE LEGGE:
- Atomi indivisibili
- Gli atomi non si possono trasformare gli uni negli altri
LEGGI DEI RAPPORTI PONDERALI
LEGGE DELLE PROPORZIONI DEFINITE E COSTANTI o LEGGE DI PROUST: 1799, in un composto chimico puro, gli elementi costituenti sono sempre presenti in rapporti di peso definiti e costanti.
LEGGE DELLE PROPORZIONI MULTIPLE o LEGGE DI DALTON: 1803, quando due elementi si combinano tra di loro per formare due o più composti i rapporti tra le quantità di peso di uno stesso elemento combinato con una quantità fissa dell’altro sono espressi da numeri interi, generalmente piccoli.
TEORIA ATOMICA DI DALTON

ATOMO COMPOSTO: combinazione di atomi di elementi differenti. Il peso degli atomi composti si trova facendo la somma del peso di ogni atomo elementare che lo compone.
1) La materia è costituita da particelle piccolissime e indivisibili chiamate atomi
2) Gli atomi di uno stesso elemento hanno stesso peso e stessa massa, atomi differenti si possono combinare tra loro e le combinazioni avvengono fra atomi interi non tra frazioni di atomi.
3) In una combinazione chimica gli atomi mantengono la propria identità e non vengono distrutti.
PESO ATOMICO RELATIVO: il numero che esprime il rapporto fra la massa dell’atomo di quell’elemento e quella dell’atomo d’idrogeno.
MASSA ATOMICA RELATIVA e MASSA MOLECOLARE RELATIVA
UNITÀ DI RIFERIMENTO: uma 12 parte del carbonio 12
UMA: 1.66x10ˉ²
MASSA ATOMICA RELATIVA: rapporto tra la massa dell’atomo dell’elemento e l’uma.
MASSA MOLECOLARE RELATIVA: somma delle masse atomiche relative degli elementi componenti una molecola.
NATURA ELETTRICA DELLA MATERIA
Le forze responsabili dell’interazione chimica sono di natura elettrica.
L’atomo non è indivisibile; è formato da una composizione di particelle con carica positiva (protoni) e negativa (elettroni).
1) Un corpo è elettricamente carico se, sottoposto a uno strofinio, attira altri corpi di piccole dimensioni.
2) Esistono due tipi di carica elettrica: positiva e negativa
3) Cariche di segno uguale si respingono, cariche di segno opposto si attirano.
- Cationi: ioni positivi
- Anioni: ioni negativi
4) Le cariche elettriche si attraggono se opposte e si respingono se uguali
5) Le cariche elettriche possono passare da un corpo a un altro
6) Un corpo è elettricamente neutro se possiede uno stesso numero di cariche positive e negative.
PARTICELLE SUBATOMICHE: ELETTRONI E PROTONE
Per arrivare alla scoperta di elettroni e protoni si utilizzarono tubi a vuoto sottoposti al passaggio di corrente elettrica.
TUBO DI CROOKES: tubo ottenuto perfezionando un modello già esistente. È costituito da un tubo di vetro molto resistente alle cui estremità sono collocati due elettrodi che sono collegati ad un polo negativo (catodo) e a uno positivo (anodo) di un generatore di corrente; inoltre, attraverso un condotto laterale viene collegato ad una pompa per praticare il vuoto provocato da una riduzione della pressione interna. Questo tubo può contenere aria oppure gas specifici.
Applicando una forte differenza di potenziale tra gli elettrodi e riducendo la pressione del gas contenuto, osservò che si verificava l’emissione di raggi luminosi, ma compariva, anche una fluorescenza verdastra sull’estremità opposta al catodo. Queste radiazioni provenienti dal catodo furono nominate raggi catodici; essi avevano particolari proprietà:
- Hanno natura corpuscolare, perché, se si pone un mulinello sulla loro traiettoria esso si muoverà;
- Hanno traiettoria rettilinea, ponendo un oggetto sulla loro traiettoria l’ombra verrà proiettata in una linea retta,
- La traiettoria dei raggi può essere modificata dall’azione di campi magnetici o elettrici, essi sono costituiti di particelle con carica elettrica.
Si scoprì così che i raggi catodici erano formati da particelle dotate di carica negativa presenti negli atomi di tutti gli elementi. Dopo aver calcolato la massa dell’elettrone si scoprì che era circa 2000 volte più piccolo dello ione di H+ il quale era stata fino ad allora considerato la particella minima di materia, a questo punto si verificò l’infondatezza di quest’affermazione.
ELETTRONE: particella unitaria di carica negativa.
Goldstein, utilizzò un tubo molto simile a quello di Crookes, il quale aveva un catodo munito di minuscoli fori, scoprì una radiazione carica positivamente che attraversava i fori e si dirigeva in direzione opposta a quella dell’anodo producendo una debole luminosità sullo schermo rivelatore. Anni dopo si scoprì che questi raggi avevano massa maggiore agli elettroni, e la loro massa cambiava in base al gas utilizzato.
Rutherford scoprì che la maggior parte della massa dell’atomo era concentrata in un nucleo centrale carico positivamente.
La massa dei protoni è circa 1800 volte quella degli elettroni.
PROTONE: particella unitaria di carica positiva.
MODELLO ATOMICO DI THOMSON E RUTHERFORD
ATOMO DI THOMSON: sfera carica di elettricità positiva al cui interno sono immersi gli elettroni.
MODELLO ATOMICO DI THOMSON:
- Ioni positivi: atomi che hanno perduto elettroni
- Ioni negativi: atomi che hanno acquistato elettroni
MODELLO ATOMICO DI RUTHERFORD: per acquistare informazioni più dettagliate sulla reale distribuzioni degli elettroni sugli atomi, Rutherford usò:
- Una lamina d’oro;
- Circondata da uno schermo fluorescente
- Una sorgente radioattiva dalla quale partivano raggi α
I raggi alfa colpivano la lamina d’oro, lo schermo fluorescente se colpito da particelle alfa produceva un punto luminoso in modo da poter vedere la traiettoria.
A questo punto seguendo il modello atomico di Thomson si pensava che le particelle avrebbero passato la lamina senza apprezzabili deviazioni, ma così non fu. Si notò che la maggior parte delle particelle non subiva deviazioni importanti ma altre venivano deviate o addirittura respinte.
Così si capì che l’atomo aveva un nucleo dotato di carica positiva, dove risiedeva la maggior parte della massa e gli elettroni dovevano trovarsi nello spazio circostante. Quindi lo spazio racchiuso dall’atomo era prevalentemente vuoto: la maggior parte delle particelle passavano indisturbate questo spazio vuoto mentre quando entravano direttamente in collisione con i nuclei venivano respinti o deviati.
NUMERO ATOMICO, NUMERO DI MASSA, ISOTOPI
Si notò che il valore della massa di un atomo era maggiore alla somma della massa di protoni ed elettroni quindi s’ipotizzò esistesse una terza specie di particelle subatomiche che avessero carica neutra. Colpirono una lamina di berillio con particelle alfa e si vide un’emissione di particelle che non venivano deviate da campi elettrici o magnetici così si nominarono NEUTRONI.
La massa del neutrone è quasi pari a quella dell’elettrone.
Solo da quel momento si poté dare una descrizione completa della struttura dell’atomo:
- Diviso in nucleo e intorno ad esso si dispongono gli elettroni
- Nucleo composto da protoni (positivi) e neutroni (carica neutra)
- Elettroni di carica negativa
- In un atomo il numero degli elettroni è pari a quello dei protoni
NUMERO ATOMICO: è il numero di protoni presenti nel nucleo di un atomo (Z).
In un atomo elettricamente neutro il numero atomico indica anche il numero degli elettroni.
NUMERO DI MASSA: è la somma tra numero di protoni e neutroni (A).
ISOTOPI: atomi di un medesimo elemento che possiedono lo stesso numero atomico ma diverso numero di massa.
CAPITOLO 4
CONCETTO DI MOLECOLA
Avogadro afferma che alcuni gas sono presenti in natura sotto forma biatomica.
LEGGE O PRINCIPIO DI AVOGADRO: volumi uguali di gas differenti, nelle stesse condizioni di temperatura e pressione, contengono lo stesso numero di molecole.
MOLE
MOLE: quantità di sostanza che contiene un numero di particelle uguale a quello contenuto in 12 g di carbonio-12 e pari al numero N di Avogadro.
N: 6.022x10²³
MOLE: grammi
MASSA MOLARE: è numericamente uguale alla massa molecolare relativa del composto.
MASSA MOLARE: grammi/mole (g/mol)
VALORI VOLUMI MOLARI: in c.n. (pressione di 1 atm; temperatura di 0°C) hanno valori vicini al 22,4 litri
22,4 L: volume molare e rappresenta il volume di una mole di gas ideale
MA (g/mol): 22,4 (L/mol)= mA (g): VA (L)
DETERMINAZIONE DELLE FORMULE DEI COMPOSTI CHIMICI
STECHIOMETRIA: parte della chimica che ha per oggetto l’applicazione delle leggi ponderali che regolano la composizione chimica delle sostanze e i rapporti di combinazione secondo i quali le sostanze reagenti si trasformano in prodotti.
FORMULA MINIMA – GREZZA – EMPIRICA – BRUTA: indica il rapporto numerico minimo tra gli atomi che formano il composto.
Es: calcolare la formula minima che un composto formato dal 30,43% di azoto e 69, 57% di ossigeno in riferimento a 100 grammi di sostanza e sapendo che
MN = 14 g/mol e Mo = 16 g/mol.
N° di moli di atomi d’azoto: 30,43 g : 14 g/mol = 2,17 mol
N° di moli di atomi di ossigeno: 69,57 g : 16 g/ = 4,34 mol
N° di moli di atomi d’azoto: 2,17 mol : 2,17 mol = 1
N° di moli di atomi di ossigeno: 4,34 mol : 2,17 mol = 2
Formula minima: NO2
VALENZA: capacità di un atomo di formare un certo numero di legami
TIPI DI REZIONI CHIMICHE
- REAZIONE DI SINTESI: due o più sostanze si combinano insieme per formare un prodotto di reazione
- REAZIONE DI DECOMPOSIZIONE: una singola sostanza si decompone in due o più sostanze semplici
- REAZIONE DI SPOSTAMENTO: un elemento reagisce con un composto sostituendo un altro elemento presente nel composto
- REAZIONE DI DOPPIO SCAMBIO: due composti si scambiano reciprocamente i propri costituenti formando due composti differenti
CAPITOLO 5
DALL’ATOMO DI RUTHERFORD A QUELLO DI BOHR
QUANTO: successione di quantità minime non frazionabili o granuli energetici elementari di qui è costituita la luce
QUANTIZZAZIONE DELL’ENERGIA E DUALISMO
ONDA-CORPUSCOLARE
ENERGIA DI UN QUANTO: E = hv
h: 6,63 x 10ˉ³ Js costante di Plance
ENERGIA DI UN MULTIPLO DI QUANTO: E = nhv
n= numero intero
Energia di un quanto direttamente proporzionale alla frequenza
EFFETTO FOTOELETTRICO: fenomeno per cui certi metalli fotosensibili, quando vengono colpiti dalle radiazioni luminose emettono elettroni, che possono essere rilevati misurando una corrente elettrica prodotta in un opportuno dispositivo sperimentale
L’elettrone viene espulso solo quando viene colpito da un quanto di radiazione dotato dell’energia minima sufficiente a estrarlo dal metallo e a imporgli una certa velocità v. Così l’elettrone assorbe l’energia hv0 del quanto e acquista un’energia cinetica Ec = ½mv² (m e v rispettivamente massa e velocità elettrone)

L’energia del quanto dipende dalla frequenza e non dall’intensità della radiazione
Questo dimostra il carattere corpuscolare dei quanti
Tenendo conto sia della relazione tra massa ed energia ( E = mc² c = velocità della luce) sia dell’espressione dell’energia di un quanto ( E = hv) uguagliandole si trova:
mvc² = hv mv = hv : c²
Il carattere corpuscolare della luce fu dimostrato sperimentalmente e si coniò il termine fotone per designare il quanto della luce.
DUALISMO ONDA-CORPUSCOLARE: punto di vista ondulatorio e punto di vista corpuscolare non presi separatamente non possono descrivere completamente la luce
MODELLO ATOMICO DI BOHR
MODELLO ATOMICO DI BOHR:
- In un atomo in condizioni stazionarie gli elettroni non irradiano energia poiché possono muoversi solo su orbite circolari ben determinate, dette ORBITE STAZIONARIE, a ciascuna delle quali corrisponde un ben preciso contenuto di energia. Un elettrone si muove su una data orbita solo se il suo contenuto energetico e corrispondente a quello dell’orbita stessa
- Un elettrone in un atomo può variare energia solo passando da un livello ad un altro, passando da un livello energetico iniziale a un livello energetico finale di energia inferiore emette la differenza di energia ΔE come quanto di luce secondo l’equazione:
Ei – Ef = ΔE = hv
Questo da origine a una riga luminosa di frequenza corrispondente.
mvr = nh : 2π
Raggio dell’orbita:
rn = costante x n² (metri) costante = 5,29 x 10ˉ¹¹
Energia dell’ordita:
En = - k : n² (joule) k= 2,18 x 10ˉ¹ J

ELETTROMAGNETISMO, LUCE E SPETTRI
I parametri che caratterizzano un’onda magnetica sono:
- Ampiezza: A variazione massima della grandezza che oscilla
- Lunghezza d’onda: λ distanza fra due punti di massimo
- Periodo: T tempo in qui avviene un’oscillazione completa
- Velocità di propagazione: rapporto tra lunghezza d’onda e periodo
- Frequenza: v numero di vibrazioni al secondo e si misura in sˉ¹ cioè Hz
SPETTRO CONTINUO: se un sottile raggio di luce bianca viene fatto passare attraverso un prisma di vetro le sue radiazioni subiscono una rifrazione differente, all’uscita dal prisma una striscia luminosa formata da una successione di zone colorate con gradualità l’una nell’altra.
SPETTRO DI EMISSIONE A RIGHE:
- Se con uno spettroscopio si analizza la luce emessa da una sostanza gassosa, ad alta temperatura e bassa pressione, si osserva uno spettro formato da una serie di righe nette di colori diversi su sfondo nero
- Se tra una sorgente di luce policromatica e la fenditura di uno spettroscopio si interpone un gas o un vapore più freddo rispetto alla temperatura della sorgente, si osserva che lo spettro continuo è solcato da una serie di righe scure
MODELLO QUANTO-MECCANICO
- Alcuni fenomeni si lasciano interpretare solo ammettendo la natura corpuscolare della radiazione
- Molti fenomeni richiedono che la stessa radiazione si comporti in modo prettamente ondulatorio
Λ = h : mv