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CORSO DI CHIMICA
PREPARAZIONEper le selezioni di personale
operativo destinato allasocietà Enel Green Power SpA
Docente: Stefano Nocci
PROGRAMMAAtomo:
Definizione, struttura, numero atomico e di massa (isotopi) ,ioni, massa atomica, regola dell'ottetto, legami intramolecolari (covalente, ionico, dativo, metallico)
Tavola periodica:
Orbitali, elettronegatività, numeri di ossidazione, gruppi e periodi, classi di elementi
Molecole:
Peso molecolare, sostanze pure, miscugli, composti, reazioni, legami intermolecolari, stati di aggregazione, classi di composti, passaggi di stato, leggi dei gas
PROGRAMMANomenclatura:
Ossidi, anidridi, acidi, basi, idracidi, sali, idruri, Riconoscimento
Reazioni:
Bilanciamento, acido-base, redox, resa delle reazioni
Mole
Soluzioni:
Concentrazioni (molarità, g/l, %), pH
LA CHIMICA
Cos’è la materia? È tutto, tutto ciò che non è vuoto è materia.
La chimica generalmente si occupa delle trasformazioni di sostanze pure (molecole) in altre sostanze.
STRUTTURA DELL'ATOMO
Al centro dell’atomo c’è il nucleo (circa 104 volte più piccolo del diametro dell’atomo). Il nucleo è formato da due tipi di particelle (nucleoni): i protoni (carica positiva) ed i neutroni (nessuna carica). Attorno al nucleo ruotano, a grandissima distanza e velocità (circa 1/100 della velocità della luce), gli elettroni: piccole particelle aventi carica negativa e massa circa 103 più piccola dei nucleoni. L’atomo è elettricamente neutro.
Numero atomico e numero di massa
Numero atomico Z = n° di protoni in un atomo In un atomo neutro n° protoni = n° elettroni Se Z > e− allora si ha un catione, se Z < e− allora
si ha un anione (specie ioniche)
AZE
Il numero di massa A è la somma del numero di protoni (Z) e il numero di neutroni.
Si parla di isotopi quando si hanno due o più nuclidi che presentano stesso Z, ma diverso A
IONI
Massa atomica
un atomo 12C =12 uma
1 uma = 1.66 x 10-24 g
Massa protone: 1.00757 uma (circa 1)
Massa neutrone: 1.00893 uma (circa 1)
Massa elettrone: 0.000548 uma (circa zero)
ATOMO
ORBITALI
Regola dell'ottetto
Gli atomi tendono a conseguire una configurazione elettronica esterna a ottetto (tipica dei gas nobili) acquistando o cedendo elettroni realmente (ionizzazione) o formalmente (elettroni di valenza o di legame).
Legame ionico
Struttura di un solido ionico
Legame Covalente
H - H
Legame Covalente
Cl - Cl
Legame Covalente triplo
Molecole covalenti
Legame covalente polarizzato
Legame covalente polarizzato
Legame dativo
Legame metallico
ELETTRONEGATIVITA'
Numero di ossidazione
In chimica, lo stato di ossidazione (o numero di ossidazione) di un elemento chimico in un composto è definito come il numero di elettroni ceduti o acquisiti realmente o virtualmente durante la formazione di un composto.
MOLECOLE
Il peso molecolare è dato dalla somma dei pesi atomici
Composti
Un composto chimico è una sostanza formata da due o più elementi, con un rapporto fisso tra di loro che ne determina la composizione (composto stechiometrico)
MiscugliIn chimica si intende per miscela o miscuglio l'insieme di
più sostanze chimiche (composti chimici ed elementi chimici) che insieme conservano comunque inalterate le loro singole caratteristiche (come il colore, il sapore, l'odore) e lo stato fisico.
Omogenei: i componenti non sono distinguibili all'osservazione diretta e si presenta in un'unica fase. Deve essere separato mediante passaggi di stato.
Eterogenei: costituito da due o più fasi e i suoi componenti sono facilmente distinguibili. Può essere separato anche con sistemi meccanici.
Reazioni
Una reazione chimica è una trasformazione della materia che avviene senza variazioni misurabili di massa, in cui uno o più reagenti iniziali modificano la loro struttura e composizione originaria per generare i prodotti coinvolgendo gli elettroni esterni attraverso la formazione o la rottura dei cosiddetti legami chimici.
2H2 + O
2 -------> 2H
2O
2Na + Cl2 --------> 2NaCl
ReazioniLe equazioni chimiche descrivono le reazioni chimiche e indicano:
a) I reagenti, ovvero le sostanze che reagiscono.
b) I prodotti, ovvero le sostanze che si formano.
c) I rapporti ponderali delle sostanze che partecipano alla reazione per mezzo dei
coefficienti stechiometrici.
Data una certa quantità di un reagente, si chiama quantità stechiometrica la quantità dell’altro (o degli altri) reagenti richiesta appunto dalla stechiometria della reazione.
Le equazioni chimiche in modo succinto ci indicano che cosa si trasforma in cosa, e quanto prodotto posso ottenere a partire da una certa quantità di reagente/i.
Reagenti e prodotti vengono scritti a sinistra e a destra rispettivamente di una freccia
o di una doppia freccia, a secondo del tipo di reazione.
CH4 + 2 O
2 -----> CO
2 + 2 H
2O
N2 + 3 H
2 ----- > 2 NH
3
Determinazione del numero di ossidazione1) Il numero di ossidazione degli elementi nel loro stato elementare è
0.2) L’idrogeno, nei suoi composti ha N.O. + 1 ( tranne che negli idruri
dei metalli con elettronegatività minore di 2,1).3) L’ossigeno nei suoi composti ha N.O. -2 (tranne che nei perossidi
ove il N.O. è -1; i perossidi sono caratterizzati dal legame - O - O -).4) Il numero di ossidazione degli ioni monoatomici è pari al numero
della loro carica con lo stesso segno.5) Le molecole neutre hanno la somma algebrica dei N.O. degli
elementi costituenti pari a 0; per gli ioni la somma è invece pari al numero delle cariche con lo stesso segno.
6) Nei composti covalenti, il N.O. degli elementi si calcola assegnando i doppietti elettronici di legame all’atomo più elettronegativo; le cariche che ne risultano sui diversi elementi rappresentano anche il N.O.
Polarità delle molecole
Solvatazione
Legami dipolari
Forze di van der Waals
Stati di aggregazione
Teoria cinetica molecolare
La materia è formata da atomi, molecole o ioni, che sono in costante movimento.
L’energia associata al movimento delle particelle (energia cinetica) fa si che siano vinte le forze di attrazione fra le particelle.
Passaggi di stato
Curva di riscaldamento
Calore sensibile Calore latenteQ = m Cs t Q = m
Leggi dei gas
Volumi uguali di diversi gas occupano lo stesso volume in condizioni di temperatura e pressione uguali
Costante universale dei gas:R = 0,08205784 L atm K−1 mol−1
NOMENCLATURAMETALLI NON METALLI
+ O2
Ossidi Anidridi
+ H2O
Acidi Idrossidi (basi)
H aX
bO
cM+n(OH)
n
SALI MX bO
c
NOMENCLATURA
Metallo + Ossigeno → Ossido
Non Metallo + Ossigeno → Anidride
Ossido + Acqua → Idrossido
Anidride + Acqua → Acido
Idrossido + Acido → Sale+Acqua
Ossidi e anidridi
Metallo + Ossigeno → Ossido
2Fe0 + O2 ------> FeO
Ossido ferroso
4Fe0 + 3O2 ------> 2Fe
2O
3
Ossido ferrico
Non Metallo + Ossigeno → Anidride
S0 + O2 ------> SO
2
Anidride solforosa
2S0 + 3O2 ------> 2SO
3
Anidride solforica
Ossido + Acqua → Idrossido
FeO + H2O -----> Fe(OH)
2
Ossido ferroso + acqua -----> idrossido ferroso
Fe2O
3 + 3H
2O -----> 2Fe(OH)
3
Ossido ferrico + acqua -----> idrossido ferrico
Anidride + Acqua → Acido
SO2 + H
2 O -----> H
2 SO
3
Anidride solforosa + acqua -----> acido solforoso
SO3 + H
2 O -----> H
2 SO
4
Anidride solforica + acqua -----> acido solforico
ACIDI e BASI
X : O : H M :O : H
H+ OH-
Teoria di Arrhenius:
– Gli acidi in acqua si dissociano e rilasciano H+(o meglio si dovrebbe indicare H3O+)
– Le basi in acqua si dissociano e rilasciano OH-
IdracidiHX
HF, HCl, HBr, HIAcido fluoridrico, cloridrico, bromidrico, iodidrico
H :Cl H+
H2S
Acido solfidrico
IN ACQUAFe(OH)
2 ------> Fe+2 + 2OH-
Fe(OH)3 ------> Fe+3 + 3OH-
H2SO
3 -----> 2H+ + SO
32-
H2SO
4 -----> 2H+ + SO
42-
HCl -------> H+ + Cl-
SALI
Fe(OH)2
+ H2SO
4 -----> FeSO
4 (Fe+2 + SO
42-) + H
2O
Solfato (<--ico) ferroso
2Fe(OH)3
+ 3H2SO
3 -----> Fe
2(SO
3)
3 (2Fe+2 + 3SO
42-) + 6H
2O
Solfito (<--oso) ferrico
Fe(OH)2
+ 2HCl -----> FeCl2
(Fe+2 + 2Cl-) + 2H2O
Cloruro (<---idrico) ferroso
REDOXReazioni di ossido riduzione
OSSIDAZIONE: Aumento del numero di ossidazione
RIDUZIONE: Riduzione del numero di ossidazione
1) scrivere i numeri di ossidazione delle specie chimiche per individuare chi si ossida e chi si riduce;
2) dissociare le sostanze elettroliti e prenderle in considerazione così come realmente si trovano in soluzione;
3) bilanciare la valenza dell'elemento mediante l'aggiunta di elettroni;
4) bilanciare la carica dello ione mediante l'aggiunta di ioni H+ (se si è in ambiente acido) oppure di OH- (se si è in ambiente basico);
5) bilanciare la massa degli idrogeni con l'aggiunta di H2O;
6) moltiplicare le reazioni di ossidazione per il numero di elettroni della riduzione e viceversa;
7) sommare le due semireazioni facendo il minimo comune multiplo degli elettroni in modo che possano essere semplificati dal calcolo;
8) se necessario, effettuare il bilanciamento degli ossigeni.
ReazioniEQUILIBRIOAcidi deboli
CH3COOH
<--------> H+ + CH
3COO-
aA + bB <--------> cC + dD
Resa relativa (o resa percentuale): frazione o percentuale di prodotto ottenuto rispetto alla quantità teoricamente ottenibile. Quest'ultima viene calcolata come: (Moli prodotte / moli teoriche) × 100
Velocità delle reazioni
Catalizzatore: sostanza che accelera una reazione chimica senza parteciparvi e quindi senza essere consumato
La velocità delle reazioni aumenta all’aumentare della temperatura, della concentrazione e della suddivisione dei reagenti
MOLELa mole è la quantità di sostanza di un sistema composto di tante
entità elementari quanti sono gli atomi in 0.012 kg di Carbonio-12.
Gli atomi di 12C contenuti in 12 g di carbonio-12 sono pari al numero di Avogadro: 6.023 * 1023
Perciò il numero di Avogadro è definito come mole
Esso rappresenta il numero di atomi in un campione di un certo elemento con una massa in grammi numericamente uguale alla sua massa atomica.
Es: in 12 g di 12C c’è un numero di Avogadro di atomi di 12C
in 15.999 g di 16O c’è un numero di Avogadro di atomi di 16O
in 1.008 g di 1H c’è un numero di Avogadro di atomi di 1H
in 4.003 g di 2He c’è un numero di Avogadro di atomi di 2H ecc.
Il peso molare è il peso di una mole ed è espresso in g/moli
Se si tratta di atomi si parlerà di Peso Atomico (PA), se si tratta di molecole si parlerà di Peso Molecolare (PM).
MOLE
Il grammo-atomo (mole) è il peso atomico espresso in g
(12 g per il carbonio); la grammo-molecola (mole) è il peso molecolare espresso in g (18 g per l’acqua).
In un grammo-atomo e in una grammo-molecola è contenuto lo stesso numero di atomi o di molecole cioè il numero di Avogadro N
A(6.023x1023)
1 particella (atomo/molecola) → peso in uma → stesso peso in g → N
A particelle
Mole = peso atomico o molecolare espresso in g; contiene 6.023x1023 atomi/molecole
Concentrazione delle soluzionipercentuale in peso (%P/P m/m: massa soluto / massa soluzione x 100) Indica quanti grammi di soluto sono sciolti in 100g di soluzione.percentuale peso/volume (% P/V ) Indica quanti grammi di soluto sono sciolti in 100 cm³ di soluzionepercentuale in volume (C % V/V: volume soluto / volume soluzione x 100) Indica quanti cm³ di un soluto liquido sono sciolti in 100 cm³ di soluzionepercentuale mista (C % m/V: massa soluto / volume soluzione x 100)concentrazione in massa di un componente i è data dal rapporto tra la massa del componente i rispetto al volume della soluzione.parti per milione (ppm) Indica quanti milligrammi di soluto sono sciolti in 1 dm³ di soluzionemolarità (M = moli soluto / litri soluzione) Indica quante moli di soluto sono sciolte in 1 dm³ (1 L) di soluzionemolalità (m = moli soluto / kg solvente) Indica quante moli di soluto sono state aggiunte a 1000 grammi di solventenormalità (N =equivalenti / litri soluzione)frazione molare (x = moli soluto / moli soluto+solvente) Indica il rapporto tra il numero di moli di un componente della soluzione e il numero di moli totali.