Misure e Grandezze in Chimica

La chimica si basa su misurazioni precise. Una grandezza è una proprietà definibile qualitativamente e quantitativamente. Esistono diversi tipi di grandezze:

• Intrinseche: non dipendono dal sistema di riferimento (come il volume)
• Estrinseche: dipendono dal sistema di riferimento (come la velocità)
• Estensive: dipendono dalle dimensioni del campione (lunghezza, volume)
• Intensive: non dipendono dalle dimensioni (pressione, densità)

Il Sistema Internazionale (SI) riconosce 7 grandezze fondamentali, da cui derivano tutte le altre:

• Lunghezza (metro, m)
• Massa (chilogrammo, kg)
• Tempo (secondo, s)
• Corrente elettrica (ampere, A)
• Temperatura (kelvin, K)
• Intensità luminosa (candela, cd)
• Quantità di sostanza (mole, mol)

Ricorda! La temperatura in SI si misura in kelvin, ma spesso viene espressa in gradi Celsius. Per convertire: K = C + 273,15

Quando lavori con le unità di misura, è fondamentale saper passare da un'unità all'altra usando i prefissi (kilo, centi, milli...). Per fare le equivalenze, tieni presente che la potenza del 10 indica quanto vale un'unità nella grandezza fondamentale.

Le trasformazioni fisiche non alterano la composizione chimica della materia. I passaggi di stato (fusione, vaporizzazione, condensazione, solidificazione, sublimazione e brinamento) sono esempi tipici. Durante questi passaggi:

• Si verifica una sosta termica: la temperatura non varia perché il calore fornito diventa calore latente
• Solo le sostanze pure hanno soste termiche definite
• L'acqua è un'eccezione: diventando solida la sua densità diminuisce (il ghiaccio galleggia)

La materia può essere classificata in:

• Sistemi omogenei: costituiti da una sola fase con proprietà intensive uniformi
• Sistemi eterogenei: costituiti da più fasi con proprietà intensive diverse
• Sostanze pure: elementi (non scindibili) o composti (scomponibili in elementi)
• Miscugli: insieme di più sostanze con composizione variabile

Miscugli e Separazioni

I miscugli sono combinazioni di due o più sostanze pure e possono essere:

• Eterogenei: i componenti sono distinguibili e costituiscono fasi separate (sistema polifasico)
• Omogenei: i componenti non sono distinguibili (sistema monofasico)

In una soluzione (miscuglio omogeneo) distinguiamo:

• Solvente: componente presente in maggiore quantità
• Soluto: componente disciolto nel solvente

I colloidi rappresentano sistemi con caratteristiche intermedie tra miscugli omogenei ed eterogenei. Sono formati da una fase disperdente in cui si trovano particelle di una fase dispersa. Esempi di colloidi sono:

• Sol: fase disperdente liquida prevale su quella solida (es. pasta dentifricia)
• Gel: fase solida prevale su quella liquida (es. gelatine)
• Schiuma: fase disperdente liquida e fase dispersa gassosa (es. panna montata)
• Emulsione: dispersione di due liquidi non miscibili (es. maionese)

Per separare i componenti di un miscuglio si utilizzano tecniche basate sulle proprietà fisiche:

• Filtrazione: sfrutta le diverse dimensioni delle particelle, separandole con un filtro
• Centrifugazione: sfrutta le diverse densità delle sostanze applicando la forza centrifuga
• Cromatografia: sfrutta la diversa velocità di migrazione delle sostanze su un supporto
• Distillazione: sfrutta la diversa volatilità dei componenti liquidi di una miscela

Attenzione! La distillazione del vino produce il Brandy perché l'alcol etilico evapora prima dell'acqua (78°C vs 100°C).

Le trasformazioni chimiche sono modificazioni irreversibili che comportano una variazione della composizione chimica della materia. Per descrivere una reazione chimica si collocano i reagenti a sinistra della freccia e i prodotti a destra:

reagente 1 + reagente 2 → prodotto 1 + prodotto 2

A differenza delle trasformazioni fisiche, in quelle chimiche si formano nuove sostanze con proprietà diverse dai reagenti. La distinzione tra queste due trasformazioni non è sempre netta e spesso solo l'analisi chimica può determinare con certezza la natura del cambiamento.

Leggi dei Gas Perfetti

I gas, nonostante le loro diverse composizioni, mostrano comportamenti simili quando sottoposti a variazioni di temperatura e pressione. Il modello ideale è quello del gas perfetto, le cui particelle:

• Sono puntiformi
• Non si attraggono reciprocamente
• Sono separate da spazio vuoto
• Si muovono in modo caotico in tutte le direzioni
• Urtano elasticamente tra loro e contro le pareti del contenitore

Le leggi che descrivono il comportamento dei gas sono:

Legge di Boyle (Legge Isoterma)

A temperatura costante, la pressione di un gas è inversamente proporzionale al suo volume: PV = k $quando T = costante$

In termini microscopici, se dimezziamo il volume, lo spazio per gli urti delle particelle si dimezza, quindi la frequenza degli urti raddoppia, aumentando la pressione.

Legge di Charles (Legge Isobara)

A pressione costante, il volume di un gas è direttamente proporzionale alla sua temperatura assoluta: V/T = k $quando P = costante$

Charles osservò che il volume a 0°C aumentava di 1/273 per ogni grado di aumento. Se raffreddiamo il gas, il volume si annullerebbe a -273,15°C (zero assoluto).

Legge di Gay-Lussac (Legge Isocora)

A volume costante, la pressione di un gas è direttamente proporzionale alla temperatura assoluta: P/T = k $quando V = costante$

Aumentando la temperatura, cresce l'energia cinetica delle particelle, rendendo gli urti più frequenti e violenti.

Legge Generale dei Gas

Combinando le leggi precedenti, otteniamo: PV/T = k, ossia: P₁V₁/T₁ = P₂V₂/T₂ = k

Nota importante: La pressione totale di una miscela di gas è la somma delle pressioni parziali di ciascun componente (Legge di Dalton).

Il Principio di Avogadro afferma che nelle stesse condizioni di temperatura e pressione, volumi uguali di gas diversi contengono lo stesso numero di molecole. Questo principio è fondamentale per comprendere le relazioni quantitative tra i gas.

Composti, Elementi e Struttura dell'Atomo

Gli elementi e i composti sono i costituenti fondamentali della materia:

Struttura dell'Atomo

L'atomo è costituito da:

Il nucleo contiene protoni e neutroni, mentre gli elettroni si muovono attorno ad esso. In un atomo neutro, il numero di protoni è uguale a quello degli elettroni.

L'esperimento di Rutherford

Rutherford bombardò una sottile lamina d'oro con particelle α (atomi di elio privi di elettroni). Osservò che:

• La maggior parte delle particelle attraversava la lamina senza deviazioni
• Alcune venivano deviate ad angoli variabili
• Pochissime rimbalzavano indietro

Da queste osservazioni concluse che l'atomo è composto da un nucleo centrale che concentra la carica positiva e la massa, mentre gli elettroni occupano lo spazio vuoto circostante. Questo modello sostituì il modello "a panettone" di Thomson.

Numero atomico e numero di massa

• Numero atomico (Z): rappresenta il numero di protoni nel nucleo, caratteristico di ciascun elemento
• Numero di massa (A): è la somma del numero di protoni e neutroni

Il numero di neutroni si calcola facendo A-Z.

Se il numero di protoni non è uguale a quello degli elettroni, si parla di ione:

• Catione: ione positivo (ha perso elettroni)
• Anione: ione negativo (ha acquistato elettroni)

Isotopi e isobari

• Isotopi: atomi dello stesso elemento con uguale Z ma diverso A (stesso numero di protoni ma diverso numero di neutroni)
• Isobari: elementi con uguale A ma diverso Z

Esempio pratico: L'idrogeno ha tre isotopi: prozio (1p, 0n), deuterio (1p, 1n) e trizio (1p, 2n).

La massa atomica di un elemento è la media ponderata delle masse dei suoi isotopi in base alla loro abbondanza naturale.

Tavola Periodica e Proprietà degli Elementi

La tavola periodica organizza gli elementi in base al numero atomico crescente, mostrando pattern ricorrenti nelle proprietà chimiche e fisiche. Attualmente conta 118 elementi, di cui 92 presenti in natura.

Struttura della tavola periodica

• Gruppi: 8 colonne verticali (o 18 nella nomenclatura IUPAC) - elementi dello stesso gruppo hanno caratteristiche chimiche simili
• Periodi: 7 righe orizzontali - corrispondono al livello energetico dello strato di valenza

Gli elettroni di valenza sono fondamentali perché determinano il comportamento chimico dell'atomo, la sua reattività e i legami che può formare. Un atomo raggiunge la stabilità quando ha 8 elettroni nello strato di valenza (regola dell'ottetto).

Categorie di elementi

1. Metalli (a sinistra e al centro della tavola):

   • Struttura con reticolo di cationi immersi in una nuvola di elettroni
   • Buoni conduttori elettrici e termici
   • Proprietà: lucentezza, duttilità, malleabilità
   • Sottogruppi: alcalini (gruppo I), alcalino-terrosi (gruppo II), metalli di transizione, lantanidi e attinidi

2. Non metalli (in alto a destra):

   • Non hanno duttilità, malleabilità o conducibilità
   • Spesso fragili allo stato cristallino
   • Varie colorazioni

3. Semimetalli (tra metalli e non metalli):

   • Possiedono alcune proprietà dei metalli e altre dei non metalli
   • Sono semiconduttori

Proprietà periodiche

Le proprietà che variano in modo regolare lungo i periodi e i gruppi sono:

• Carattere metallico: diminuisce lungo il periodo, aumenta lungo il gruppo
• Raggio atomico: aumenta scendendo lungo il gruppo, decresce lungo il periodo
• Elettronegatività: capacità di attrarre elettroni di legame - aumenta lungo il periodo, diminuisce lungo il gruppo
• Energia di ionizzazione: energia necessaria per strappare un elettrone - segue lo stesso andamento dell'elettronegatività
• Affinità elettronica: energia liberata quando un atomo acquista un elettrone - segue lo stesso andamento dell'elettronegatività

Ricorda! I FON (Fluoro, Ossigeno, Azoto) sono in ordine decrescente gli elementi più elettronegativi.

Numeri di ossidazione

Il numero di ossidazione rappresenta la carica formale che un atomo assumerebbe se gli elettroni dei legami fossero assegnati all'atomo più elettronegativo. Alcune regole importanti:

• Gli elementi allo stato libero hanno sempre N.O. = 0
• L'ossigeno ha quasi sempre N.O. = -2 $eccezioni: perossidi -1, composti con F +2$
• L'idrogeno ha quasi sempre N.O. = +1 $eccezione: idruri metallici -1$
• La somma dei N.O. in una molecola neutra è 0, in uno ione è pari alla sua carica

Teorie Atomiche e Struttura Elettronica

Nel corso della storia sono stati sviluppati vari modelli atomici:

1. Modello atomico di Thomson ("a panettone", 1899): carica positiva distribuita omogeneamente con elettroni incastonati
2. Modello atomico di Rutherford ("planetario", 1911): nucleo centrale con carica positiva e elettroni in orbita
3. Modello atomico di Bohr ("quantistico", 1913): elettroni su orbite circolari quantizzate a energia definita
4. Modello di Schrödinger ("ondulatorio", 1925): elettroni descritti come onde di probabilità in orbitali atomici

Orbitali atomici e numeri quantici

Il modello atomico attuale si basa sulla descrizione probabilistica degli elettroni. Gli orbitali atomici sono regioni dello spazio dove è massima la probabilità di trovare un elettrone.

Ogni orbitale è descritto da quattro numeri quantici:

1. Numero quantico principale (n): determina energia e dimensioni dell'orbitale

   • Valori: 1, 2, 3, ...
   • Corrisponde ai livelli energetici principali

2. Numero quantico secondario (l): definisce la forma dell'orbitale

   • Valori: 0, 1, ..., $n-1$
   • Rappresentato con lettere: s $l=0$, p $l=1$, d $l=2$, f $l=3$

3. Numero quantico magnetico (m): descrive l'orientazione spaziale dell'orbitale

   • Valori: da -l a +l, incluso 0
   • Determina il numero di orbitali in un sottolivello (1 per s, 3 per p, 5 per d, 7 per f)

4. Numero quantico di spin (ms): indica il senso di rotazione dell'elettrone

   • Valori: +½ o -½

Configurazione elettronica

La configurazione elettronica esprime la distribuzione degli elettroni nei vari orbitali. Segue tre regole:

1. Principio di Aufbau: gli elettroni occupano prima gli orbitali a energia più bassa
2. Principio di esclusione di Pauli: in un atomo non possono esistere due elettroni con gli stessi quattro numeri quantici
3. Regola di Hund: a parità di energia, gli elettroni occupano il maggior numero di orbitali possibile, con spin paralleli

Suggerimento pratico: Per scrivere la configurazione elettronica, segui l'ordine di riempimento: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d...

La configurazione elettronica può essere scritta in tre modi:

• Formale: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p³
• Esterna: 3s² 3p³
• Gas nobile: $Ne$ 3s² 3p³

Geometria delle molecole: ibridazione

L'ibridazione è il "mescolamento" di orbitali atomici puri (s, p, d) per formare nuovi orbitali ibridi con forma, energia e orientamento diversi. Tipi principali:

1. Ibridazione sp³: combinazione di 1 orbitale s e 3 orbitali p, forma tetraedrica (angoli 109,5°)
2. Ibridazione sp²: combinazione di 1 orbitale s e 2 orbitali p, forma triangolare (angoli 120°)
3. Ibridazione sp: combinazione di 1 orbitale s e 1 orbitale p, forma lineare (angoli 180°)

Geometria delle Molecole e Legami Covalenti

La geometria molecolare è fondamentale per comprendere le proprietà chimiche e fisiche delle sostanze. Un legame covalente si forma quando due atomi condividono uno o più elettroni spaiati del guscio esterno.

Strutture di Lewis

Le strutture di Lewis rappresentano i legami e le coppie di elettroni non condivise in una molecola:

1. Scrivi tutti gli elementi usando la simbologia di Lewis (con elettroni di valenza come puntini)
2. Collega gli elettroni spaiati dell'atomo centrale con quelli degli atomi periferici
3. Se necessario, sdoppia i doppietti per formare altri legami

Il numero di elettroni spaiati che un atomo condivide rappresenta la sua valenza.

Teoria VSEPR

La teoria VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion) afferma che la disposizione degli atomi di una molecola dipende dalla repulsione tra coppie di elettroni nello strato di valenza dell'atomo centrale. Principi fondamentali:

• Le coppie di elettroni si dispongono alla massima distanza possibile
• La forma della molecola minimizza la repulsione tra coppie elettroniche
• Le coppie non leganti occupano più spazio delle coppie di legame

Disposizioni tipiche in base al numero di coppie di elettroni:

• 2 coppie: forma lineare (180°)
• 3 coppie: forma triangolare (120°)
• 4 coppie: forma tetraedrica (109,5°)

Quando sono presenti coppie solitarie, la geometria si modifica:

• 2 coppie condivise + 1 solitaria: forma angolare
• 2 coppie condivise + 2 solitarie: forma angolare (con diversa angolazione)
• 3 coppie condivise + 1 solitaria: forma piramidale triangolare

Nota interessante: L'acqua (H₂O) ha una forma angolare con angolo di 104,5° anziché 109,5° perché le coppie solitarie dell'ossigeno esercitano una maggiore repulsione.

Per disegnare la struttura VSEPR di una molecola:

1. Calcola la valenza di tutti gli elementi
2. Disegna la struttura con l'atomo centrale
3. Verifica se hai usato tutti gli elettroni di valenza; quelli in eccesso vanno sull'atomo centrale come doppietti solitari
4. Calcola l'ibridazione, la forma e gli angoli di legame

I tipi di legame covalente possono essere:

• Legame sigma (σ): sovrapposizione frontale degli orbitali, forte e direzionale
• Legame pi greco (π): sovrapposizione laterale degli orbitali, più debole

Un legame semplice è formato da un legame σ, un legame doppio da un σ e un π, un legame triplo da un σ e due π.

Legami Chimici

Il legame chimico è la forza che tiene uniti gli atomi grazie all'attrazione tra i loro elettroni di valenza. La formazione di un legame libera energia (processo spontaneo), mentre la sua rottura richiede energia.

Tipi di legami intramolecolari

1. Legame covalente: due atomi condividono una o più coppie di elettroni. Può essere:

   • Covalente puro/apolare: quando gli atomi hanno uguale elettronegatività (ΔEN < 0,4)
   • Covalente polare: quando un atomo attira più fortemente gli elettroni (0,4 < ΔEN < 1,9)
   • Covalente dativo: un atomo fornisce entrambi gli elettroni della coppia condivisa

2. Legame ionico: si forma quando la differenza di elettronegatività è elevata (ΔEN > 1,9). Un atomo cede elettroni e diventa ione positivo, l'altro li acquista e diventa ione negativo. I numerosi ioni positivi e negativi si attraggono formando un cristallo ionico.

3. Legame metallico: negli atomi metallici, gli elettroni di valenza formano un "mare di elettroni" delocalizzato che circonda i cationi metallici. Questo spiega proprietà tipiche dei metalli come:

   • Conducibilità elettrica e termica
   • Lucentezza
   • Duttilità e malleabilità

Legami intermolecolari

I legami intermolecolari sono più deboli di quelli intramolecolari ma determinano molte proprietà fisiche delle sostanze, come lo stato di aggregazione:

1. Legami a idrogeno: si formano quando un atomo di H legato a F, O o N interagisce con un altro atomo fortemente elettronegativo. Sono più forti degli altri legami intermolecolari.

2. Forze di Van der Waals:

   • Interazioni dipolo-dipolo: attrazioni tra molecole polari
   • Forze di London: attrazioni temporanee tra dipoli istantanei e dipoli indotti, presenti in tutte le molecole
   • Forze di Debye: attrazioni tra dipoli permanenti e dipoli indotti

Importante! Maggiore è il numero di legami intermolecolari tra le molecole di una sostanza, maggiore sarà la sua temperatura di ebollizione.

Energia di legame

L'energia di legame è la quantità di energia necessaria per rompere un legame in una mole di molecole. È tanto maggiore quanto più forte è il legame che unisce gli atomi.

I legami più forti richiedono più energia per essere rotti, rendendo le molecole più stabili. Questo concetto è fondamentale per comprendere la reattività chimica delle sostanze.

Composti Inorganici

I composti inorganici sono sostanze chimiche senza atomi di carbonio (con alcune eccezioni come CO₂, acido carbonico e carbonati). La nomenclatura chimica segue regole stabilite dalla IUPAC, sebbene si usino ancora la nomenclatura tradizionale e quella di Stock.

Tipi di composti inorganici

Composti binari (due elementi):

• Idracidi $non metallo + H$
• Idruri $metallo + H$
• Anidridi $non metallo + O$
• Ossidi basici $metallo + O$
• Sali binari

Composti ternari (tre elementi):

• Ossiacidi $non metallo + O + H$
• Idrossidi $metallo + O + H$
• Sali ternari

Nomenclatura tradizionale

Utilizza suffissi specifici in base al numero di ossidazione:

• Elemento con 2 numeri di ossidazione: suffisso -oso (più basso) o -ico (più alto)
• Elemento con 3 numeri: -ipo-oso (più basso), -oso (medio), -ico (più alto)
• Elemento con 4 numeri: -ipo-oso (più basso), -oso, -ico, per-ico (più alto)
• Elemento con un solo numero di ossidazione: "di metallo/non metallo"

Ossidi, anidridi e perossidi

Ossidi basici: metallo + O

• Reazione: ossido basico + H₂O → idrossido

Anidridi (ossidi acidi): non metallo + O

• Reazione: anidride + H₂O → ossiacido

Perossidi: contengono il gruppo O₂²⁻ $ossigeno con n.o. -1$

Per formare il nome di un ossido:

1. Scrivi i reagenti $es. Na + O$
2. Scrivi metallo e O (NaO)
3. Scrivi i numeri di ossidazione (Na⁺, O²⁻)
4. Disgiungere i n.o. senza segni (Na₂O)
5. Verificare che la somma sia zero (2×1 - 2 = 0)
6. Determinare il nome (ossido di sodio)

Idruri e idracidi

Idruri: composti binari di un metallo e idrogeno $H con n.o. -1$

• Es. NaH (idruro di sodio), CaH₂ (idruro di calcio)

Idracidi: composti binari di alogeni o zolfo e idrogeno $H con n.o. +1$

• Es. HCl (acido cloridrico), H₂S (acido solfidrico)

Sali

Sali binari: derivano dalla reazione tra idracido e idrossido

• Il nome si ottiene sostituendo "-idrico" con "-uro" nel nome dell'idracido
• Es. HCl + NaOH → NaCl (cloruro di sodio) + H₂O

Sali ternari: derivano dalla reazione tra ossiacido e idrossido

• Il nome si ottiene sostituendo "-oso" o "-ico" con "-ito" o "-ato"
• Es. H₂SO₄ + Fe(OH)₃ → Fe₂(SO₄)₃ (solfato ferrico) + H₂O

Attenzione! Esistono anche "sali acidi" che mantengono uno o più atomi di H nella molecola (es. NaHCO₃, carbonato monoacido di sodio o bicarbonato di sodio).

Stechiometria

La stechiometria è la parte della chimica che studia i rapporti quantitativi tra le sostanze coinvolte nelle reazioni chimiche.

Peso molecolare e massa molecolare

Il peso molecolare (PM) è la somma delle masse atomiche di tutti gli atomi che compongono una molecola, espressa in unità di massa atomica (uma).

• Es.: PM H₂O = 2(1) + 16 = 18 uma

La massa molecolare (MM) è la massa in grammi di una mole di sostanza e coincide numericamente con il peso molecolare espresso in g/mol.

• Es.: MM H₂O = 18 g/mol

La mole

La mole è la quantità di sostanza che contiene lo stesso numero di particelle quanti sono gli atomi in 12 g di ¹²C:

• 1 mole = 6,022 × 10²³ particelle (numero di Avogadro)

La formula per calcolare le moli è: n(mol) = m(g) / MM$g/mol$

Secondo il principio di Avogadro, una mole di gas in condizioni standard (0°C e 1 atm) occupa 22,4 L.

Formula minima e formula molecolare

La formula minima indica il rapporto minimo con cui gli elementi si uniscono in un composto.

La formula molecolare indica il numero esatto di atomi nella molecola ed è sempre un multiplo della formula minima.

Per determinare la formula molecolare da dati percentuali:

1. Assumi 100 g di composto e calcola la massa di ogni elemento
2. Converti le masse in moli dividendo per la massa atomica
3. Trova il rapporto tra le moli usando il valore più piccolo come divisore
4. Ottieni la formula minima
5. Calcola la massa molecolare della formula minima
6. Confronta con la massa molecolare nota per trovare il fattore moltiplicativo

Leggi ponderali

1. Legge di Lavoisier (conservazione della massa): in una reazione chimica la massa dei reagenti è uguale alla massa dei prodotti.

2. Legge di Proust (proporzioni definite): le masse degli elementi che formano un composto sono sempre in proporzioni definite e costanti.

3. Legge di Dalton (proporzioni multiple): quando due elementi formano diversi composti, le masse di uno di essi che si combinano con una stessa massa dell'altro stanno tra loro in rapporti espressi da numeri interi e semplici.

Bilanciamento delle reazioni

Per bilanciare una reazione chimica, si aggiungono coefficienti stechiometrici davanti alle formule in modo che il numero di atomi di ciascun elemento sia uguale nei reagenti e nei prodotti.

Reagente limitante e resa percentuale

Il reagente limitante è quello che si consuma completamente e determina la quantità di prodotto che si può formare.

La resa percentuale esprime la percentuale di prodotto effettivamente ottenuto rispetto a quello teoricamente calcolabile:

Resa % = $resa effettiva / resa teorica$ × 100