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.