Parte 1

Chimica: il programma richiesto
La costituzione della materia: gli stati di aggregazione della materia; sistemi eterogenei e sistemi omogenei; composti
ed elementi.
Leggi dei gas perfetti.
La struttura dell'atomo: particelle elementari; numero atomico e numero di massa, isotopi, struttura elettronica degli
atomi dei vari elementi.
Il sistema periodico degli elementi: gruppi e periodi; elementi di transizione. Proprietà periodiche degli elementi:
raggio atomico, potenziale di ionizzazione, affinità elettronica, carattere metallico. Relazioni tra struttura elettronica,
posizione nel sistema periodico e proprietà degli elementi.
Il legame chimico: legame ionico, legame covalente e metallico. Energia di legame. Polarità dei legami.
Elettronegatività
Fondamenti di chimica inorganica: nomenclatura e principali proprietà dei composti inorganici: ossidi, idrossidi, acidi,
sali.
Le reazioni chimiche e la stechiometria: massa atomica e molecolare, numero di Avogadro, concetto di mole e sua
applicazione, calcoli stechiometrici elementari, bilanciamento di semplici reazioni, i differenti tipi di reazione chimica.
Le soluzioni: proprietà solventi dell'acqua, solubilità, i principali modi di esprimere la concentrazione delle soluzioni.
Equilibri in soluzione acquosa. Elementi di cinetica chimica e catalisi.
Ossidazione e riduzione: numero di ossidazione, concetto di ossidante e riducente. Bilanciamento di semplici reazioni.
Acidi e basi: il concetto di acido e di base. Acidità, neutralità e basicità delle soluzioni acquose. Il pH. Idrolisi. Soluzioni
tampone.
Fondamenti di chimica organica: legami tra atomi dicarbonio, formule grezze e di struttura, concetto di isomeria.
Idrocarburi alifatici, aliciclici e aromatici. Gruppi funzionali: alcoli, eteri, ammine, aldeidi, chetoni, acidi carbossilici,
esteri, ammidi. Elementi di nomenclatura.
Federico Berti - Chimica Organica
[email protected]
040 558 3920
Skype bertifederico
Chimica: il programma richiesto
La costituzione della materia: gli stati di aggregazione della materia; sistemi eterogenei e sistemi
omogenei; composti ed elementi.
La struttura dell'atomo: particelle elementari; numero atomico e numero di massa, isotopi, struttura
elettronica degli atomi dei vari elementi.
Il sistema periodico degli elementi: gruppi e periodi; elementi di transizione; proprietà periodiche degli
elementi: raggio atomico, potenziale di ionizzazione, affinità elettronica; metalli e non metalli; relazioni
tra struttura elettronica, posizione nel sistema periodico e proprietà.
Il legame chimico: legame ionico, legame covalente; polarità dei legami; elettronegatività.
Fondamenti di chimica inorganica: nomenclatura e proprietà principali dei composti inorganici: ossidi,
idrossidi, acidi, sali; posizione nel sistema periodico.
Le reazioni chimiche e la stechiometria: peso atomico e molecolare, numero di Avogadro, concetto di
mole, conversione da grammi a moli e viceversa, calcoli stechiometrici elementari, bilanciamento di
semplici reazioni, vari tipi di reazioni chimiche.
Le soluzioni: proprietà solventi dell'acqua; solubilità; principali modi di esprimere la concentrazione delle
soluzioni.
Ossidazione e riduzione: numero di ossidazione, concetto di ossidante e riducente.
Acidi e basi: concetti di acido e di base; acidità, neutralità, basicità delle soluzioni acquose; il pH.
Fondamenti di chimica organica: legami tra atomi di carbonio; formule grezze, di struttura e razionali;
concetto di isomeria; idrocarburi alifatici, aliciclici e aromatici; gruppi funzionali: alcooli, eteri, ammine,
aldeidi, chetoni, acidi carbossilici, esteri, ammidi.
Federico Berti - Chimica Organica
[email protected]
040 558 3920
Skype bertifederico
Con quale strumento di misura si arriva alla conclusione che la
materia è composta da atomi?
Con quale strumento di misura si arriva alla conclusione che la
materia è composta da atomi?
Con una bilancia
Con quale strumento di misura si arriva alla conclusione che la
materia è composta da atomi?
Con una bilancia
Legge delle proporzioni definite, o di Proust
In un composto gli elementi sono sempre combinati nelle stesse
proporzioni in peso, indipendentemente dall’origine dello
specifico campione del composto stesso.
Con quale strumento di misura si arriva alla conclusione che la
materia è composta da atomi?
Con una bilancia
Legge delle proporzioni definite, o di Proust
In un composto gli elementi sono sempre combinati nelle stesse
proporzioni in peso, indipendentemente dall’origine dello
specifico campione del composto stesso.
Legge delle proporzioni multiple, o di Dalton
Se due elementi formano più composti, le diverse masse dell’uno
che si combinano con la stessa massa dell’altro stanno tra loro
come numeri interi e piccoli.
Con quale strumento di misura si arriva alla conclusione che la
materia è composta da atomi?
Con una bilancia
Legge delle proporzioni definite, o di Proust
In un composto gli elementi sono sempre combinati nelle stesse
proporzioni in peso, indipendentemente dall’origine dello
specifico campione del composto stesso.
Legge delle proporzioni multiple, o di Dalton
Se due elementi formano più composti, le diverse masse dell’uno
che si combinano con la stessa massa dell’altro stanno tra loro
come numeri interi e piccoli.
Legge delle proporzioni equivalenti
Le masse di elementi che reagiscono con una massa definita di
un terzo elemento, reagiscono tra loro secondo le stesse
proporzioni.
Queste osservazioni, unite alla legge di Lavoisier (in una reazione
la massa totale dei reagenti è uguale alla massa totale dei
prodotti) si spiegano solo se:
-Esistono atomi indivisibili
-Gli atomi indivisibili si legano tra loro in rapporti semplici
-Gli atomi di elementi diversi hanno masse diverse
Masse atomiche relative e formule molecolari
Le osservazioni di Avogadro:
Gli elementi gassosi reagiscono fra loro secondo volumi in
proporzione definita.
Es: un litro di ossigeno reagisce con due litri di idrogeno per dare
due litri d’acqua.
Dunque volumi uguali di gas diversi contengono lo stesso numero
di atomi (o di molecole se non sono gas monoatomici).
O2 + 2H2  2H2O
Masse atomiche relative e formule molecolari
Le osservazioni di Avogadro:
Gli elementi gassosi reagiscono fra loro secondo volumi in
proporzione definita.
Es: un litro di ossigeno reagisce con due litri di idrogeno per dare
due litri d’acqua.
Dunque volumi uguali di gas diversi contengono lo stesso numero
di atomi (o di molecole se non sono gas monoatomici).
O2 + 2H2  2H2O
Ma le masse dei volumi uguali di gas diversi sono diverse: un
volume di ossigeno pesa 16 volte il peso dello stesso volume di
idrogeno. Se i due volumi contengono un egual numero di
atomi, ciò implica che la massa di un atomo di ossigeno è pari
a 16 volte la massa di un atomo di idrogeno (pesi atomici
relativi).
La reazione bilanciata: una rappresentazione completa di
quanto accade nel corso della reazione, in accordo con la
legge di Lavoisier sulla conservazione delle masse
O2 + 2H2  2H2O
Quale unità di misura usare per misurare le quantità reagenti?
-Le molecole o gli atomi: una molecola di ossigeno reagisce con
due molecole di idrogeno.
-I volumi: un litro di ossigeno reagisce con due litri di idrogeno.
-Il peso dei volumi stessi: 0.18 g di idrogeno reagiscono con 1.43
g di ossigeno.
-L’ammontare di molecole o atomi: 100 molecole di ossigeno
con 200 di idrogeno; 10000 molecole di ossigeno con 20000
molecole di idrogeno; un numero di Avogadro di molecole di
ossigeno con due numeri di Avogadro di molecole di idrogeno.
Mole
Una mole è un insieme che contiene 6.022 x 1023 (un numero di
Avogadro) elementi.
Il valore del numero di Avogardo dipende dalle unità di misura
usate nel sistema SI, in quanto è definito come il numero di
atomi di carbonio contenuti in 12 grammi di carbonio-12.
A questa definizione segue la definizione pratica di mole: una
quantità in grammi di una sostanza, il cui peso è numericamente
uguale al peso atomico o molecolare della sostanza stessa.
Moli uguali di gas diversi occupano lo stesso volume nelle stesse
condizioni. Una mole di gas a cn occupa 22.41 l.
Il concetto di mole semplifica enormemente il modo di
rappresentare le reazioni chimiche ed i calcoli che vanno
affrontati quando si considerano le quantità di reagenti o di
prodotti in gioco.
Problemi tipici:
-Quante moli di ossido di ferro III (Fe2O3) posso ottenere da 10
moli di ferro?
-Quanti grammi di anidride carbonica (CO2) si ottengono facendo
reagire 12 grammi di ossido di carbonio (CO) con ossigeno?
-Un composto di ferro e zolfo contiene in 46.6% di ferro e il
53.4% di zolfo. Qual è la sua formula minima?
-Quanto idrossido di sodio (NaOH) reagisce con 72 g di acido
cloridrico (HCl) per dare sodio cloruro e acqua?
Problemi nei test:
-Medicina 2005: 49, 51, 59
-Odonto 2005: 52, 53, 56
-Professioni 2005: 47
-Medicina 2006: 58
-Medicina 2007: 59, 64
-Medicina 2011: 59, 60
-Medicina 2012: 67
-Odonto 2007: 65
-Odonto 2008: 56
-Professioni 2008: 56
-Professioni 2009: 62, 64
- Medicina 2010: 62
- Odonto 2010: 63, 69
Il legame tra gli atomi
Valenze da ricordare
1
2
3
H
Be
B
Li
Mg
Al
Na
Ca
4
F
O
N
C
Cl
S
p
Si
I
Ag
2,3
2,4
Cu
Fe
Pb
Sn
K
Br
1,2
Cosa tiene insieme gli atomi nelle molecole?
Verso la scoperta dell’elettrone
-Faraday e l’elettrolisi: la carica elettrica ha natura discontinua
-Esperimenti di Thomson e scoperta dell’elettrone, e della sua natura di
particella subatomica.
-Esperimenti di Rutherford: scoperta del nucleo. Elettrone come
componente esterno degli atomi, ne determina volume e proprietà
chimiche.
Orbitali atomici
n= 1,2,3… l: 0  n-1
-l ≤ m ≤ l
Aufbau e configurazione elettronica
Le proprietà periodiche:
-Natura metallica / non metallica
-Raggio atomico e raggio covalente
-Elettronegatività
-Potenziale di ionizzazione
Raggio
Elettronegatività
Il legame ionico
Legame covalente:
-Determinazione della configurazione elettronica
-Promozione a stato di valenza
-Riconoscimento degli elettroni di legame e di non legame
-Formule di Lewis:
H H
Li H
O O
H Be H
H
H
B
H
N N
H
H C H
H
H
N H
H
H O H
H F
Geometria molecolare e teoria vsepr
H
180°
H
Be
H
109.5°
120°
B
H
C
H
H
H
H
H
C
C
1.54
C
1.34
C
H
N
H
105°
H
H
H 107.3°
C
C
1.20
O
Orbitali molecolari: idrogeno – il legame s
Orbitali molecolari: ossigeno – il legame p
Orbitali molecolari: ibridazione
sp3
sp2
sp
Legame metallico
Legame covalente polare
Legami intermolecolari: legame idrogeno e riconoscimento molecolare
Legami intermolecolari tra molecole non polari
Problemi nei test
2005
Professioni
Medicina
Odonto
48,49,50
46,47,57
46,48,49,50,51
2006
Professioni
Medicina
Odonto
58,59,63
60,64
57,59,62
2007
Professioni
Medicina
Odonto
57
55,58
56,58,59,61
2008
Professioni
Medicina
Odonto
61,62,65
57,59,63
63
2009
Professioni
59
2010 , 2011, 2012
nessun problema
Proprietà degli elementi e reattività – Composti e nomenclatura
1. Ioni monoatomici: metalli  nome del metallo; non metalli  desinenza –uro
idrogeno H
idrogeno H+
idruro Hlitio Li+
Magnesio Mg++
rame I Cu+
rame II Cu++
ferro II Fe2+ ferro III Fe3+
piombo II Pb++
piombo IV Pb4+
fluoruro Fcloruro Clbromuro Brioduro Isolfuro S—
2. Ossidi metallici
Li2O
MgO
Na2O
CaO
K2O
Cu2O
CuO
Mn2O7
MnO2
MnO
FeO
Fe2O3
ZnO
3. Ossidi non metallici (anidridi)
stati di valenza degli alogeni: Cl2O
SO SO2
SO3
P2O3
P2O5
CO
CO2
Ag2O
HgO
Hg2O
Cl2O3
PbO
PbO2
Cl2O5
Cl2O7
4. Idrossidi: ossido metallico e acqua
Li2O + H2O  2 LiOH
MgO + H2O  Mg(OH)2
LiO-H
Gli idrossidi dei metalli alcalini e del secondo gruppo sono completamente
dissociati in acqua e basici (elettroliti forti). Quelli dei metalli di transizione
sono elettroliti deboli e anfoteri.
HO-Cu-OH  HO-Cu+ + OH HO-Cu-O- + H+
5. Acidi: ossido non metallico e acqua
SO3 + H2O  H2SO4
H-O-SO2-O-H  SO4-- + 2 H+ dissociazione acida
Nomenclatura e acidi da ricordare:
- Ossiacidi – stato di valenza minore –oso; stato di valenza maggiore –ico
- Anioni degli ossiacidi - -oso  -ito; -ico  -ato
Carbonico H2CO3
Ipocloroso HClO
Ortofosforico H3PO4
Permanganico HMnO4
-
Nitrico HNO3
Nitroso HNO2
Cloroso HClO2
Clorico HClO3 Perclorico HClO4
Metafosforico HPO3
Pirofosforico H4P2O7
Cromico HCrO4
Idracidi
Fluoridrico HF Cloridrico HCl Bromidrico HBr Iodidrico HI
Solfidrico H2S
Acidi deboli (Elettroliti deboli): carbonico H2CO3, acetico CH3COOH
6. Sali: acido + idrossido  sale + acqua (reazione di neutralizzazione)
M(OH)n + HmX  MmXn + n H2O
-Sali acidi es. NaOH + H2CO3  NaHCO3 + H2O
-Sali basici es. Ca(OH)2 + HCl  CaOHCl + H2O
-Sali d’ammonio es. NH3 + HCl  NH4Cl
Le soluzioni
-La chimica avviene in gran parte in soluzione
-L’acqua è il solvente più importante
-In una soluzione il soluto (solido, liquido, gas) è completamente circondato a
livello molecolare dal solvente.
-Una soluzione può essere molecolare o ionica, se in essa sono sciolti
elettroliti forti, deboli o non elettroliti.
Concentrazione: esprime le quantità relative dei componenti di una
soluzione. Misure di concentrazione:
-Frazione molare X: moli di soluto su moli totali
-Molalità m: moli di soluto per 1000 g di solvente. Es. NaCl 1m
-Molarità M: moli di soluto per litro di soluzione. Es. BaCl2 0.2 M
-Normalità N: numero di equivalenti per litro di soluzione. Es. H2SO4 1N
-% in volume %v/v: volume di soluto per volume di soluzione
-% in peso su volume %w/v: massa di soluto per 100 ml di soluzione
Solubilità: il limite massimo di concentrazione ottenibile alla saturazione.
Le proprietà colligative: non dipendono dalla natura del soluto ma solo dalla
sua concentrazione totale.
-La pressione parziale di un gas nella fase gassosa in equilibrio con una
soluzione dello stesso gas è direttamente proporzionale alla sua
concentrazione in soluzione. (Legge di Henry ps = k Xs)
-L’abbassamento della pressione parziale del solvente è direttamente
proporzionale alla concentrazione totale dei soluti. Legge di Raoult
pS = p°S(1-Xs)
-abbassamento crioscopico ed innalzamento ebullioscopico sono direttamente
proporzionali alla concentrazione totale dei soluti. DT = k m
- La pressione osmotica di una soluzione è direttamente proporzionale alla
concentrazione totale dei soluti. p = cRT
L’autodissociazione dell’acqua, un esempio di equilibrio chimico
2 H2O  H3O+ + OHKeq = Kw = [H3O+][OH-]
Kw = 10-14
[H3O+] = [OH-] = 10-7 M
una soluzione in cui vale questa uguaglianza si dice
neutra.
Soluzioni in cui [H3O+] > [OH-] si dicono acide.
Soluzioni in cui [H3O+] < [OH-] si dicono basiche.
Il pH: pH = - log [H3O+]
Soluzione neutra: pH = -log 10-7 = 7
Soluzione acida: pH < 7
Soluzione basica: pH > 7
Definizioni di acido e base
- Arrhenius: un acido è una specie che contiene ioni H+, una base è una
specie che contiene ioni OH-.
-Bronsted – Lowry: acido è un donatore di ioni H+, base è un accettore di
ioni H+.
- Lewis: acido è un accettore di coppie di elettroni, base è un donatore di
coppie di elettroni. Una reazione acido base avviene tra un acido e una base
e genera un’altra coppia di acido e base coniugati. La base coniugata ad un
acido forte è debole, l’acido coniugato a una base forte è debole, e
viceversa.
Il pH delle soluzioni:
-Acidi forti: [H3O+] = Ca;
Basi forti: [OH-] = Cb
-Acidi deboli HA  H+ + OH- [H3O+] = (KaCa)0.5
-Basi deboli (ammoniaca) NH3 + H2O  NH4+ + OH- [OH-] = (KbCb)0.5
-Sali derivanti da acido forte e base forte: pH = 7
-Sali derivanti da acido forte e base debole: idrolisi dell’acido coniugato alla
base debole, pH < 7
-Sali derivanti da acido debole e base forte: idrolisi della base coniugata
all’acido debole, pH > 7
-Soluzioni contenenti un acido debole e un suo sale, o una base debole e un
suo sale: tampone, pH = pKa + log(Cs/Ca)
Problemi nei test
2005
2006
2007
2008
2009
2010
2011
2012
Professioni
Medicina
Odonto
Professioni
Medicina
Odonto
Professioni
Medicina
Odonto
Professioni
Medicina
Odonto
Professioni
Medicina
Odonto
Medicina
Odonto
Medicina
Medicina
45,
48,
54,
57,
56,
63,
58,
57,
62,
59,
62,
57,
61,
62,
61,
63,
61,
64,
59,
55
52,53, 56, 58, 60
55, 56, 58
59, 60, 64, 65
63, 65
65
59, 60, 62, 63, 64
62, 64, 65, 67
65, 67
67
64, 67
61, 64
63, 66
63, 67, 69
65, 66, 67, 69
64, 66, 67, 69
62, 64, 65, 66, 68
65, 68
60, 61, 63, 68, 69
Ossidoriduzioni
-reazioni che comportano un trasferimento di elettroni
Zn + Cu2+  Zn2+ + Cu
2CO + O2  2 CO2
-ossidazione: perdita di elettroni; riduzione: acquisto di elettroni.
-Ossidante: la specie che riducendosi provoca l’ossidazione; riducente: la
specie che ossidandosi provoca la riduzione.
-Il numero di elettroni che vengono trasferiti viene determinato formalmente
attraverso il calcolo del numero di ossidazione.
- sostanze allo stato elementare hanno stato di ossidazione 0
Fe
I2
O2
H2
-Sostanze monoatomiche hanno stato di ossidazione pari alla carica
S2ClCu+
Co2+
- molecole: la somma algebrica dei numeri di ossidazione è pari alla
carica; l’ossigeno di norma ha n.ox. -2 (tranne che nei perossidi), l’idrogeno
+1 (tranne che negli idruri)
NO
ClONO2HNO3
NO3-
L’ossidoriduzione può avvenire per scambio diretto, oppure attraverso
semireazioni che vengono poste in contatto elettrico.
Zn + Cu2+  Cu + Zn2+
Zn  Zn 2+ + 2eCu2+ + 2e-  Cu
Le ossidoriduzioni possono essere bilanciate sia considerando lo scambio
diretto che le semireazioni, considerando nell’ordine:
-La struttura delle specie che si ossidano e riducono e la sua conseguenza
sulla stechiometria
-Il bilanciamento degli elettroni scambiati
-Il bilancio di carica
-Il bilancio di massa
Alcune semireazioni di riduzione tipiche:
2H+ + 2e-  H2
MnO4- + 8H+ + 5e-  Mn2+ + 4 H2O
Cl2 + 2e-  2 ClCr2O7-- + 14 H+ + 6e-  2 Cr3+ + 7 H2O
O2 + 4H+ + 4e-  2 H2O
Pila Daniell – elettrodi a metalli attivi (prima specie)
Zn/Zn2+//Cu2+/Cu
Altri elettrodi:
-seconda specie: soluzione satura di un sale poco solubile. Es Ag/AgCl(sat),Cl-terza specie: elettrodi inerti. Es Pt,Cu+/Fe3+//Fe2+/Cu2+ Pt
-elettrodo a idrogeno: Pt,H2/H+
Il potenziale standard di riduzione – spontaneità delle ossidoriduzioni
http://www1.unifi.it/LAMM/tabelle/e0pot.htm

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