Atomi, composti, reazioni tra composti

Atomi

1) Come è costituito un atomo:

Esso è formato da un nucleo costituito dai nucleoni ossia neutroni privi di carica e protoni aventi carica positiva pari ad +1,6723 *10^-19 Coulomb. A distanza notevole dal nucleo ci sono gli elettroni presenti in numero pari al numero di protoni ed aventi carica uguale ma di segno opposto cioè -1,6723 *10^-19 Coulomb.

 

2) Cosa è il numero atomico:

È un modo per classificare i 103 diversi elementi presenti in natura, esso corrisponde al numero di protoni e quindi di elettroni contenuti dalla atomo della elemento.

 

3) Cosa è un nuclide:

È una specie costituita da atomi tutti uguali tra di loro, un atomo è uguale ad un altro se ha lo stesso n° di protoni e dunque di elettroni ; si parla di specie perchè gli atomi possono differire per il n° di neutroni.

 

4) Cosa sono gli isotopi:

Sono atomi che hanno lo stesso numero di protoni e quindi di elettroni e quindi le medesime proprietà chimiche, ma un diverso numero di neutroni.

 

5) Cosa indica la notazione :

Indica il nuclide del Carbonio , i numeri hanno i seguenti significati :

                12 è il numero di massa pari alla somma dei protoni e dei neutroni

                6   è il numero dei protoni o n° atomico che dir si voglia.

 

6) Cosa è l´unità chimica di massa e a cosa serve:

È uno zero relativo utilizzato al fine di riportare molti calcoli decimali a calcoli su interi, si è quindi posto 1 u.c.m. pari ad 1/12 della massa totale (nucleo ed elettroni) della isotopo del carbonio . Essa vale quindi 1,66043*10^-24gr .

Il suo scopo è di consentire al chimico di non trattare con la massa del singolo atomo che è piccolissima, ma di scegliere la massa di un atomo come campione e poi affermare che la massa di un altro atomo è n volte maggiore della massa della atomo campione. In pratica invece di utilizzare una massa assoluta si utilizza una massa relativa.

 

7) Cosa è il peso atomico e come si calcola:

È il rapporto tra la massa della elemento considerato e l´unità chimica di massa. Nel caso di atomi che posseggano più isotopi si sommano i prodotti delle abbondanze di ciascun isotopo per la rispettiva massa.

 

8) Come si misura sperimentalmente la massa di uno ione e del suo nuclide:

Tramite lo spettrometro di massa, uno strumento in grado di liberare per bombardamento elettronico di uno ione della sostanza (allo stato gassoso) il quale viene accelerato tramite una differenza di potenziale che lo allontana dalla sorgente e lo proietta verso un rivelatore di ioni posto alla altra estremità del tubo a vuoto, Il tempo di volo impiegato per raggiungere il rivelatore risulta proporzionale alla massa dello ione, in particolare ioni più leggeri hanno tempi di volo più brevi rispetto a ioni più pesanti. La massa del nuclide si ottiene aggiungendo a questa massa misurata il peso della elettrone rimosso al fine di poter accelerare lo ione.

 

9) Descrivere il fenomeno del difetto di massa :

Esso consiste nel fatto che la massa di un atomo non è pari alla somma delle masse delle particelle costituenti bensì inferiore. Il fenomeno è dovuto al fatto che la costituzione di un nucleo determina una energia di legame che è quella necessaria a disfare il nucleo, e siccome la variazione di energia è legata alla variazione della massa dalla equazione di Einstein DE = Dm*c² ne consegue che la massa del nucleo deve diminuire.

 

10) Cosa indica il numero di Avogadro À :

Si tratta di un n° scelto in modo da far coincidere il peso di una mole di elemento con il valore della massa atomica relativa. In particolare è il numero di atomi di carbonio contenuti in 12gr del nuclide C il cui peso atomico è appunto 12 se riferito all´unità chimica di massa. Il numero À ha il valore di 6,02*10²³.

 

11) Cosa è la mole:

È la quantità di materia che contiene un numero di Avogadro di entità elementari.

 

12) Cosa è il grammoatomo:

È il numero di grammi di un elemento che corrisponde alla massa atomica di quell´elemento (peso della atomo) espresso in u.c.m.

Composti

 

13) Cosa è il peso molecolare e come si calcola:

Esprime il rapporto tra la massa di una molecola della sostanza e l´unità chimica di massa. È dato dalla somma di tutti i pesi atomici moltiplicati degli elementi facenti parte del composto, per i rispettivi pedici.

 

14) Cosa si indica con peso formale:

Si utilizza per quei composti quali i composti ionici dove non esistono molecole discrete.

È la somma dei pesi atomici degli atomi presenti nella formula più semplice del composto.

 

15) Enunciare la legge delle proporzioni multiple :

Se due elementi reagiscono per formare più di un composto, i pesi di un elemento che si combinano con un peso fisso della altro elemento, stanno tra di loro nel rapporto di numeri interi e generalmente piccoli. La ragione atomica è che in ogni molecola ad esempio 1 atomo di C può essere legato ad un n° intero di atomi di un altro elemento, non a 3/124 di atomo di O.

 

16) Cosa è il peso equivalente di un elemento:

È la quantità in grammi della elemento che reagisce con 1 grammo di H, è pari al rapporto tra il peso atomico della elemento e la sua valenza.

 

17) Cosa è il peso equivalente di un composto:

È la somma dei pesi equivalenti dei singoli elementi che lo costituiscono.

 

18) Come si calcola il peso equivalente del Mg nel MgO e quanto vale il peso equivalente del MgO :

Si osserva che :

a) Dalla formula 16gr di O reagiscono con 24,305gr di Mg

b) È noto che 1gr di H reagisce con 8gr di O.

indi 1gr di H reagisce con 12,152gr di Mg.

Il peso equivalente della MgO è dato dalla somma dei pesi equivalenti dei componenti, cioè 8 + 12,152 = 20,152gr / eq

 

19) Enunciare la legge delle proporzioni definite :

In un dato composto gli elementi costituenti sono sempre combinati nelle stesse proporzioni in peso, qualunque sia l´origine ed il modo di preparazione del composto, intendo dire che nella acqua H ed O saranno sempre nel rapporto in peso 1 : 8.

 

20) Cosa è la formula minima e come si calcola:

È la formula di un composto nella quale compaiono i rapporti tra gli atomi formanti ogni molecola, tali rapporti utilizzano i più piccoli numeri interi possibili. Si ricava calcolando il n° di moli di ciascuna sostanza presente nel composto e poi  prendendone una come riferimento per calcolare i rapporti.

 

21) Cosa è la formula molecolare e come si calcola:

È un multiplo della formula minima indicante quanti atomi di ciascuna sostanza sono realmente presenti nella molecola.

Per ricavarala occorre dividere il peso molecolare della molecola in questione per il peso della formula minima, si ricava un coefficiente per il quale si debbono moltiplicare tutti i pedici della formula minima ottenendo così la formula molecolare.

 

22) Quale è la proprietà del peso equivalente nelle reazioni:

Utilizza la legge delle proporzioni multiple al fine di ricavare rapporti ponderali tra i vari elementi tutti basati sulla considerazione che un qualsiasi numero di equivalenti di un elemento reagisce con lo stesso n° di equivalenti di qualsivoglia elemento.

Reazioni chimiche

23) Enunciare la legge della conservazione delle masse :

La somma delle masse delle sostanze messe a reagire è pari alla somma delle masse dei prodotti di reazione.

 

24) Quali sono le caratteristiche di una equazione chimica corretta:

a) Il n° totale di atomi di ogni elemento deve essere lo stesso nei 2 membri della equazione.

b) La carica elettrica totale delle sostanze contenute nei 2 membri deve essere uguale.

c) Deve essere utilizzata la forma con i minimi coefficienti stechiometrici possibili.

 

25) Quale è il reagente limitante se ho 1 mole di Cu , 1 mole di MnO₄ e 20 moli di H₃O⁺  coinvolte nella reazione :

5 Cu + 2 MnO₄ + 16 H₃O⁺ ® 5 Cu²⁺ + 2 Mn²⁺ + 24 H₂O

Divido per 5 i reagenti :             Cu + (2 / 5) MnO₄ +  (16 / 5) H₃O⁺

ed osservo che per con n moli di Cu reagiscono n*2/5 moli di MnO₄ che dunque è in eccesso e n*16/5 moli di H₃O⁺  che dunque è in eccesso, pertanto Cu è il reagente limitante.

 

26) Quale metodo si utilizza per il bilanciamento di reazioni di associazione, dissociazione e scambio:

Si assegna una lettera ad ogni coefficiente stechiometrico incognito e si scrive un sistema su queste incognite, si da poi un valore arbitrario ad una di esse e si ricavano le altre.

 

27) Scrivere la reazione di combustione del CH₄ :

CH₄ + 2 O₂ ® CO₂ + 2H₂O

 

28) Cosa è l´elettronegatività di un atomo:

È la capacità di un atomo facente parte di una molecola di attrarre a sè gli elettroni di legame.

In ogni periodo essa aumenta avvicinandosi al 7° gruppo mentre decresce alla aumentare del numero atomico

 

29) Cosa è il numero di ossidazione di un elemento:

Il n° di ossidazione di un atomo in una molecola è l´ipotetica carica elettrica che la atomo avrebbe se gli elettroni di legame fossero assegnati alla atomo più elettronegativo.

 

30) Può uno stesso elemento avere più n.o. :

Si, è questo il fulcro della utilità dei n.o. in quanto un elemento in un dato composto ha un solo n.o. ma in un altro composto può avere un diverso n.o. adeguatamente al n° di legami che forma.

Esso è particolarmente utile per capire in una reazione quali elementi cedono elettroni e quali invece li acquistano, fermo restando che globalmente il n° di elettroni ceduti da una specie debbono essere uguali al n° di elettroni acquistati da un´altra specie o dalla stessa nel caso di una reazione di disproporzione.

 

31) Calcolare il n.o. di CrO₄^2- :

x + 4 * (-2) = -2

 

32) Quanto vale il n.o. della O :

Vale -2 per tutti i composti in cui l´ossigeno si trova legato ad atomi meno elettronegativi ossia tutti tranne O ed F.

Ciò sta ad indicare che in tutti questi composti, O può ridursi acquistando 2 elettroni.

 

33) Quanto vale il n.o della H :

Vale +1 per tutti i composti in cui si trova legato ad atomi più elettronegativi, cioè tutti ad eccezione dei metalli e di H.

Ciò sta ad indicare che in tutti questi casi l´H può ossidarsi cedendo un elettrone.

Si pensi ad esempio al legame con l´ O , nell´ H₂O . l´O che è il più elettronegativo attrae a sè i doppietti elettronici di legame e pertanto l´H perde 1 elettrone e la sua carica è quella di uno ione positivo.

 

34) Quale è il massimo n.o. positivo che un elemento può avere:

Il massimo n.o. positivo coincide col numero di elettroni che la atomo deve perdere per svuotare il guscio più esterno.

 

35) Quale è il minimo n.o. negativo che un elemento può avere:

Il minimo n.o. negativo coincide col numero di elettroni che la atomo deve acquistare per completare il guscio più esterno.

 

36) Come si classificano le reazioni in base alla variazione del n° di ossidazione:

a) reazioni in cui il n.o. di ogni sostanza presente non varia ( reazioni di neutralizzazione o salificazione, e di scambio).

b) reazioni in cui il n.o. una o più sostanze varia (reazioni di ossidoriduzione e le reazioni di dismutazione).

 

37) Criteri pratici per la risoluzione di reazioni di ossidoriduzione :

a) scrivere i numeri di ossidazione al fine di individuare quali sostanze si ossidano e quali invece si riducono

b)                                                                                      in ambiente acido

Scrivere la semireazione di riduzione scrivendo a sx e dx gli ioni corrispondenti privi di coefficienti stechiometrici ed ogni ione una sola volta. Bilanciare gli eventuali ossigeni in eccesso al 1° membro con H₂O al 2° membro, bilanciare ora l´eventuale eccesso di H al 2° membro con H⁺  al 1° membro, bilanciare infine le cariche variando il n° di elettroni.

in ambiente basico

Scrivere la semireazione di riduzione scrivendo a sx e dx gli ioni corrispondenti privi di coefficienti stechiometrici ed ogni ione una sola volta. Bilanciare gli eventuali ossigeni in eccesso al 1° membro con OH^- al 2° membro, bilanciare ora l´eventuale eccesso di H al 2° membro con H₂O  al 1° membro, verificare il bilanciamento delle masse, bilanciare infine le cariche variando il n° di elettroni.

c) scrivere la semireazione di ossidazione e bilanciarla analogamente.

d) sommare le due semireazioni effettuando il m.c.m. degli elettroni in modo che la carica totale sia pari ai 2 membri.

e) effettuare eventuali semplificazioni.

f) associare gli ioni al rispettivo composto ricavandone la giusta stechiometria. In questa fase è da notare che se vi erano H₃O⁺ nella reazione da bilanciare, e nel bilanciamento in forma ionica si sono individuati ad esempio 5 H⁺ il passaggio in forma molecolare prevede che gli H₃O⁺ divengano 5 e per compensare le 5 H₂O in tal modo inserite, occorre aggiungerne altrettante alle acque già presenti alla altro membro.

 

38) Come ci si comporta se in una reazione redox 2 elementi si riducono (ossidano):

Si scrivono le 2 semireazioni singolarmente, si bilanciano e poi si sommano elettroni compresi a formare una unica semireazione di riduzione.

 

39) Come ci si comporta quando nella descrizione di un esercizio ci si dice che un determinato composto è indissociato :

Occorre effettuare il bilanciamento della reazione scrivendo semireazioni nelle quali compare il composto e non un ipotetico ione che il testo ci dice che non esiste.

 

40) Descrivere il metodo degli ioni formali per le reazioni a secco :

Si scrivono le semplici semireazioni di ossidazione e di riduzione considerando il solo elemento che si ossida o riduce e non il gruppo nel quale è inserito, in tal modo non è necessario bilanciare con H₂O o H₃O⁺ o OH^- . Al termine però occorre ultimare il bilanciamento per le specie non coinvolte in alcuna delle 2 semireazioni.

 

41) Definire il peso equivalente di un acido :

È la quantità in grammi di un acido che può donare una mole di protoni ad una base, si calcola dividendo il n° PM della acido per il n° di protoni che esso può cedere.

 

42) Definire il peso equivalente di una base :

È la quantità in grammi di una base che può accettare una mole di protoni da un acido, si calcola dividendo il PM della base per il n° di protoni che essa può accettare da un acido.

 

43) Definire il peso equivalente di un sale :

È la massa della mole divisa per la carica totale dei cationi (o degli anioni presenti nella formula del sale).

Si calcola dividendo il PM del sale per il prodotto tra il n° di moli di cationi che si formano per il n° di cariche positive associate ad ogni mole, ad esempio per il Cu(SO₄) prendendo come riferimento il Cu²⁺  abbiamo che PE = PM / ( 1*2). Tale valore è identico se calcolato rispetto alla anione (SO₄)^2- .

 

44) Definire il peso equivalente di una sostanza ossidante o riducente:

È la quantità in grammi di sostanza che fornisce una mole di elettroni o reagisce con una mole di elettroni, si calcola dividendo il PM della elemento per il n° di elettroni che cede o acquista.

 

45) A cosa serve il conecetto di equivalente nelle reazioni tra acidi e basi dette di salificazione:

Numeri uguali di equivalenti di ogni base o di ogni acido si neutralizzano esattamente tra di loro e producono lo stesso numero di equivalenti di sali.