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PERCHÉ STUDIARE LA CHIMICA
La chimica studia la composizione e le proprietà della materia
e i cambiamenti cui quest’ultima va incontro.
Cucinare Digestione
Chimica: scienza centrale
Respirazione Combustione
Funzionamento dei motori a scoppio
La chimica è alla base dei processi vitali e tecnologici
Pregiudizi sulla chimica: difficile
incomprensibile
sporca
inquinante
responsabile dei problemi
ambientali
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MATERIA: tutto ciò che possiede massa e occupa spazio
Proprietà: caratteristiche che permettono di distinguere
un campione di materia da un altro
COMPOSIZIONE: descrive le proporzioni relative delle parti
o delle componenti di un campione di materia
Proprietà fisiche: proprietà che il campione presenta senza
modificare la propria composizione
Cambiamento fisico: altera le proprietà fisiche, senza
modificare la composizione
Proprietà chimiche: capacità di un campione di subire
variazioni di composizione in determinate condizioni.
Cambiamento chimico (reazione chimica): uno o più campioni
di materia sono convertiti in nuovi campioni di composizione
differente
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CLASSIFICAZIONE DELLA MATERIA
Sostanze pure: sistemi omogenei caratterizzati da una
composizione definita e costante, indipendente
dal modo di preparazione.
Elemento: sostanza pura costituita da un’unica specie di
particelle, dette atomi
Ferro Argento Oro Carbonio Azoto
Composto: sostanza pura costituita da due o più elementi
chimici che si combinano in un rapporto fisso e
costante
Miscele di sostanze pure: presentano composizioni variabili e i
rispettivi componenti possono essere separati
tramite metodi fisici (ad es. filtrazione)
omogenee: le proprietà chimiche e fisiche sono omogenee e
costanti in tutto il campione (ad es. soluzioni,
aria)
eterogenee: le proprietà chimiche e fisiche non sono
uniformi all’interno nel campione (ad es. latte,
olio in acqua, rocce)
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ELEMENTI
Sono sostanze costituite da un’unica specie di particelle, dette
atomi. Gli elementi non possono essere decomposti in sostanze
più semplici.
109 elementi 109 tipi di atomi 92 naturali
differenti 17 artificiali
C: carbonio Na: natrium
Li: litio K: kalium
Fe: ferrum
Pb: plumbum
Cu: cuprum
Iniziali dell’elemento
Nomi latini
Nomi di composti derivati
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ATOMO
Democrito (VI sec A.C.)
Dalton (inizi del XIX sec)
Rutheford (1911)
Nucleo
carica positiva pari a quella degli elettroni che lo circondano
Atomo è elettricamente neutro
corrisponde alla quasi totalità della massa atomica
Densità elevatissima
Costituito da due tipi di particelle subnucleari
Protoni (p) m = 1.673 10-27 kg c = +1.6022 10-19 C
Neutroni (n) m = 1.675 10-27 kg c= 0 C
Nucleo ∅∅∅∅ ≅≅≅≅ 10-13 cm Atomo ∅∅∅∅ ≅≅≅≅ 10-8 cm Elettroni (e-)
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Z = numero atomico = numero di protoni presenti nel nucleo
Z ↔↔↔↔ elemento
Tutti gli atomi dello stesso elemento hanno lo stesso numero
atomico
H 1 p Z = 1 Fe 26 p Z = 26
Na 11 p Z = 11 U 92 p Z = 92
S 16 p Z = 16
11Na 16S 92U
Le proprietà chimiche (reattività) degli elementi dipendono
dal numero e dalla disposizione degli elettroni
n° elettroni = n° protoni (Z) reattività dipende da Z
Atomo è elettricamente neutro c (elettrone) = - c (protone)
Numero degli elettroni che si muovono attorno al nucleo coincide con Z
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Z è costante per ogni elemento, mentre n° dei neutroni può
essere differente
H Z = 1 su 100000 atomi 99985 nucleo 1p
15 nucleo 1p + 1n
Ne Z = 10 su 100000 atomi 90900 nucleo 10p+10n
300 nucleo 10p+11n
8800 nucleo 10p+12n
A = numero di massa = somma del numero di protoni e
neutroni che costituiscono il nucleo
H 99985 atomi con Z=1, A=1 15 atomi con Z=1, A=2
Ne 90900 atomi con Z=10, A=20, 300 atomi con Z=10, A=21,
8800 atomi con Z=10, A=22
ISOTOPI: sono atomi caratterizzati dallo stesso Z (stesso
elemento), ma da diverso A
A=1
H (99.85 %) Z=1
A=2
H (0.15 %) Z=1
Abbondanza relativa dell’isotopo
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Un atomo che perde elettroni non è più elettricamente neutro
ed è detto ione.
Ione medesimo A e Z atomo
diverso numero di e-
Ione positivo o catione:
n° e- < n° p (Z)
Ione negativo o anione:
n° e- > n° p (Z)
Perdita di elettroni
23
Na 11
Z = 11 A = 23 n° e- = 11
Z = 11 A = 23 n° e- = 10
23
Na+ 11
Acquisto di elettroni
19
F 9
19
F- 9
Z = 9 A = 19 n° e- = 9
Z = 9 A = 19 n° e- = 10
9
COMPOSTI CHIMICI
Sono sostanze pure formate da almeno due elementi chimici
che si combinano in un rapporto fisso e costante.
Legge delle proporzioni definite e costanti
Gli atomi degli elementi che costituiscono un composto
chimico interagiscono fra loro in modo specifico formando
legami chimici
I composti chimici possono essere decomposti solamente
tramite mezzi chimici, che consentono di rompere i legami fra
gli atomi del composto.
Molecola di acqua è
costituita da 1 atomo
di O e da 2 atomi di H
Cloruro di sodio è
costituito da ioni Na+ e
Cl- in numero uguale
H2 (g) + O2 (g)
miscela di gas
reagiscono
Si combinano formando legami
H2O liquido limpido
inodore incolore
10
La formula chimica di una sostanza è costituita dalla
combinazione dei simboli degli elementi che la compongono,
ciascuno dei quali porta al pedice il numero relativo di atomi
presenti nella sostanza
Acqua
NH3 H2SO4 (acido solforico) NaCl
Un composto chimico può essere costituito da
� atomi che si uniscono a formare molecole (composto
molecolare)
� atomi che si uniscono a formare strutture estese nello
spazio (composto polimerico)
� ioni di carica opposta che interagiscono
elettrostaticamente (composto ionico)
Composizione di una sostanza chimica
Tipo di atomi che la costituiscono ed il loro rapporto reciproco
formula chimica
H2O Formata da idrogeno e ossigeno
2 atomi di idrogeno si combinano con 1 atomo di ossigeno
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COMPOSTI MOLECOLARI
Molecola: raggruppamento definito, distinto ed
elettricamente neutro di atomi legati, che può
essere identificato come entità a se stante
Il legame fra gli atomi di una molecola è basato sulla
condivisione reciproca di una o più coppie di elettroni ed è
detto legame covalente.
H2O NH3 (ammoniaca) CH4 (metano) C6H12O6
Il pedice indica il numero di atomi di ciascun elemento
presente nella molecola
C6H12O6
La formula minima (o empirica) riporta gli elementi
costitutivi del composto ed il loro rapporto relativo
Formula molecolare Formula minima
C6H12O6 Glucosio CH2O
CH3COOH Acido acetico CH2O
Formule molecolari
6 atomi di C 12 atomi di H 6 atomi di O
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COMPOSTI MOLECOLARI
Gli atomi di una molecola sono disposti in modo specifico.
Formula di struttura: gli atomi sono rappresentati dai
rispettivi simboli chimici, mentre i legami sono rappresentati
come segmenti che congiungono gli atomi.
È una rappresentazione semplice e compatta
Modello a sfere e bastoncini: gli atomi sono rappresentati da
piccole sfere, mentre i legami sono rappresentati come
bastoncini che congiungono gli atomi.
Modello a sfere piene: gli atomi sono rappresentati come sfere
tangenti di dimensioni differenti. Fornisce una corretta
rappresentazione tridimensionale, ma è scomoda da utilizzare
O
H H
N
H H H
H
C
H H H
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COMPOSTI IONICI
Sono formati da ioni di carica opposta tenuti insieme da
interazioni elettrostatiche, dette legame ionico
Sale da cucina cloruro di sodio
Na° - 1 e- Na+ ione sodio
Cl° + 1 e- Cl- ione cloruro
I composti ioni sono solidi cristallini, in cui ogni catione è
circondato da un numero fisso e costante di anioni e viceversa,
dando origine ad struttura regolare estesa nelle tre dimensioni
I solidi ionici non contengono molecole distinte
Ioni monoatomici
Molecola H2O esiste
Molecola NaCl non esiste
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Poiché i solidi ionici sono elettricamente neutri ed il rapporto
fra il numero di anioni e cationi è costante, la loro
composizione è espressa mediante l’unità formula o formula
minima, che indica il numero relativo di ioni presenti in
funzione di quello più piccolo
Cloruro di sodio NaCl 1 ione Na+ ogni ione Cl-
Cloruro di calcio CaCl2 1 ione Ca2+ ogni 2 ioni Cl-
Solfuro di sodio Na2S 2 ioni Na+ ogni ione S2-
Carbonato di calcio CaCO3 1 ione Ca2+ ogni ione CO32-
Solfato di ammonio (NH4)2SO4 2 ioni NH4+ ogni ione SO4
2-
Gli ioni poliatomici sono costituiti da più atomi legati fra loro
tramite legami covalenti e sono in possesso di una carica
complessiva diversa da zero
H
N
H H H
+
ione ammonio n° e- = 10 contro (7+ 4 x 1) = 11 e-
della molecola neutra
CO32-
ione carbonato
PO43-
ione fosfato
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NUMERO O STATO DI OSSIDAZIONE
È il numero di elettroni che un atomo cede, acquista o
comunque utilizza per unirsi ad altri atomi per formare i
composti chimici
Al° s.o. pari a 0
Na° s.o. pari a 0
H2 s.o. pari a 0
Na+ s.o. = +1
Ca2+ s.o. = +2
Al3+ s.o. = +3
F- s.o. = -1
O2- s.o. = -2
S2- s.o. = -2
Lo stato di ossidazione degli elementi nei composti covalenti
coincide con la carica assunta formalmente da ciascun atomo
quando tutti gli elettroni di legame sono attribuiti all’atomo
più elettronegativo fra i due uniti dal legame
Lo stato di ossidazione delle sostanze elementari è sempre zero
Lo stato di ossidazione di uno ione monoatomico coincide con la carica reale dello ione
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DETERMINAZIONE DELLO STATO DI OSSIDAZIONE
� Lo stato di ossidazione di un atomo in un elemento è
sempre 0
Na° Cl2 P4
� La somma algebrica degli stati di ossidazione degli
elementi presenti in una molecola o in un’unità formula è
sempre 0
H2O NaCl Al2O3
La somma algebrica degli stati di ossidazione degli
elementi presenti in uno ione poliatomico è pari alla sua
carica, sia per segno che per valore assoluto
NH4+ NO3
- SO42-
so = +1 so= -2 2⋅⋅⋅⋅(+1) + 1⋅⋅⋅⋅(-2) = 0
so = +1 so= -1 1⋅⋅⋅⋅(+1) + 1⋅⋅⋅⋅(-1) = 0
so = +3 so= -2 2⋅⋅⋅⋅(+3) + 3⋅⋅⋅⋅(-2) = 0
so = -3 so= +1 4⋅⋅⋅⋅(+1) + 1⋅⋅⋅⋅(-3) = +1
so = +5 so= -2 1⋅⋅⋅⋅(+5) + 3⋅⋅⋅⋅(-2) = -1
so = +6 so= -2 1⋅⋅⋅⋅(+6) + 4⋅⋅⋅⋅(-2) = -2
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� Il massimo stato di ossidazione di un elemento coincide con
il numero del gruppo della Tavola Periodica di cui fa parte
Na gruppo IA stato di ossidazione massimo +1
Mg gruppo IIA stato di ossidazione massimo +2
C gruppo IVA stato di ossidazione massimo +4
Cl gruppo VIIA stato di ossidazione massimo +7
� Nella maggioranza dei composti chimici, l’idrogeno ha
stato di ossidazione +1
NH3
� In numero di ossidazione degli elementi del Gruppo VII A
(alogeni) è sempre -1, tranne quando sono legati
all’ossigeno o ad un altro alogeno più in alto nel gruppo.
KBr ClO4-
Lo stato di ossidazione del fluoro è -1
so = -3 so= +1 3⋅⋅⋅⋅(+1) + 1⋅⋅⋅⋅(-3) = 0
so = +1 so= -1 1⋅⋅⋅⋅(+1) + 1⋅⋅⋅⋅(-1) = 0
so = +7 so= -2 1⋅⋅⋅⋅(+7) + 4⋅⋅⋅⋅(-2) = -1
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� Nella maggioranza dei composti chimici, l’ossigeno ha
stato di ossidazione -2
CO22- SO3
L’ossigeno ha stato di ossidazione -1 solamente nei
perossidi H2O2
� Nei composti binari con i metalli, gli elementi dei gruppi V,
VI e VII hanno sempre stato di ossidazione
so = n° gruppo – 8
Gruppo V = 5 – 8 = -3 NH3
Gruppo VI = 6 – 8 = -2 Na2S
Gruppo VII = 7 – 8 = -1 NaI
so = +4 so= -2 1⋅⋅⋅⋅(+4) + 2⋅⋅⋅⋅(-2) = -2
so = +6 so= -2 1⋅⋅⋅⋅(+6) + 3⋅⋅⋅⋅(-2) = 0
so = +1 so= -1 2⋅⋅⋅⋅(+1) + 2⋅⋅⋅⋅(-1) = 0
N so -3, H so +1
S so -2, Na so +1
I so -1, Na so +1
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NOMENCLATURA CHIMICA
Nome ↔↔↔↔ Formula chimica
Sale da cucina NaCl cloruro di sodio
La nomenclatura sistematica si basa su alcune regole base
a) Ioni monoatomici
- cationi: nome dell’elemento preceduto da ione
H+ ione idrogeno Na+ ione sodio Ca2+ ione calcio
Cu+ Cu (I) ione rame uno (oppure ione rameoso)
Cu2+ Cu (II) ione rame due (oppure ione rameico)
Fe2+ Fe (II) ione ferro due (oppure ione ferroso)
Fe3+ Fe (III) ione ferro tre (oppure ione ferrico)
nome volgare (acqua, zucchero, sale)
nome sistematico
Ci dice che è formato da ioni Na+ e Cl- in rapporto 1 a 1
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- anioni: suffisso –uro al nome dell’elemento, preceduto
da ione
Cl- ione cloruro Br- ione bromuro S2- ione solfuro
Eccezione: O2- ione ossido
b) ioni poliatomici:
- cationi: suffisso –onio al nome della molecola o dell’
elemento, preceduto da ione
NH3 + H+ →→→→ NH4+ ione ammonio
- anioni
nomenclatura sistematica nomenclatura storica
CO32- ione tri ossi carbonato (IV) ione carbonato
PO43- ione tetraossifosfato (V) ione fosfato
SO32- ione triossisolfato (IV) ione solfito
SO42- ione tetraossisolfato (VI) ione solfato
NO2- ione biossinitrato (III) ione nitrito
NO3- ione triossinitrato (V) ione nitrato
HCO3- ione idrogenocarbonato ione bicarbonato
HSO4- ione idrogenosolfato ione bisolfato
3 ioni ossido stato di ossidazione di C
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c) composti ionici (sali): nome dell’anione seguito da quello del
catione
NaCl cloruro di sodio
KBr bromuro di potassio
NH4Cl cloruro di ammonio
NaNO3 nitrato di sodio
FeCl2 cloruro di Fe(II) o cloruro ferroso
FeCl3 cloruro di Fe(III) o clururo ferrico
NaHCO3 idrogeno carbonato di sodio o bicarbonato di
sodio
KH2PO4 diidrogeno fosfato di potassio o fosfato acido di
potassio
Na2CO3.10 H2O carbonato di sodio decaidrato
KNaCO3. carbonato doppio di potassio e sodio
Individuare il nome di BaSO4 CrCl3.6 H2O
� individuare il catione e l’anione
� determinare la carica del catione (se l’elemento può
formare più cationi)
� individuare la presenza di molecole di H2O di
cristallizzazione ed il loro numero
� dare il nome
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COMPOSTI MOLECOLARI
Il loro nome è simile a quello dei composti ionici
� si indica per primo il 2° elemento della formula, che
prende il suffisso uro (tranne per ossigeno, che diventa
ossido)
� si indica per secondo il 1° elemento della formula senza
modificarlo
� si specifica il numero di atomi di ciascun elemento usando
i seguenti prefissi
� il prefisso mono non si usa per il 1° elemento della
formula
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nomenclatura sistematica nomenclatura classica
CO monossido di carbonio ossido di carbonio
CO2 diossido di carbonio anidride carbonica
N2O ossido di diazoto ossido nitroso
NO ossido di azoto
PH3 triidruro di fosforo fosfina
PCl3 tricloruro di fosforo
SF6 esafluoruro di zolfo
SO2 diossido di zolfo anidride solforosa
SO3 triossido di zolfo anidride solforica
P2O3 triossido di difosforo anidride fosforosa
P2O5 pentossido di difosforo anidride fosforica
Scrivere la formula molecolare di
trisolfuro di boro
tetracloruro di silicio
tetrafluoruro di zolfo
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NOMENCLATURA DEGLI ACIDI
Acido: molecola costituita da uno o più ioni H+, legati ad un
anione (Xn-) e che, sciolta in acqua, libera H+ (definizione
molto parziale)
a) Acidi binari HnX Xn-: non contiene ossigeno
nomenclatura tradizionale nomenclatura sistematica
HF acido fluoridrico fluoruro di idrogeno
HCl acido cloridrico cloruro di idrogeno
H2S acido solfidrico solfuro di idrogeno
a) ossiacidi:composti di idrogeno con anioni poliatomici
contenenti ossigeno
HnX Xn-: contiene ossigeno
nomenclatura tradizionale nomenclatura sistematica
H2SO4 acido solforico acido tetraossosolforico (VI)
(anione solfato)
H2SO3 acido solforoso acido triossosolforico (IV)
(anione solfito)
HNO3 acido nitrico acido triossonitrico (V)
(anione nitrato)
HNO2 acido nitroso acido diossonitrico (III)
(anione nitrito)
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NOMENCLATURA DEGLI IDROSSIDI
Idrossido: composto ternario costituito da un metallo, ossigeno
e idrogeno, che una volta disciolto in acqua, libera ioni OH-
(definizione molto parziale)
Mn(OH)m M = metallo OH- = ione idrossido
nomenclatura tradizionale nomenclatura sistematica
KOH idrossido di potassio idrossido di potassio
Mg(OH)2 idrossido di magnesio idrossido di magnesio
Fe(OH)2 idrossido ferroso idrossido di Fe(II)
Fe(OH)3 idrossido ferrico idrossido di Fe(III)
26
MASSA ATOMICA
Non può essere determinata sommando le masse delle
particella che costituiscono l’atomo.
Le masse atomiche sono definite in rapporto ad un atomo
scelto come riferimento
12C
la cui massa atomica è stata posta esattamente uguale a 12
Unità di Massa Atomica (u.m.a.)
1 u.m.a. = 1/12 della massa di un atomo di 12C
massa di 1H = 1.007825 uma massa di 13C = 13.0033 uma
1.007825 volte quella di 13.0033 volte quella di
1/12 della massa di un 1/12 della massa di un
atomo di 12C atomo di 12C
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Massa atomica di C = 12.01 uma
Abbondanza relativa 12C 98.89% 13C 1.01% 14C tracce
La massa atomica di un elemento costituito da più isotopi è data dalla media pesata delle masse atomiche dei singoli isotopi.
C = (12⋅⋅⋅⋅0.9889) + (13⋅⋅⋅⋅0.0111) = 12.0111 ≅≅≅≅ 12.01 uma Abbondanza relativa 1H 1.007825 uma 99.985% 2H (D) 2.014102 uma 0.015% 63Cu 62.92 uma 69.09% 65Cu 64.93 uma 30.91%
A = 12 Z = 6 A = 13 A = 14
Abbondanza relativa
H = 1.008 uma
Cu = 63.55 uma
� Reazioni coinvolgono un
numero enorme di atomi
� Isotopi hanno la stessa
reattività
È estremamente comodo
considerare che gli elementi
siano costituiti da un unico
tipo di atomi con massa
atomica pari alla media
pesata di quelle dei
corrispondenti isotopi
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Massa molecolare: massa di una molecola, data dalla somma
delle masse atomiche degli atomi
costituenti
I2 massa molecolare = 126.9 + 126.9 = 253.8 uma
H2 massa molecolare = 1.008 + 1.008 = 2.016 uma
CH4 massa molecolare = 12.01 + 4⋅⋅⋅⋅(1.008) = 16.042 uma
H2O massa molecolare = 15.999 + 2⋅⋅⋅⋅(1.008) = 18.015 uma
H2SO4 massa molecolare = 2⋅⋅⋅⋅(1.008) + 34.064 + 4⋅⋅⋅⋅(15.999) =
98.076 uma
Massa formula: massa di un’unità formula, data dalla somma
delle masse atomiche degli atomi costituenti
NaCl massa formula = 22.9898 + 35.453 = 58.443 uma
K2Cr2O7 massa formula = 2⋅⋅⋅⋅(39.10) + 2⋅⋅⋅⋅(51.996) + 7⋅⋅⋅⋅(15.999) =
294.2 uma
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MOLE
Mole: quantità di sostanza che contiene tante unità chimiche
elementari (atomi, ioni, gruppi di ioni, molecole),
quanti sono gli atomi contenuti in 12 gr esatti di 12C
Numero (o costante) di Avogadro (NA)=6.022169⋅⋅⋅⋅1023 mol-1
NA ≅≅≅≅ 6.022⋅⋅⋅⋅1023 mol-1
Mole: unità di misura della quantità di sostanza
1 mole di C 6.022⋅⋅⋅⋅1023 atomi di C
1 mole di Fe 6.022⋅⋅⋅⋅1023 atomi di Fe
1 mole di H2O 6.022⋅⋅⋅⋅1023 molecole di H2O
1 mole di NaCl 6.022⋅⋅⋅⋅1023 ioni Na+ e 6.022⋅⋅⋅⋅1023 ioni Cl-
1 mole di SiO2 6.022⋅⋅⋅⋅1023 atomi di Si e 2⋅⋅⋅⋅6.022⋅⋅⋅⋅1023 atomi
di O
1 mole di piselli 6.022⋅⋅⋅⋅1023 piselli
1 mole di H 6.022⋅⋅⋅⋅1023 atomi di H (1 mole di atomi di H)
1 mole di H2 6.022⋅⋅⋅⋅1023 molecole di H2 (1 mole di molecole
di H2)
Quantità di sostanza ≠≠≠≠ Massa di sostanza
1 mole contiene sempre NA particelle
1 kg contiene un numero di particelle diverso a seconda delle sostanze considerate
30
Mole: in una reazione chimica si ragiona sempre sul numero
relativo di particelle che reagiscono
C + O2 →→→→ CO2 equazione chimica
- 1 atomo di C reagisce con 1 molecola di O2 per dare 1
molecola di CO2
oppure
- 1 mole di atomi di C reagisce con 1 mole di molecole di O2
per dare una mole di molecole di CO2
NA = 6.022⋅⋅⋅⋅1023 mol-1
Massa in grammi di una mole
(massa molare) di qualsiasi sostanza
è espressa dallo stesso numero che
ne esprime massa atomica,
molecolare o formula
31
C massa atomica = 12.01 uma massa molare = 12.01 gr/mol
H2O massa molecolare = 18.016 uma
massa molare = 18.016 gr/mol
C6H12O6 massa molecolare = 180.15 uma
massa molare = 180.15 gr/mol
NaCl massa formula = 58.443 uma
massa molare = 58.443 gr/mol
Massa molare: massa di una mole di particelle di una qualsiasi
sostanza espressa in gr. Si ricava dalla somma
delle masse molari degli elementi costitutivi
Massa campione = massa molare x numero di moli
Relazione chiave per poter studiare quantitativamente le
razioni chimiche
12 gr
1 mole di 12C
NA atomi di 12C
Quantità di sostanza (non misurabile direttamente)
Massa atomica di 12C 12/(6.022⋅⋅⋅⋅1023) = 1.99269 10-23 gr
1 uma = Massa atomica di 12C/12
1 uma = 1.99269 10-23/12 = 1.66058 10-24 gr
Misura di massa (pesata)
32
TEORIA ATOMICA
- quantizzazione dell’energia: l’energia non è continua, ma è
costituita da unità discrete, dette quanti
- duplice natura (ondulatoria e corpuscolare) della radiazione
elettromagnetica
- onda costituita da un campo magnetico ed uno elettrico
oscillanti con frequenza νννν, lunghezza d’onda λλλλ e velocità c
- radiazione è costituita da particelle dette fotoni, con energia
E = h⋅⋅⋅⋅νννν
- proprietà ondulatorie della materia (in particolare degli
elettroni che possono essere descritti sia come particelle
materiali che come onde)
- principio di indeterminazione di Heisemberg
∆∆∆∆x⋅⋅⋅⋅∆∆∆∆(mv) ≥≥≥≥ h/4ππππ
h = 6.626⋅⋅⋅⋅10-34 J s costante di Plank
L’incertezza (errore) associata alla determinazione
contemporanea della quantità di moto (mv) e della posizione
di un corpo in movimento è uguale o superiore a h/4ππππ
33
- Il principio di indeterminazione di Heisemberg è trascurabile
a livello macroscopico, ma è fondamentale a livello
microscopico
Non è possibile conoscere contemporaneamente con precisione
la posizione e la velocità (e quindi l’energia, data dalla somma
di quella cinetica e potenziale) di un elettrone in atomo
Posizione quantità di moto
Elettrone accuratezza elevata incertezza elevata
incertezza elevata accuratezza elevata
Dal momento che gli elettroni negli atomi occupano stati a
energia costante (e misurabile), detti stati stazionari, non è
possibile conoscere con esattezza la loro posizione
E posizione
Una volta nota l’energia dell’elettrone, è possibile calcolare la
probabilità di trovare in un certo punto dello spazio
34
MECCANICA ONDULATORIA (De Broglie-Schröedinger)
- Modello ondulatorio dell’atomo costruito sulla base delle
proprietà ondulatorie della materia e dell’elettrone in
particolare
L’elettrone in un atomo può essere descritto come una onda
stazionaria, cioè racchiusa in uno spazio definito
Da tale relazione consegue che
1) λ1) λ1) λ1) λ = 2 L/1 = 2 L 2) λλλλ = 2 L/2 = L 3) λλλλ = 2 L/3 4) λλλλ = 2 L/4 = L/2 λλλλ = 2 L/n con n = 1, 2, 3…
Sono possibili solo alcune λλλλ
νννν = c/λ λ λ λ = c/ (2 L/n)
E= h⋅⋅⋅⋅νννν = h⋅⋅⋅⋅c/λ λ λ λ = hc/ (2 L/n)
L’energia (E) di una onda stazionaria è quantizzata
35
L’elettrone viene descritto come un’onda stazionaria
tridimensionale, racchiusa in uno spazio finito, e come tale la
sua energia è quantizzata.
0)VE(h
m82
2
22
22
22
====ΨΨΨΨ⋅⋅⋅⋅−−−−⋅⋅⋅⋅ππππ
++++∂∂∂∂
ΨΨΨΨ∂∂∂∂++++∂∂∂∂
ΨΨΨΨ∂∂∂∂++++∂∂∂∂
ΨΨΨΨ∂∂∂∂zyx
Equazione d’onda o Equazione di Schröedinger
ΨΨΨΨ - risoluzione dell’equazione d’onda
- funzione d’onda orbitale
- funzione delle coordinate spaziali dell’elettrone (x, y, z)
- ad ognuna delle infinite ΨΨΨΨ, , , , soluzioni dell’equazione
d’onda, corrisponde un determinato valore di energia
ΨΨΨΨ1 → E1 ΨΨΨΨ2 → E2 ΨΨΨΨn → En
- ad ogni orbitale è associato un preciso valore di energia
Risolvendo l’Equazione d’onda è possibile calcolare le possibili
energie (stati stazionari) dell’elettrone nell’atomo
NB: l’equazione d’onda è risolvibile esattamente solo per
l’atomo di idrogeno e gli atomi idrogenoidi (n° e- = 1)
L’equazione d’onda di atomi polielettronici non è
risolvibile esattamente, ma solo in modo approssimato
E = energia totale di e- V = energia potenziale di e- ΨΨΨΨ⋅⋅⋅⋅====ΨΨΨΨ⋅⋅⋅⋅ EH
36
SIGNIFICATO FISICO DEGLI ORBITALI
� una funzione d’onda ΨΨΨΨ (orbitale) non descrive un’orbita
elettronica, poichè, a causa del Principio di
Indeterminazione di Heisemberg, se è nota con precisione
l’energia dell’elettrone (misurabile sperimentalmente)
non può essere nota la sua posizione
� il valore del quadrato della funzione d’onda (ΨΨΨΨ2222),),),),
calcolato in un punto di coordinate (x, y, z) rappresenta la
probabilità di trovare l’elettrone in tale punto
ΨΨΨΨ2222 (x, y, z) è proporzionale alla probabilità di trovare
l’elettrone nel punto (x, y, z)
ΨΨΨΨ2222 dττττ = probabilità di trovare l’elettrone un volume di
spazio dττττ
∫∫∫∫ ττττΨΨΨΨ d2 = = = = probabilità di trovare l’elettrone in un
volume di spazio finito
ΨΨΨΨ2222 (x, y, z) è proporzionale alla densità di carica nel punto di
coordinate (x, y, z)
37
ATOMO DI IDROGENO
L’equazione d’onda può essere risolta in modo esatto
La funzione d’onda viene generalmente espressa in coordinate
angolari
ΨΨΨΨ(r, θθθθ, , , , ϕϕϕϕ) = R(r)⋅⋅⋅⋅Y (θθθθ, , , , ϕϕϕϕ)
Ogni orbitale (funzione d’onda ΨΨΨΨ) è individuato da una terna
di numeri, detti numeri quantici
Orbitale (funzione d’onda ΨΨΨΨ) ↔↔↔↔ terna di numeri quantici
Numero quantico principale n (1 < n < ∞∞∞∞)
- individua l’energia dell’orbitale
E ∝∝∝∝ -1/n2
- legato alle dimensioni dell’orbitale
n piccolo → e- vicino al nucleo → orbitale piccolo
n grande → e- lontano dal nucleo → orbitale grande
Valori di energia accessibili all’elettrone
ΨΨΨΨ che descrivono la distribuzione elettronica nello spazio
R(r)⋅⋅⋅⋅= parte radiale, che dipende solo dalla distanza da nucleo Y (θθθθ, , , , ϕϕϕϕ) = parte angolare
38
Numero secondario o azimutale l (0 ≤ l ≤ n-1)
n = 1 → l = 0 n = 2 → l = 0
l = 1
- è in relazione con la forma della distribuzione elettronica
descritta dall’orbitale
Numero magnetico ml (-l ≤ ml ≤ +l)
l = 0 → ml = 0 l = 1 → ml = +1
ml = 0
ml = -1
- è in relazione con l’orientazione della distribuzione
elettronica descritta dall’orbitale
39
Gli orbitali sono indicati con lettere differenti a seconda del
valore di l
l = 0 → orbitale s l = 1 → orbitale p
l = 2 → orbitale d l = 3 → orbitale f
La forma degli orbitali è costante, mentre le loro dimensioni
crescono al crescere di n
40
RAPPRESENTAZIONE ORBITALICA
Per chiarezza, gli orbitali sono rappresentati da superfici di
contorno (con valori di ΨΨΨΨ2222 costanti), che racchiudono un
volume di spazio nel quale la probabilità di trovare l’e- è pari
al 90%.
L’orbitale è la regione di spazio, delimitata da una superficie a
ΨΨΨΨ2222 costante, all’interno della quale la probabilità di trovare
l’e- è pari al 90% (cioè contiene il 90% della densità di carica)
Variazione della probabilità di trovare l’elettrone in funzione della distanza dal nucleo. Poiché essa tende asintoticamente a 0, l’orbitale non ha dimensioni finite
Distribuzione di probabilità radiale: descrive la variazione della probabilità di trovare l’elettrone in un guscio sferico di spessore dr costante in funzione della distanza dal nucleo
41
Orbitali s: sfere di raggio crescente col valore di n
Orbitali p: - presenti per n ≥ 2 (l = 1)
- forma bilobata
- sono tre, uno per ogni valore di ml (+1, 0, -1)
- hanno diversa orientazione spaziale
Orbitali d: - presenti per n ≥ 3 (l = 2)
- forma bilobata
- sono 5, uno per ogni valore di ml (+2, +1, 0, -1, -2)
- hanno forma ed orientazione spaziale differenti
42
L’energia dell’orbitale dipende da n
Orbitali con n uguale ma
l ed ml differenti
Strato o guscio elettronico: insieme di orbitali caratterizzati
dallo stesso valore di n
Sottostrato o sottoguscio: insieme di orbitali caratterizzati
elettronico dallo stesso valore di n (degeneri)
ed l (ad esempio 2p e 3d)
Un elettrone è identificato dalla terna di numeri quantici (n, l
e ml) che identificano l’orbitale da lui occupato
- differenti distribuzioni elettroniche nello spazio
- stessa energia (degeneri)
L’unico e- dell’atomo di idrogeno può occupare uno qualsiasi di questi orbitali - nello stato fondamentale (energia più bassa), l’e- occupa l’orbitale 1s - negli stati eccitati (energia più alta di quello fondamentale) l’e- occupa un orbitale con energia superiore a quella di 1s
43
SPIN ELETTRONICO
La rotazione dell’elettrone attorno al proprio asse genera un
campo magnetico
Principio di Esclusione di Pauli: nello stesso atomo non
possono esistere 2 elettroni caratterizzati dagli stessi 4 numeri
quantici
A tale fenomeno è associato un quarto numero quantico, detto numero quantico di spin (ms). Esso può assumere i valori di 1/2 o -1/2, i quali sono associati ai due versi di rotazione dell’elettrone
2 elettroni che occupano lo stesso orbitale hanno
n, l, ml uguali ml differenti
Nello stesso orbitale si trovano solamente 2 elettroni, i
quali devono avere spin opposto
44
ATOMI POLIELETTRONICI
L’energia degli elettroni è data dalla somma di
� energia cinetica
� energia potenziale di attrazione elettrostatica nucleo-
elettrone
� energia potenziale di repulsione elettrostatica elettrone-
elettrone
Per effetto di quest’ultimo contributo (assente negli atomi
idrogenoidi, con 1 elettrone) l’equazione d’onda non è
risolvibile esattamente, ma solo in modo approssimato
Tale approssimazione consiste nel trattare ogni elettrone come
se fosse immerso in un campo elettrostatico dato dalla somma
dell’attrazione nucleare e dalla media delle repulsioni dovute
agli altri elettroni. Gli orbitali così ottenuti sono simili quelli
dell’atomo di idrogeno e sono detti orbitali idrogenoidi. A
parità di atomo, la loro energia dipende sia dal numero
quantico n che da quello l (che ne definisce la forma)
Atomo di H Atomo polielettronico
45
L’energia degli orbitali idrogenoidi dipende dall’atomo
considerato e cala al crescere di Z, in quanto aumenta
l’attrazione elettrostatica del nucleo
Successione dell’energia degli orbitali idrogenoidi
46
CONFIGURAZIONE ELETTRONICA DI UN ATOMO
� indica la distribuzione elettronica degli elettroni negli
orbitali
� la configurazione elettronica (dello stato) fondamentale è
quella che garantisce all’atomo la minima energia. Essa è
ricavabile dall’applicazione di
1) Principio della minima energia: un elettrone tende ad
occupare l’orbitale disponibile a energia più bassa
2) Principio di esclusione di Pauli: in un atomo non
possono esistere 2 elettroni con tutti e 4 i numeri
quantici uguali (a causa di ciò, un orbitale può essere
occupato solamente da due elettroni, che devono
avere spin opposto)
3) Regola di Hund o della massima molteplicità: quando
2 o più elettroni occupano un insieme di orbitali
degeneri, essi tendono ad occuparli singolarmente,
disponendosi con spin parallelo
Processo di Aufbau (costruzione): procedimento di
assegnazione degli elettroni nei vari orbitali atomici, per
risalire alla configurazione elettronica degli atomi
47
H ) Z = 1 n° e- = 1
1s1 è la configurazione elettronica dello stato fondamentale
dell’atomo di idrogeno
La casella (che può essere sostituita con un trattino)
rappresenta l’orbitale (1s), mentre la freccia indica l’elettrone.
Elettroni con spin opposto sono rappresentati da frecce aventi
direzione opposta
He ) Z = 2 n° e- = 2
a) orbitale a E più bassa (minima energia) 1s
b) 2 e- nell’orbitale 1s con spin opposto (principio di Pauli)
1 e-
nell’orbitale 1s
Configurazione elettronica dello stato fondamentale dell’atomo di He
48
Li ) Z = 3 n° e- = 3
La notazione [He] 2s1 ha lo scopo di mettere in evidenza la
configurazione elettronica dello strato (o guscio) esterno o di
valenza. Questa è fondamentale, perché da essa dipende la
reattività dell’atomo, dal momento che solo gli elettroni di
valenza sono coinvolti nella formazione dei legami
Be ) Z = 4 n° e- = 4
B ) Z = 5 n° e- = 5
2 e- con spin opposto
1 e-
configurazione
elettronica
1s2 2s1 oppure [He] 2s1
configurazione elettronica degli strati interni
configurazione elettronica dello strato (o guscio) esterno o di valenza
49
C ) Z = 6 n° e- = 6
N ) Z = 7 n° e- = 7
O ) Z = 8 n° e- = 8
F ) Z = 9 n° e- = 9
Ne ) Z = 10 n° e- = 10
50
TAVOLA PERIODICA DEGLI ELEMENTI
La reattività degli elementi dipende dalla loro configurazione
elettronica (esterna)
Gli elementi nella tavola periodica sono ordinati in ordine di Z
crescente
gruppo
periodo
n° e- Z
51
Gli elementi che appartengono alla stessa riga orizzontale
(detta periodo) sono caratterizzati dal progressivo
riempimento degli orbitali appartenenti allo stesso guscio
elettronico (caratterizzati dallo stesso numero quantico
principale n)
I periodo H e He gli e- occupano l’orbitale 1s
II periodo da Li a Ne gli e- occupano gli orbitali con n=2
III periodo da Na a Ar gli e- occupano gli orbitali con n=3
Gli elementi che appartengono alla stessa colonna (detta
gruppo) sono caratterizzati dalla stessa configurazione
elettronica del guscio di valenza, che si differenzia solamente
per il valore di n, che cresce dall’alto verso il basso. Essi
possiedono la stessa configurazione elettronica del guscio di
valenza, che si differenzia solamente per il valore di n, che
cresce dall’alto verso il basso
Gruppo I H 1s1 Gruppo VII
Li [He] 2s1 F [He] 2s2 2p5
Na [Ne] 3s1 Cl [Ne] 3s2 3p5
K [Ar] 4s1 Br [Ar] 3s2 3p5
Rb [Kr] 5s1 I [Kr] 5s2 5p5
Cs [Xe] 6s1 At [Xe] 6s2 6p5
52
Dal momento che la reattività degli elementi dipende dalla
configurazione elettronica del loro guscio di valenza, elementi
che appartengono allo stesso gruppo hanno proprietà
chimiche (reattività) simili
Il numero del gruppo corrisponde al numero di elettroni di
valenza (che occupano il guscio elettronico più esterno)
Gruppo I [X] ns1 1 e- di valenza
Gruppo III [X] ns2 np1 3 e- di valenza
Gruppo VII [X] ns2 np5 7 e- di valenza
Gli elementi sono raggruppati in blocchi, che si differenziano
in base all’orbitale occupato più esterno
53
PROPRIETÀ PERIODICHE
Sono proprietà atomiche che variano in modo periodico lungo
la tavola periodica, dal momento che sono legate alla
configurazione elettronica del guscio di valenza
1) Energia (o potenziale) di ionizzazione: energia necessari
per estrarre 1 elettrone da un atomo isolato allo stato
gassoso e portarlo a distanza infinita dal esso
A → A+ + 1e-
A+ → A2+ + 1e- I2, energia di II° ionizzazione
A(n-1)+ → An+ + 1e- In, energia di n-esima ionizzazione
I1 < I2 < I3 < …… < In
I1, energia di I° ionizzazione (viene
estratto l’e- che occupa l’orbitale più
esterno, il quale è legato più debolmente
al nucleo
Vengono estratti e- da
ioni positivi con carica
via via crescente
Vengono estratti e- da gusci
via via più interni, legati al
nucleo in modo
progressivamente crescente
54
L’Energia di Ionizzazione (a parità di e- estratto) cala
scendendo lungo un gruppo, perché l’e- estratto occupa
orbitali con n progressivamente crescenti e quindi staziona a
distanze dal nucleo progressivamente crescenti
Li → Li+ + 1e- e- proviene da 2s
Na → Na+ + 1e- e- proviene da 3s
K → K+ + 1e- e- proviene da 4s
Rb → Rb+ + 1e- e- proviene da 5s
In un periodo, l’Energia di I° Ionizzazione aumenta (anche se
in modo non continuo) andando da sinistra verso destra
L’andamento dipende dalla variazione della carica nucleare
efficace (Zeff), che corrisponde alla carica nucleare
effettivamente sentita da e-. Essa è data dalla carica nucleare
(effetto attrattivo), diminuita di una quantità pari all’effetto di
schermo esercitato dagli e- più interni (effetto repulsivo)
EI1 cala passando da Li a Rb
Li
Be
B
C
N
O
F
55
2) Affinità elettronica: variazione di energia dovuta
all’assunzione di un 1 elettrone da parte di un atomo
isolato allo stato gassoso, per formare uno ione
mononegativo
X(g) + 1e-→ X-
Se tale processo è:
� esotermico, cioè avviene liberando calore, EA < 0
� endotermico, cioè avviene assumendo calore EA > 0
In generale, l’Affinità Elettronica diventa più negativa (cioè
cresce) spostandosi da sinistra verso destra in un periodo (pur
con molte eccezioni), seguendo la variazione di Zeff
In generale, l’Affinità Elettronica diventa più positiva (cioè
cala) scendendo lungo un gruppo, in quanto l’elettrone va ad
occupare orbitali progressivamente più lontani dal nucleo. Le
variazioni sono però molto piccole e vi sono molte eccezioni
56
3) Raggio atomico
Dal momento che ΨΨΨΨ2 tende asintoticamente a 0 (ma non raggiunge tale valore) le dimensioni orbitaliche non possono essere definite con precisione
Non è quindi possibile definire esattamente il raggio atomico
di un atomo isolato
Il raggio atomico è ricavato dalle distanze interatomiche nei
composti
In un periodo, il raggio atomico diminuisce da sinistra verso
destra, a causa del progressivo aumento di Zeff
F F d = 1.28 Å
Raggio atomico di F = 1.28/2 = 0.64 Å
57
In un gruppo, il raggio atomico aumenta dall’alto verso il
basso, parallelamente al crescere del valore del numero
quantico principale n degli elettroni di valenza e quindi della
loro distanza dal nucleo
È importante ricordare che, a parità di elemento,
raggio atomico ≠≠≠≠ raggio ionico
raggio cationico < raggio atomico, perché vengono ceduti gli e-
più esterni, lontani dal nucleo e Zeff cresce
raggio anionico > raggio atomico, perché gli e- acquistati
vanno ad occupare gli orbitali più esterni, lontani dal nucleo e
Zeff diminuisce
58
METALLI E NON METALLI
Sulla base delle proprietà periodiche, gli elementi possono
essere suddivisi in
Metalli: - sono lucenti, malleabili, conduttori di elettricità e
calore
- hanno bassa Energia di Ionizzazione e quindi
formano facilmente ioni positivi
- hanno bassa Affinità Elettronica (EA >> 0) e
quindi formano difficilmente ioni negativi
Non Metalli: - hanno elevata Energia di Ionizzazione e quindi
formano difficilmente ioni positivi
- hanno elevata Affinità Elettronica (EA << 0) e
quindi formano facilmente ioni negativi
metalli: n° e- di valenza < n° orbitali esterni s e p
non metalli: n° e- di valenza > n° orbitali esterni s e p
59
Ricordando come variano l’energia di ionizzazione e l’affinità
elettronica nella Tavola Periodica
Gli elementi a sinistra della diagonale hanno proprietà
metalliche (compresi gli elementi di transizione, i lantanidi e
gli attinidi)
Gli elementi a destra della diagonale sono non metalli
Gli elementi a cavallo della diagonale (B, Si, Ge, As, Sb, Te,
Po, At) mostrano proprietà metalliche o non metalliche a
seconda delle condizioni e sono detti metalloidi.
60
Ricordando che
ne consegue che:
� il carattere metallico cresce scendendo lungo un gruppo
� in un periodo, il carattere metallico diminuisce andando da
sinistra verso destra
� i metalli più reattivi sono quelli dei gruppi IA e IIA (si
ionizzano più facilmente)
� i non metalli più reattivi si trovano in alto a destra nella
Tavola Periodica (formano facilmente anioni)
Pur appartenendo al Gruppo IA, l’idrogeno è un non metallo
Gli elementi del Gruppo 8A hanno Energie di Ionizzazione
elevatissime ed Affinità Elettronica molto bassa e quindi sono
estremamente poco reattivi. Tale caratteristica deriva dal fatto
che possiedono un guscio di valenza completo, avendo
configurazione elettronica ns2 np6. Tali elementi sono sono
detti gas nobili.
l’Energia di Ionizzazione
cresce da sinistra verso
destra in periodo e cala
scendendo lungo un gruppo
l’Affinità Elettronica cresce
da sinistra verso destra in
periodo e cala scendendo
lungo un gruppo
61
LEGAME CHIMICO
Con legame chimico indichiamo le interazioni fra gli atomi nei
composti chimici, le quali hanno un’influenza decisiva sulle
proprietà chimiche e fisiche
Due o più atomi si legano allo scopo di formare entità
chimiche (molecole, composti cristallini o polimerici), la cui
energia è inferiore rispetto a quella degli atomi isolati
Gli atomi si legano allo scopo di minimizzare la propria
energia elettronica, assumendo configurazioni elettroniche a
bassa energia
La limitatissima (nulla) reattività degli elementi del Gruppo
8A (gas nobili) è dovuta al fatto che questi hanno una
configurazione elettronica esterna ns2 np6 (guscio di valenza
completo), che è la più stabile possibile.
Nella formazione di un legame, gli elementi tendono a
raggiungere una configurazione elettronica con guscio di
valenza completo, cedendo od acquistando elettroni o
condividendo coppi elettroniche
NaCl
Na+ [Ne] 3s° / 2s2 2p6 3s° Cl- [Ne] 3s2 3p6
Formazione dei legami chimici
Evoluzione spontanea verso stati a minore energia