1

Chimica generale

Corsi di laurea in

- Tecnologie alimentari

- Viticoltura ed enologia

PARTE 1

2

Michèle Nègre DI.VA.P.R.A. Settore di chimica agrariaTel: 011 6708508michele.negre@unito.it

3

Chimica generale e analisi chimico-agrarie(8 CFU)AA. 2009-2010

Obbiettivi• Fornire gli strumenti chimici minimi richiesti nei corsi successivi, rispettando una sequenza logica e dando la possibilità di apprendere mediante ragionamento• Acquisire le capacità di:- Utilizzare in modo corretto la vetreria e la strumentazione di base del laboratorio- Eseguire le analisi di base del laboratorio chimico agrario- Analizzare in modo critico i risultati - Presentare i risultati

4

ProgrammaLezioni (56 h) • Struttura dell'atomo: • Sistema periodico degli elementi: • Legame chimico: • Simboli, formule, nomenclature.• Molecole, moli, reazioni chimiche• Stati di aggregazione della materia. • Soluzioni: preparazione, concentrazione, proprietà• Composti acidi, basici, soluzioni tamponi• Titolazioni: acido-base, ossido-riduzione, complessometria.• Solubilità dei composti.• Introduzione al laboratorio• Trattamento dei dati e presentazione dei risultati: • Calibrazione degli strumenti

5

Esercitazioni in laboratorio (24 h)• Preparazione di soluzioni a titolo noto (standard primari)• Preparazione di soluzioni di acidi e basi (concentrazione in peso, normalità, molarità)• Titolazioni acido-base: applicazione alla determinazione dell’acidità dell’aceto e del limone• pH-metro: principio e applicazione alla determinazione del pH di liquidi alimentari• Titolazione di ossido riduzione: applicazione alla determinazione della concentrazione di una soluzione di Fe (II).• Titolazione complessometrica: applicazione alla determinazione della durezza dell’acqua• Preparazione di standard analitici, calibrazione degli strumenti: applicazione alla determinazione della concentrazione di fosforo in soluzione acquosa con metodo colorimetrico

6

•Carmine Rubino, Italo Venzaghi, Renato CozziStechio & Lab Le basi dell'analisi chimica1-Stechiometria2-Principi e MetodologiaEd. Zanichelli

7/www.chemistryland.com

8

Prima parte

• Atomi, molecole, tavola periodica, legame chimico

9

L’atomo

10

• il n uc leo è c o s titu ito d a : - p ro to n i (p ) c a ric a ti p o s itiv a m e n te - n e u tro n i (n ) n o n ca r ica ti

• Il n u c le o è c irc on d a to d a :- e le tt ro n i (e -) c a ric a ti n e g a tiv am e n te

m as sa (g ) c a ric a (C )P ro to ne (p ) 1 .6 7 2 5 .1 0 -2 4 + 1 .1 6 0 2 2 .1 0 -19

N e u t ron e (n ) 1 .6 7 4 8 .1 0 -2 4 0E le ttro n e (e -) 9 .1 0 9 6 .1 0 -2 8 -1 .1 6 02 2 .1 0 -1 9

11

• Gli atomi sono elettricamente neutri per cui:

numero di protoni = numero di elettroni

• Numero atomico (Z) = numero di protoni = numero di elettroni

• Numero di massa (A) = numero di protoni + numero di neutroni

• La massa atomica è nell’intervallo 10-21 -10-24 g

• Unità di massa atomica = dalton 1 dalton = 1/12 della massa dell’atomo di carbonio 12C.

• Il 12C ha massa 12.00000 u

1 dalton = 1.6605. 10-24 g

1-2 Numero atomico- massa atomica

12

Atomo d’idrogeno: 1 protone, 1 elettronenumero atomico (Z) = 1 numero di massa (A) = 1

+ protone

nucleo

- elettrone

Nube elettronica

1-3-Rappresentazione semplificata di alcuni atomi

13

+ protoni

nucleo

- elettrone

+

n n neutroni

- elettrone

Atomo di elio: 2 protoni, 2 neutroni, 2 elettroninumero atomico (Z) = 2 numero di massa (A) = 4

14

15

Possono esistere atomi dello stesso elemento con lo stesso numero di protoni

e diverso numero di neutroni = isotopi

+ protone

nucleo

- elettrone

+ protone

nucleo

- elettrone

1

n

Idrogeno “comune” 1H1

1 elettrone1 protone

deuterio 2H = D1

1 elettrone1 protone1 neutrone

neutrone

1-4- Isotopi

idrogeno

16

+ protone

nucleo

- elettrone

nn

idrogeno

neutroni

tritio 3H = Trizio1

1 elettrone1 protone2 neutroni

17

Carbonio 12 e 13 (12C, 13C)

-6

+

n

6

6

+

n

6

7

-6

Carbonio 126 elettroni6 protoni6 neutroni

12C6

13C6

Carbonio 136 elettroni6 protoni7 neutroni

18

+

n

6

8

-6

Carbonio 14 (14C)

Carbonio 14 (radioattivo)6 elettroni6 protoni8 neutroni

14C6

19

1-5 Massa atomica media

• Quando un elemento ha due o più isotopi, si parla di massa atomica media.

• La massa atomica media dipende dalla massa di ogni isotopo e dalla sua abbondanza naturale relativa.

• Esempio: il carbonio naturale consiste principalmente di due isotopi,, 98.892 % in numero, di carbonio-12 e 1.108 % di carbonio-13.

1atomo di carbonio naturale pesa:

12x 98.892/100 + 13x 1.108/100 = 12.011 uma

1 atomo di carbonio pesa 12.011 uma

20

1-6- Mole e numero di Avogadro

21

Un campione macroscopico contiene una numero molto grande di atomi

L’unità usata dai chimici è la mole (mol). Una mole di atomo (grammo atomo) contiene N atomi.

N = 6.0223x1023 = numero di Avogadro

La massa espressa in g di una mole di atomo = la massa espressa in unità atomica di un atomo

1 atomo di 12C pesa 12,00 u →1 mole di C contiene N atomi di C e pesa 12,00 g 1 atomo di 1H pesa 1.00 u → 1 mole di H contiene N atomi di H e pesa 1,00 g

22

2- Gli ioni

Un atomo può perdere o acquistare elettroni, diventando così una specieelettricamente carica detta ione.

Un atomo che perde uno o più elettroni diventa carico positivamente,(catione).

Un atomo che acquista uno o più elettroni diventa carico negativamente,(anione).

Carica ionica = numero di protoni – numero di elettroni

Na+, Ca2+

Cl-,

23

3-1 Modelli di Rutherford (1909) e Bohr (1913) Modello di Rutherford: Il nucleo occupa il centro dell’atomo e porta una carica positiva Ze+

La neutralità elettrica è garantita da Z elettroni che ruotano attorno al nucleo secondo determinate traiettorie (orbite)

3-Modelli di struttura dell’atomo

Da Prof. A Credi

24

Bohr (1913) propone un modello simile ma più dettagliato

L’elettrone si muove in orbite (traiettorie) circolari attorno al nucleo secondo un moto descritto dalla fisica classica.

L’elettrone può occupare orbite privilegiate sulle quali non emette energia. Tali orbite corrispondono a dei livelli energetici dell’atomo.

Una variazione energetica dell’atomo corrisponde ad un “salto” dell’elettrone da una orbita ad un’altra

L’elettrone possiede solo una serie fissa di orbite permesse. Gli stati permessi per l’elettrone sono numerati con n = 1, 2, 3, 4, ….

Modello di Bohr ispirato dalla teoria dei quanti di Max Planck : energia luminosa può essere emessa o assorbita solo in quantità finite (quanto) o particelle di luce (fotoni)

25

26

• La differenza di energia fra due livelli corrisponde all’emissione o all’assorbimento di un quanto o fotone in accordo con l’equazione di Plank:

ΔE = hν = hc/λh = 6.6262 x 10-34 J.s

• Finché un elettrone resta in una data orbita la sua energia resta constante e non si ha emissione di energia

• Energia dell’elettrone nelle orbite permesse: E = E0/n2

27

4- Meccanica quantistica4-1Principi generali

• Il modello di Bohr, basato sulla meccanica classica, non descrive in modo soddisfacente atomi multielettronici e non permette di spiegare la formazione dei legami chimici.

• Louis de Broglie (1924) propone una nuova teoria: ogni particella in movimento si comporta come un onda, come la radiazione luminosa. La lunghezza d’onda dell’onda di materia è data da: λ = h/mv h costante di Planck mv momento della particella

• La meccanica ondulatoria introduce la nozione di probabilità di presenza invece di localizzazione.

28

• Il concetto di onda associata ad un elettrone non permette di assegnare a questa particella una posizione esattamente determinata nello spazio.

• Il principio di indeterminazione di Heisenberg (1927) stabilisce che la contemporanea conoscenza del momento e della posizione di una particella comporta una certa indeterminazione di queste grandezze.

• Non si può assegnare agli elettroni un orbita definita, ma si può calcolare la probabilità di trovare un elettrone in un certo punto dell’atomo (metodo di calcolo sul quale si fonda la meccanica ondulatoria).

29

Equazione di Schrödinger è una funzione d’onda che permette di calcolare la posizione di un determinato elettrone lungo le tre coordinate, rispetto al nucleo posto all’origine.

30

L’orbitale rappresenta uno spazio al di fuori del quale la probabilità di trovare l’elettrone è trascurabile

Le funzioni d’onda dell’equazione di Schrödinger sono caratterizzate da tre parametri chiamati numeri quantici

4-2 L’orbitale

31

4-2 I numeri quanticiI numeri quantici descrivono stati energetici permessi di un elettrone

• Il numero quantico principale = n

n determina l’energia dell’ elettrone

n è sempre intero e positivo (1, 2, 3,..∞).

più alto è il valore di n, maggiore è l’energia dell’elettrone e maggiore è la sua distanza dal nucleo.

n → livello energetico principale

32

l = 0 → orbitale s (sferica)

l = 1 → orbitale p (a 8)

l = 2 → orbitale d (forma + complessa)

l = 3 → orbitale f (forma + complessa)

• Numero quantico secondario o azimutale = ldetermina la forma geometrica della nuvola elettronica

l è sempre intero, varia da 0 a (n -1) z

y

x

z

x

y

33

• Numero quantico magnetico = m • determina l’orientazione degli orbitali l’uno rispetto all’altro.

z

x

y

z

x

y

z

x

y

•sempre intero, varia da – l a + l,

l= 0 → m = 0

l = 1 → m = -1, 0, +1

l = 2 → m = -2, -1, 0, +1, +2

34

orbitale s

x

z

y

x

l =0m=0

35

• Orbitali p l = 1m= 0, -1, +1

z

x

y

z

x

y

z

x

y

l= 1 → m = -1, 0, +1

36

l= 2 → m = -2, -1, 0, +1, +2 5 tipi di orbitali d

37http://rosa.physik.tu-berlin.de/ dschm/lect/schrdlek/q-zahlen.html

38

Riassunton l m nome orbitale1 0 0 1s

5 0 0 2s1 -1

0 2p+1

3 0 0 3s1 -1

0 3p+1

2 -2-10 3d+1+2

39

Numero di spin

• L’elettrone ruota attorno al proprio asse.• Esistono due possibilità: senso orario (+½, ), senso antiorario (-

½, ).

• In ogni orbitale possono stare 2 elettroni a spin opposto.

40

4-3 Configurazione elettronica• E’ l’indicazione di come gli elettroni di un dato atomo sono

distribuiti nei vari orbitali.

• L’ordine con cui gli elettroni occupano gli orbitali è tale da minimizzare l’energia dell’atomo.

• Principio di esclusione di Pauli:In un atomo, non possono esistere due elettroni aventi tutti i quattro i numeri quantici uguali.

• Regola di Hund: Quando sono disponibili orbitali di identica energia, gli elettroni inizialmente occupano questi orbitali singolarmente

41

Diagramma orbitalico

H (1 elettrone) 1s1

He (2 elettroni) 1s2

Li (3 elettroni) 1s2, 2s1

Be (4 elettroni) 1s2, 2s2

B (5 elettroni)1s2, 2s2, 2p1

C (6 elettroni) 1s2, 2s2, 2p2

N (7 elettroni) 1s2, 2s2, 2p3

Ne (10 elettroni) 1s2, 2s2, 2p6

42

1s2, 2s2, 2p6, 3s2,3p6Ar (18 elettroni)

Kr (36 elettroni) 1s2, 2s2, 2p6, 3s2,3p6, 3d10,4s2,4p6