Chimica generale ed inorganica

• Docente: Eugenio Garribba

• Esame: 10 CFU lezioni frontali (80 ore)

• Modalità d’esame: due-tre prove in itinere; voto determinato dalla

media delle prove in itinere e da un breve esame orale

• Esami: 3 e 19 febbraio, 15 giugno e 3 luglio, 11 e 25 settembre (ore

9.00)

Programma

CHIMICA GENERALE

Struttura dell'atomo. La teoria quantistica. L'atomo di idrogeno e gli orbitali atomici.

Gli atomi polielettronici. Tavola periodica e proprietà periodiche degli elementi, Il

legame covalente, La geometria delle molecole, Il legame ionico, Il legame

metallico, Le forze di Van der Waals, Il legame a idrogeno.

Gli orbitali molecolari. Solidi, liquidi e gas. Elettrochimica elementare.

STECHIOMETRIA

Atomi e molecole, massa atomica e molecolare. Equazioni chimiche, metodi di

bilanciamento. Reazioni ponderali tra reagenti e prodotti. Sistemi gassosi.

Soluzioni. Concentrazioni e diluizioni. Proprietà colligative. Equilibrio chimico.

Spostamento dell'equilibrio e principio di Le Chatelier. Acidi e basi forti e deboli. pH.

Equilibri di idrolisi. Soluzioni tampone. Titolazioni acido-base. Equilibri di solubilità.

Testi e materiale consigliati

Petrucci, Herring, Madura, Bissonnette: “Chimica generale”, 10a ed.; Piccin.

Atkins, Jones, Leverman: “Fondamenti di chimica generale”; Zanichelli.

Kotz, Treichel, Townsend: “Chimica”; Edises.

Michelin Lausarot, Vaglio: “Fondamenti di stechiometria”; Piccin.

Freni, Sacco: “Stechiometria”; Edises.

Giomini, Balestrieri, Giustini: “Stechiometria”; Edises.

Materiale didattico utilizzato per le lezioni.

https://edcf.uniss.it/course/view.php?id=155

FIGURA 2-16 Tavola periodica degli elementi

Simboli e nomi degli atomi (H, He, N, O, P, Cu, Hg)

Le “parole” della chimica

LINGUAGGIO CHIMICA

• È MATERIA tutto quello che è dotato di MASSA e di

ENERGIA

• Oggetto della chimica è lo studio della MATERIA e delle

sue TRASFORMAZIONI

Che cosa è la chimica?

La chimica è una

SCIENZA SPERIMENTALE

Una teoria (legge) scientifica è un’affermazione

universale, che intende riferirsi a infiniti casi particolari

Per la sua definizione, una legge scientifica si riferisce a elementi che sono empiricamente

verificabili

Popper sostiene che il criterio di scientificità risiede nella falsicabilità delle teorie

“Il criterio dello stato scientifico di una teoria è la sua falsificabilità, confutabilità, o controllabilità.”

“Una teoria si dirà tanto meglio corroborata, quanto più severi sono i controlli che essa ha superato.”

“Non abbiamo alcun motivo per ritenere una nuova teoria migliore di un’antica....fino a che non abbiamo

derivato dalla nuova teoria nuove previsioni, che non potevano ottenersi dalla vecchia.”

“È sempre difficile interpretare le teorie più recenti, le quali lasciano talora perplessi i loro stessi ideatori.”

K. Popper

“I concetti della fisica sono libere creazioni della mente umana e non sono, per quanto

possa sembrare, unicamente determinati dal mondo esterno. Nel nostro tentativo di

comprendere la realtà noi assomigliamo a uno che cerchi di capire il meccanismo di un

orologio chiuso. Egli vede il quadrante e le lancette, può anche sentire il tic-tac, ma non ha

alcuna possibilità di aprirlo. Se è una persona ingegnosa può in qualche modo raffigurarsi il

meccanismo responsabile dei fenomeni che osserva, ma non potrà mai essere sicuro che

la sua ipotesi sia l’unica a poter spiegare le osservazioni. Non riuscirà mai a paragonare la

sua immagine mentale con il meccanismo reale e non può neppure immaginare la

possibilità del significato di un tale confronto”

A. Einstein

“Creare una nuove teoria non è come distruggere una vecchia baracca ed erigere al suo

posto un grattacielo. È piuttosto come scalare una montagna, guadagnando panorami

sempre nuovi e sempre più vasti, scoprendo insospettate connessioni fra il nostro punto di

vista iniziale e la sua ricca ambientazione. Ma il punto da cui siamo partiti esiste ancora e lo

possiamo vedere, sebbene ci appaia più piccolo e non costituisca che una piccola porzione

della più ampia vista che abbiamo conquistato attraverso il superamento degli ostacoli

incontrati nel nostro avventuroso viaggio”

A. Einstein

"È la teoria a decidere che cosa possiamo osservare”

A. Einstein

“Ciò che osserviamo non è la natura stessa, ma la natura sottoposta al nostro metodo di

indagine”

W. Heisenberg

“La cosa più incomprensibile del mondo è che esso sia comprensibile”

A. Einstein

“Non sono ancora riuscito a dedurre dai fenomeni la ragione di queste proprietà della

gravità, e non invento ipotesi. Qualunque cosa, infatti, non deducibile dai fenomeni va

chiamati ipotesi; e nella filosofia sperimentale non trovano posto le ipotesi metafisiche. In

questa filosofia le proposizioni vengono dedotte dai fenomeni e sono rese generali per

induzione. In tal modo divennero note l’impenetrabilità, la mobilità e l’impulso dei corpi, le

leggi del moto e la gravità. Ed è sufficiente che la gravità esista di fatto, agisca secondo le

leggi da noi esposte, e spieghi tutti i movimenti dei corpi celesti e del nostro mare”

I.Newton

“Non so come posso apparire al mondo, ma a me sembra di essere stato soltanto come un

ragazzo che gioca sulla riva del mare, divertendomi nel trovare di tanto in tanto un ciottolo

più liscio o una conchiglia più bella del solito, mentre il grande mare della conoscenza

giaceva sconosciuto davanti a me”

I. Newton

Legge di Lavoisier (o della conservazione della massa):

“In una reazione chimica la massa totale si conserva”

• La somma delle masse dei

reagenti è uguale alla somma

delle masse dei prodotti

2 Hg + O2 2 HgO

2.201 g 0.183 g 2.385 g

Joseph-Louis Proust (1754-1826)

Legge di Proust (o delle proporzioni

definite o della composizione

costante, 1799):

“Un composto chimico è formato da

elementi sempre nella stessa

proporzione in peso, indipendentemente

da come sia stato sintetizzato”

“… un composto è un prodotto privilegiato al quale

la natura ha dato una composizione costante”.

Il rapporto tra le masse degli elementi che costituisco un

dato composto è costante

Un composto segue la legge delle proporzioni definite e differisce da

una miscela (o miscuglio), in cui il rapporto tra gli elementi può

assumere qualsiasi valore

John Dalton (1766-1844)

Legge di Dalton (o delle proporzioni

multiple):

“Se due elementi formano più di un

composto, le masse di un elemento

combinate con una massa fissa del primo

stanno tra loro come numeri interi piccoli”

C (1 g) + O (1.33 g) ?

C (1 g) + O (2.66 g) ?

• Dalton spiegò i dati, ipotizzando che la prima

molecola fosse formata da 1 atomo di carbonio e 1 di

ossigeno (CO) e la seconda da 1 atomo di carbonio

e 2 di ossigeno (CO2)

• Il risultato poteva essere spiegato ipotizzando che gli

atomi di ossigeno pesano 4/3 di più di quelli di

carbonio

Con poco ossigeno si forma il

monossido CO

Con molto ossigeno si forma il

diossido CO2

C

1 g O2

1.33 g

O2 2.66 g

CO

2.33 g

CO2 3.66 g

C

1 g

Le quantità di ossigeno che si

combinano con 1 g di carbonio per

formare il monossido e il diossido

stanno tra loro in rapporto 1:2

Classificazione della materia

• Una MOLECOLA è una sostanza formata da due o più atomi (O2, H2O,

emoglobina, glucosio)

• Gli ELEMENTI possono essere di natura atomica (He, Ne, Fe, Cu, Au, Hg) o

molecolare (H2, N2, O2, P4, S8, C60)

FIGURA 1-3 Classificazione schematica della materia

Gli elementi molecolari e i loro

stati fisici a temperatura ambiente

ELEMENTI, MOLECOLE E COMPOSTI

• Sono ELEMENTI le sostanze non decomponibili in altre sostanze

(oro, ferro, ossigeno, idrogeno): contengono un solo tipo di atomi

• Gli elementi possono esistere in forma atomica ATOMICA (Au,

Fe, Hg, Ar) o MOLECOLARE (H2, N2, O2, Cl2, P4, S8, C60)

• Una MOLECOLA è una sostanza formata da due o più atomi

(O2, H2O, emoglobina, glucosio)

• Sono COMPOSTI le sostanze decomponibili in altre sostanze

(CaCO3 CaO + CO2 oppure H2O2 H2O + ½O2): sono

formati da diversi tipi di atomi

ELEMENTI, MOLECOLE E COMPOSTI

O2

S8

P4 C60

MISCELE

• Le MISCELE sono combinazioni di due o più sostanze pure

• La composizione è variabile da campione a campione

• I componenti mantengono le rispettive proprietà

• Si possono separare con mezzi fisici (ad esempio, filtrazione,

cristallizzazione, distillazione)

Le miscele possono essere OMOGENEE: aria, acqua di mare, leghe

ETEROGENEE: schiume (gas in un liquido), emulsioni (liquido in un

liquido), sospensioni (solido in un liquido), nebbie (liquido in un gas),

fumi (solido in un gas)

È omogeneo o eterogeneo?

Esercizi

• Per i seguenti esempi, dire se si tratta di sostanze o miscele e, nel caso in cui si

tratti di miscele, se esse siano omogenee e eterogenee:

Aria

Cucchiaio placcato in argento

Ghiaccio

Inchiostro

Acqua distillata

Ottone

Esercizi

• Per le seguenti sostanze, dire se si tratta di composti o elementi e di atomi o

molecole

He

NaHCO3

NH3

N2

Au

CH3COOH

O2

L’elettrone pesa 1836

volte meno del protone!!

Diametro del nucleo: 10–15 m

Diametro dell’atomo: 10–9-10–10 m

The nuclear atom

Rutherford (Premio Nobel per

la Chimica nel 1908) scopre il

protone nel 1919

Chadwick (Premio Nobel

per la Fisica nel 1935)

scopre il neutrone nel 1932

Thomson (Premio Nobel per

la Fisica nel 1907) scopre

l’elettrone nel 1897

• In un atomo neutro il numero dei protoni è uguale al numero degli elettroni

• Il numero atomico (Z) è uguale al numero dei protoni presenti nel nucleo

• Il numero di massa (A) è uguale alla somma del numero dei protoni e dei neutroni

• Il numero di neutroni (N) è uguale a A Z

• Due o più atomi con lo stesso numero atomico ma differente numero di massa si

dicono isotopi

Z

protoni+neutroni (numero di massa)

protoni (numero atomico)simbolo dell'elemento

6

12

6

13

XA

C C

Quali dei seguenti atomi rappresenta un atomo di Na?

E uno ione Ca2+?

E uno ione F?

Esercizio

• Un atomo che ha perso o acquistato un elettrone viene detto ione ed ha una

carica elettrica

• Quando un atomo si trasforma in uno ione il numero dei protoni resta

costante, mentre diminuisce (ione positivo o catione) o aumenta (ione

negativo o anione) quello degli elettroni

Cl-

17Ione positivo (catione) Ione negativo (anione)

Na+

11

23 35

Nome Simbolo n° protoni n° elettroni n° neutroni Numero di massa

Sodio 23Na 11 11 12 23

Silicio 14

37 85

40K

Atomo neutro 33 42

20Ne2+

80

126

Completare la tabella [suggerimento: non tutte le righe possono essere

completate].

Esercizio

• La percentuale presente in natura dei diversi isotopi di un atomo si dice

abbondanza percentuale naturale e si determina con uno strumento chiamato

spettrometro di massa

C = 98.89%6

12C = 1.11%

6

13C < 10

–12%

6

14

Approfondimento

• Il 14C si trasforma per decadimento radioattivo di tipo beta in 14N, con un tempo di

dimezzamento medio di 5730 anni

• Il 14C tenderebbe a scomparire, se non venisse continuamente reintegrato negli strati alti

dell’atmosfera per la reazione degli atomi di 14N (azoto-14) con i neutroni dei raggi cosmici

• Questo processo mantiene costante la concentrazione di 14C nell'atmosfera, dove è

presente principalmente sotto forma di anidride carbonica

• Tutti gli organismi viventi scambiano continuamente carbonio con l'atmosfera attraverso

processi di respirazione (animali) o fotosintesi (vegetali), oppure lo assimilano nutrendosi di

altri esseri viventi o sostanze organiche.

• Pertanto, finché un organismo è vivo, la sua concentrazione di 14C si mantiene costante e

uguale a quella che si riscontra nell'atmosfera

• Dopo la morte questi processi terminano e l'organismo non scambia più carbonio con

l'esterno, quindi per effetto del decadimento la concentrazione di 14C diminuisce in modo

regolare e permette la sua datazione

14 14 –

6 7C N + e + νe

Approfondimento • Nello spettrometro di massa un atomo viene trasformato attraverso collisioni con un gas o

con degli elettroni in ioni positivi (per esempio, Hg diventa Hg+)

• Attraverso dei campi elettrici e magnetici gli ioni vengono separati e indirizzati su un

rivelatore (per es., una lastra fotografica)

• La triettoria degli ioni più leggeri (quelli con numero di massa inferiore) viene incurvata più

di quella degli ioni più pesanti (con numero di massa superiore)

• In questo modo è possibile stabilire quali isotopi naturali esistano e, dall’intensità relativa

sulla lastra, che dipende dal numero degli ioni Hg+ che la colpiscono, qual è la loro

abbondanza relativa

196Hg (0.146%) 198Hg (10.02%) 199Hg (16.84%) 200Hg (23.13%) 201Hg (13.22%) 202Hg (29.80%) 204Hg (6.85%)

• Non è possibile determinare la massa di un singolo atomo semplicemente

sommando la massa delle sue particelle fondamentali

• La scala delle masse atomiche è una scala di masse atomiche relative (o pesi

atomici relativi)

• All’isotopo di carbonio con numero di massa 12 (12C) è stata assegnata per

convenzione la massa atomica 12.0000

• L’unità di massa atomica (u.m.a. o u o Dalton) è esattamente 1/12 della massa

dell’isotopo di carbonio 12C

C = 98.89%6

12C = 1.11%

6

13

C = 12.0000 u6

12C = 13.0034 u

6

13

Massa atomica (media) del carbonio naturale =

(98.89/100) × 12.0000 u + (1.11/100) × 13.0034 u = 12.011 u

Particella o nuclide Massa (u)

e (elettrone) 0.0005486

n (neutrone) 1.00866

p (protone) 1.00728

Alla massa di un atomo contribuiscono essenzialmente i protoni

e i neutroni!

Approfondimento

Nella formazione dei nuclei vi è un difetto di massa, cioè la massa sperimentale è

inferiore rispetto alla somma delle masse di protoni e neutroni

La massa perduta (m) è proporzionale all’energia liberata (E) secondo l’equazione

E = mc2

Per esempio, la massa del nucleo di He

è inferiore di 0.03035 u rispetto alla

somma delle masse di due protoni e

due neutroni

L’energia equivalente a tale massa

secondo la reazione di Einstein, E =

mc2, è quella che tiene assieme le

particelle del nucleo (energia di legame

nucleare)

Esercizi

• I due isotopi naturali del litio, 6Li e 7Li, hanno masse di 6.01512 u e 7.01600 u.

Quale di questi due isotopi è il più abbondante?

• I due isotopi naturali del boro, 10B e 11B, hanno masse di 10.0129370 u e

11.0093054 u. Quale di questi due isotopi è il più abbondante?

• Le masse e le abbondanze naturali dei tre isotopi del silicio sono: 28Si

(27.976926 u, 92.22%); 29Si (28.976495 u, 4.69%); 30Si (29.973377 u, 3.09%).

Calcolare la massa atomica media del silicio.

• Il bromo ha due isotopi naturali. Il 79Br ha massa pari a 78.9183 u e abbondanza

naturale dello 50.69%. Qual è la massa e l’abbondanza naturale dell’altro

isotopo, il 81Br?

• Determinare la massa molecolare (in u) dell’anidride solforosa (SO3), del

glucosio (C6H12O6) e del carbonato di sodio (Na2CO3)

Esercizio