CHIMICA GENERALE ORGANICA ED INORGANICA

Testi consigliati:•Chimica e Propedeutica Biochimica - A. Fiecchi, M. Galli Kienle e A. Scala - Edi-Ermes, Milano•Chimica Generale ed Inorganica - G. Ponticelli e G. Usai - Piccin Padova•Principi Di Chimica Generale E Organica – E. Santaniello, M. Alberghina, M. Coletta, S. Marini, Piccin Padova.•Chimica base per le scienze della vita - A. Anastasia, Delfino Editore, Roma.

Prof. Adolfo Amici

Corso di Laurea Tecnico della Prevenzione nell’Ambiente e nei Luoghi di Lavoro – TPALLA.A. 2013/2014 - I anno – I semestreCorso di CHIMICA GENERALE ORGANICA ED INORGANICA(C.I. Scienze Propedeutiche)Prof. Adolfo Amici

Programma in forma breve:Atomo, isotopi, radioattività, cenni su teorie atomiche, orbitali , metodo Aufbau. Tavola periodica. Legami covalente e ionico. Doppi e tripli legami. Strutture di Lewis. Orbitali ibridi. Cenni su orbitali molecolari. Legami intermolecolari. Stati della materia. Soluzioni.. Equilibrio chimico. Termochimica, cinetica chimica, cenni di elettrochimica. Acidi e basi. Nomenclatura composti. Idrolisi. Soluzioni tampone. Titolazioni. Prodotto di solubilità. Generalità sulla chimica organica. Principali gruppi funzionali dei composti organici. Alcani, alcheni, alchini e loro principali reazioni. Cicloalcani. Cenni su idrocarburi aromatici, aldeidi, chetoni, acidi carbossilici e derivati. Isomerie dei composti organici. Definizioni reagenti elettrofili, nucleofili, radicali. Tipi di reazioni organiche, sostituzioni nucleofile ed elettrofile, eliminazioni, addizioni. Meccanismi delle principali reazioni dei gruppi funzionali organici.Esercizi di stechiometria riguardanti le soluzioni (unità di concentrazione, diluizione, ecc.) e il pH (acidi forti e deboli, idrolisi, tamponi).

Stati della materia:

gassoso liquido

solido

ebollizione

condensazione

fusione

solidificazione

brinamento

sublimazione

Unità di misuradelle proprietà fisiche

• Lunghezza l metro m

• Massa m chilogrammo kg

• Tempo t secondo s

• Temperatura T kelvin K

• Quant. Sost. n mole mol

• Corrente el. I ampere A

• Int. Lum. I candela cd

Grandezza Simb.grand.

UnitàSI

Simb. Unitàdi misura

* Ricordare anche i prefissi alle unità di misura

Unità di misura derivate

• Forza newton N m kg sec-2

• Pressione pascal Pa Nm-2

• Energia joule J Nm• Carica elettricacoulomb C As• Temp. celsius gradi celsius °C K• Area metro quadro m2

• Volume metro cubo m3

• Densità massa volumica kgm-3

Grandezzafisica

Nomeunità

simbolo Unità dimensionali

Unità di misura intensive ed estensive

Multipli - prefissi e suffissi

10-1 deci d 10 deca da10-2 centi c 102 ecto h10-3 milli m 103 chilo k10-6 micro µ 106 mega M10-9 nano n 109 giga G10-12 pico p 1012 tera T10-15 femto f 1015 peta P10-18 atto a 1018 exa E10-21 zepto z 1021 zetta Z10-24 yocto y 1024 yotta Y

prefisso simbolo prefisso simbolo

Cifre significative dei dati e precisione

4,5674 + 4,597 + 4,56 =-------------13,72

2,32 x 1,343 ------------------- = 9,2 0,34

0,000567 0,000003

104.000 56.000.000

104.727 55.897.324

5,3478 ± 0,0065 cm

K = C + 273,15°C

MATERIA - CLASSIFICAZIONE

Sostanze pure

Misceleomogenee

Materia

composti elementi(atomi)

Misceleeterogenee

Atomi - struttura

particella simbolo carica (coulomb, relativa) Massa• Protone p+ 1,6022 10-19 +1 1,67252 10-27 kg• Neutrone n0 0 0 1,67495 10-27 kg • Elettrone e- 1,6022 10-19 -1 9,10953 10-31 kg

• Atomo H 0,0000 0 1,6752 10-27 kg• “ U 0,0000 0 3,94987 10-25 kg

raggio di un atomo circa 10-10m

raggio di una particella circa 10-14m

NUCLIDI - ISOTOPI

Gli atomi caratterizzati da numero atomico e numero di massa sono detti NUCLIDI

XA

Z

Numero di massa

Numero atomicoH

1

1C

12

6N

14

7O

18

8

H1

C

12

N

14

O

18

H1

H

2

H

3

ISOTOPI

prozio deuterio trizio

H D T

C12

C

13

C

14

Ioni Acquisto o perdita di elettroni:

-catione quando ha carica positiva, ha cioè perso uno o più eletroni periferici.

-anione quando ha carica negativa, ha cioè acquistato elettroni periferici.

Na+ Cl- Fe++ Fe2+ Cr3+ SO42- S2 -

Sodio cloruro ferro cromo solfato solfuro

PESO ATOMICO e MOLE

La massa dell’atomo per gli elementi noti è compresa tra 1,673 x 10-24 g e circa 4,3 x 10 -22 g

Le bilance arrivano a 10-6 g

Possiamo stabilire i rapporti tra gli atomi e quindi un peso atomico relativo.

Nell’acqua sono presenti 11,19g di idrogeno e 88,81g di ossigeno per 100g di acqua pura.

Quindi, siccome gli idrogeni sono due si ha che ciascuno contribuisce per 5,595g e che li rapporto tra i due elementi è di 15,873.

L’ossigeno pesa 15,873 volte l’idrogeno, si dice che il suo Peso Atomico vale: PA = 15,873.

I pesi atomici, o meglio masse atomica relative, sono attualmente riferite all’isotopo 12C al quale è assegnato arbitrariamente il valore di 12,000.

L’unità di massa atomica è la quantità di materia pari a 1/12 della massa del 12C, si indica come a.m.u. (atomic mass unit) o Dalton

La massa assoluta del 12C è pari a 1,99 x 10-23g, quindi una a.m.u. vale 0,166 x 10-23g

PESO ATOMICO e MOLE

Il peso molecolare è dato dalla somma dei pesi atomici, per es.l’acqua, composta da due idrogeni ed un ossigeno, H2O , ha PM (peso molecolare):

2 x 1,0079 + 15,99994 = 18,0157

Se considero una quantità di elemento o composto pari al peso molecolare espresso in grammi avremo una mole di sostanza.

Quante a.m.u. ci sono in 1g si sostanza?

1

------------ = 6,02 x 10 23 una mole di particelle.

0,166 x 10 -23

La massa di una mole di atomi o di molecole è numericamente uguale al peso atomico o molecolare, rispettivamente.

Esperimento di Rutherford

13.214

Esperimento di Millikan e la carica dell’elettrone

Gocce di olio

Gocce di oliocariche

Radiazione ionizzante

illuminazione

Elettrodo metallico (-)

Cannocchialemicroscopio

atomizzatore

ElettrodoMetallico (+)

La radiazione elettromagnetica

c =

c = 3 108 m sec-1

Distanza Tempo

0 0

amp

iezz

a

max

min

| |1 s

=2

Spettro della radiazione elettromagnetica

radio televisione radar microonde infrarosso visibile ultravioletto raggi x raggi

1·104 1·107 1·108 1·109 1·1012 4·1014 8·1014 1·1016 1·1019 1·1024

1012 1010 109 107 104 500 102 10-1 10-5

frequenze(cicli/sec)

lunghezze(nm)

tipo di onde

ross

o

aran

cio

gia

llo

verd

e

blu

vio

lett

o

~ 760 nm ~ 380nm

Spettro della radiazione elettromagnetica

Rifrazione della luce bianca

Lunghezze d’onda delle bande dei colori

Luce visibile min max min max

nm 10-14 sec-1

violetto 400 424 7.08 7.50

indaco e blu 424 491 6.11 7.08

verde 491 575 5.22 6.11

giallo 575 585 5.13 5.22

arancio 585 647 4.64 5.13

rosso 647 700 4.28 4.64

Spettri di emissione discontinui degli ioni di metalli

Spettri di emissione discontinui degli ioni di metalli

Principali righe di emissione dell’idrogeno

L’effetto fotoelettrico dimostra l’esistenza dei fotoni

E = h

In meccanica quantistica l’energia fluisce in quanti

Gli elettroni sono organizzati in orbitali atomici

Il più semplice è di forma sferica dettata dalle equazioni di Schroedinger per la

distribuzione di probabilità

Atomo quantistico

• Natura dell’elettrone - onda/particella

• Principio di indeterminazione (x p>h/2)

• Distribuzione della densità elettronica

• Numeri quantici - principale, secondario, magnetico, di spin.

Numeri quanticidefiniscono l’energia dell’elettrone

•Principale, n, 1,2,3,...,

•Secondario, l, 0,1,...,n-1

•Magnetico, m, interi da -l a +l, 0 compreso

•Spin, +½, -½

Forme degliorbitali in funzione dei numeri quantici degli elettroni

l = 0

l = 1

l = 2

m = -1,0,1

m = -2,-1,0,1,2

m = 0

n = 1 n = 2 n = 3

Orbitali 1s e 2s

1s

2s

Orbitali 2p

2px

2px 2py 2pz

2px2px

Orbitali 3d

3dyz

3dz2

3dxz3dxy

3dy2-x2

Livelli energetici degli orbitali e il loro riempimento

Livelli energetici e righe di emissione dell’atomo di idrogeno

Gli elettroni si posizionano a coppie, con spin opposti, negli orbitali a più bassa energia

Due elettroni non possono avere i quattro numeri quantici uguali

Periodicità di proprietà degli elementi

Valori di affinità elettronica i kJmol-1

H 384 K 48

He <0 Ca 2,37

Li 60 Ba 13,95

Be <0 Br 324,5

C 122 Xe <0

Mg <0 I 295

O 142 Cl 349

F 328 Ar <0

Ne <0

Periodicità di proprietà degli elementienergia di prima ionizzazione

Legame chimico ionico

+

+

+

+

+

+

+

+

+

+

+

+

+

+

--

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

--

-

Cristallo di NaCl

Na+

Cl-

Il legame covalente e la formazione di molecole

Il legame covalente tra orbitali a diversa geometria:

Legami e

Formule rappresentate secondo i simboli di Lewis

N O F Ne

Cl ClCl Cl+ =

H Cl H O

H

···· ··

····O S O······

······ ··

··

··O S O·· ····

··

+ -- +

Risonanza nella distribuzione degli elettroni

Anidrite solforosa

·· ··

··

··O C O

O

······

·· ··

··

·· ··

-

-

O C O

O

····

··

···· ·· ··

····

··

····-

-

O C O

O

····

··

······ ··

··········- -

Ione carbonato

Ibridazione sp3 e la configurazione tetraedrica delle molecole

109°

105° 107°

ossigeno

carbonio

azotoacqua

ammoniaca

metano

Ibridazione sp2 e la configurazione planare

BF3

120°

Ibridazione sp e la configurazione lineare

BeCl2

Il legame metallico

Orbitali molecolari che coinvolgono tutto il volume del cristallo metallico

Cl

Polarizzazione dei legami covalentiL’elettronegatività

Forze interattive tra le molecole

Np-

1,3

U

1,7

Pa

1,5

Th

1,3

Ac-

1,1

Ra

0,9

Fr

0,7

Rn

=

At

2,2

Po

2,0

Bi

1,9

Pb

1,8

Tl

1,8

Hg

1,9

Au

2,4

Pt

2,2

Ir

2,2

Os

2,2

Re

1,7

W

1,7

Ta

1,5

Hf

1,3

La-

1,1

Ba

0,9

Cs

0,7

Xe

=

I

2,5

Te

2,1

Sb

1,9

Sn

1,8

In

1,7

Cd

1,7

Ag

1,9

Pd

2,2

Rh

2,2

Ru

2,2

Tc

1,9

Mo

1,8

Nb

1,6

Zr

1,4

Y

1,2

Sr

1,0

Rb

0,8

Kr

=

Br

2,8

Se

2,4

As

2,0

Ge

1,8

Ga

1,6

Zn

1,6

Cu

1,9

Ni

1,8

Co

1,8

Fe

1,8

Mn

1,5

Cr

1,6

V

1,6

Ti

1,5

Sc

1,3

Ca

1,0

K

0,8

Ar

=

Cl

3,0

S

2,5

P

2,1

Si

1,8

Al

1,5

Mg

1,2

Na

0,9

Ne

=

F

4,0

O

3,5

N

3,0

C

2,5

B

2,0

Be

1,5

Li

1,0

He

=

H

2,1

Elettronegatività degli elementi secondo PaulingElettronegatività degli elementi secondo Pauling

Forze interattive tra le molecoleForze di van der Waals

Dipoli istantaneiNon direzionali

2-20kJ mole-1

tipo di legame

distanza (pm)

energia (kJ mol-1)

H-H 74 435

C-C singolo 154 347

C-C doppio 135 522

C-C triplo 121 961

N-N singolo 147 159

N-N doppio 124 350

N-N triplo 110 940

F-F 144 155

Cl-Cl 199 242

Br-Br 228 192

I-I 267 150

H-F 92 564

H-I 161 297

O-H (in H2O) 96 469

N-H (in NH3) 101 389

C-H (in CH4) 109 414

Energia / lunghezza (di legame)

0

200

400

600

800

1000

1200

0 50 100 150 200 250 300

Lunghezza (pm)

En

erg

ia (

kJ/m

ole

)

Interazioni tra molecole attraverso dipoli indotti

Interazioni attraverso il legame idrogeno

I legami idrogeno si formano solo se i componenti sono posizionati in linea retta, cioè è direzionale

20-40kJ mole-1

Il legame idrogeno e le proprietà dell’acqua

Il legame idrogeno intramolecolare

20-40kJ mole-1

Temperature di fusione di composti e tavola periodica

Potere schermante dell’acqua verso le cariche,

solubilizzazione dei sali, solvatazione degli ioni.