Corso di chimica generale - Univr

Corso di chimica generale

Dr. Riccardo Montioli Email: [email protected]

- La materia e l’energia - Le particelle subatomiche e la misura della massa - L’atomo, struttura e configurazione elettronica - La tavola periodica degli elementi - I legami chimici - Le reazioni chimiche - Le proprietà delle soluzioni - Le reazioni acido base - La chimica organica

Programma

La Chimica studia le proprietà della materia e le leggi

che ne governano le trasformazioni

PROPRIETA’ FISICHE: caratteristiche che possiamo osservare senza cambiare la composizione della sostanza Es: COLORE-FORMA-ASPETTO-SAPORE-ODORE-DENSITA’-MASSA-VOLUME

Materia Tutto ciò che ha una massa che occupa

spazio

PROPRIETA’ CHIMICHE sono dovute agli elementi che le compongono e a quali trasformazioni chimiche possono subire Es: CAPACITA’ DI REAGIRE CON DETERMINATI ELEMENTI/COMPOSTI

PROPRIETÀ FISICHE DELLA MATERIA

MASSA: Misura della quantità di materia Kg

VOLUME: Misura dello spazio occupato da una sostanza m3 o litri(l) (Volume= larghezza x altezza x profondità)

(UNITÀ DI MISURA)

Proprietà estensive, ovvero che dipendono dalle dimensioni

Proprietà intensive, ovvero che non dipendono dalle dimensioni

DENSITA’ Rapporto tra la massa e il volume kg/m3 o Kg/l

Densità = massa/volume

ORDINI DI GRANDEZZA

In chimica spesso si lavora con questi ordini di grandezza

Sostanza: materiale puro, costituito da

particelle tutte identiche tra di loro

Miscele: Sistemi prodotti da due o più

sostanze pure senza che queste reagiscano tra

loro

Omogenee (o Soluzioni) sistemi omogenei in cui ogni porzione del campione contiene gli stessi componenti nelle stesse proporzioni. Es: Acqua e sale, Coca Cola, benzina

Eterogenee (o Miscugli) in campioni diversi i componenti sono presenti in diverse proporzioni Es: Sabbia, Acqua e Olio

Composti Sostanze costituite da almeno 2 elementi Es: acqua (H2O), Sale da cucina(Nacl)

Elemento Sostanza costituita da particelle (atomi) tutti uguali. Es: Ossigeno (O), Idrogeno (H), Sodio (Na), Cloro (Cl)

CLASSIFICAZIONE DELLA MATERIA

ENERGIA

L’energia esiste in molteplici forme che si convertono tra loro

E’ la capacità di un sistema fisico di compiere lavoro

Energia Elettrica Energia potenziale

Energia cinetica

Processo spontaneo in quanto non richiede una fonte di energia esterna al sistema

Non è un processo spontaneo in quanto è necessari fornire energia al sistema perché avvenga

STATI DELLA MATERIA

Una sostanza può esistere in tre stati fisici: solido,liquido o gassoso

La conversione di uno stato della materia in un altro è chiamata: passaggio di stato

Energia cinetica delle particelle crescente

Separazione delle miscele omogenee

PASSAGGIO DI STATO

Durante un passaggio di stato la temperatura rimane costante

Evaporazione Es: Miscela H20 e NaCl

Distillazione Es: Miscela H20 e Etanolo (CH3CH2OH)

John Dalton (1766-1844) “Un nuovo sistema di filosofia chimica” (1808)

La teoria atomica di Dalton

1. Tutta la materia è composta da atomi indivisibili. Un atomo è una particella estremamente piccola che mantiene la sua identità durante le reazioni chimiche.

2. Un elemento è un tipo di materia composto da un solo tipo di atomo. Tutti gli atomi dello stesso elemento hanno la stessa massa e le stesse proprietà

3. Un composto è un tipo di materia costituito da atomi di due o più elementi chimicamente uniti in proporzioni fisse. Due tipi di atomi in un composto si legano in proporzioni espresse da numeri semplici interi

4. Una reazione chimica consiste nella ricombinazione degli atomi presenti nelle sostanze reagenti in modo da dare nuove combinazioni chimiche presenti nelle sostanze formate dalla reazione

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L’ATOMO: LE PARTICELLE SUBATOMICHE

Protoni carica +1 massa 1.67 x 10-24 g Neutroni carica 0 massa 1.67 x 10-24 g

Un nucleo è costituito da due tipi di particelle:

Nell'atomo neutro attorno ad un nucleo con Z protoni si muovono Z elettroni

Elettroni carica -1 massa 9.11 x 10-28 g !

I protoni ed i neutroni hanno una massa 1831 volte maggiore degli elettroni

Un numero atomico Z numero di protoni Un numero di massa A numero di protoni + numero di

neutroni

Z=11 11 protoni (definisce l'elemento Na) A=23 23-11= 12 neutroni

Na23

11

Numero di massa

Numero atomico

Un nucleo è quindi caratterizzato da due numeri

Un nucleo particolare caratterizzato da Z e da A è anche chiamato nuclide e rappresentato con la seguente notazione:

Ad ogni numero Z corrisponde un diverso elemento

H Z=1 He Z=2 Li Z=3

Gli elementi presenti in natura sono in genere miscele di isotopi: Cloro 75,8 % 24,2 % Abbondanza relativa: frazione del numero totale di atomi di un dato isotopo.

Cl35

17 Cl37

17

trizio 1 protone 2 neutroni

deuterio 1 protone 1 neutrone

idrogeno 1 protone nessun neutrone H1

1

H3

1

H2

1

Atomi i cui nuclei hanno lo stesso numero di protoni ma diverso numero di neutroni sono detti isotopi.

Ad esempio l'idrogeno ha tre isotopi:

ES: O possiede 8 protoni, 8 elettroni e 16 - 8 = 8 neutroni

ES: O possiede 8 protoni, 8 elettroni e 17 - 8 = 9 neutroni

16 8

17 8

Gli isotopi hanno proprità fisiche diverse

Quali tra i seguenti atomi sono isotopi dello stesso elemento?

o A - A e B

o B - A e C

o C - A e D

o D - A e E

XE XD XC XB XA 89

36

92

35

88

37

90

39

90

37

Esercizio:

Cosa succede se un atomo ha un numero diverso di protoni ed elettroni?

LA NEUTRALITA’ DELL’ ATOMO e GLI IONI

Nel suo stato fondamentale ogni atomo è neutro in quanto è composto da un numero uguale di protoni (carica +1) ed elettroni (carica -1)

Gli atomi possono perdere o acquistare elettroni e trasformarsi in IONI! CATIONE: atomo che ha perso uno o più elettroni! Un Catione viene indicato con il simbolo dell’elemento e la carica positiva corrispondente al numero di elettroni che ha perso Es: Na+, Fe2+, K+, H+,Mg2+

ANIONE: atomo che ha acquistato uno o più elettroni Un Anione viene indicato con il simbolo dell’elemento e la carica negativa corrispondente al numero di elettroni che ha acquistato Es: Cl-,O2-, S2-

Esercizio: Qual è il numero di elettroni e di neutroni degli ioni

Na+ Cl-

ES: Na+ possiede 11 protoni, 10 elettroni e 23 -11= 12 neutroni

ES: Cl- possiede 17 protoni, 18 elettroni e 35 -17 = 18 neutroni

23 11

35 17

23 11

35 17

40 20

Ca2+

ES: Ca2+ possiede 20 protoni, 18 elettroni e 40 -20= 20 neutroni 40 20

Come possiamo descrivere la MASSA di un atomo di un certo elemento?

Unità di Massa Atomica (uma): 1 uma. = 1/12 della massa dell’ isotopo 12C

12C= 1.9927 x 10-23 g / 12 = 1.6605 x 10-24 g = 1 uma (Da)

La massa atomica di un elemento è equivalente al numero di massa A espresso in uma

La MISURA della MASSA

Esempio: 23Na ha una massa di 23 uma

Massa Atomica Relativa (MA) di un elemento: ! Σn (massa isotopo n x abbondanza relativa %)/ 100 Esempio: L‘argento in natura è presente in 2 forme isotopiche con rapporto 107Ag 51.82% e 109 Ag 48.18%

Tuttavia per definire la massa atomica di un elemento bisogna tener conto dell’abbondanza relativa di ogni isotopo

ES: 107Ag 51.82% e 109Ag 48.18% 107Ag (107 uma x 51.82)/ 100 = 55.44 + 109Ag (109 uma x 48.18)/ 100 = 52.51

107.95 uma

Come vengono indicati gli elementi ed i composti?

ATOMI (Elementi) : sono indicati con una o due lettere Spesso si fa uso delle prime lettere del nome latino

Cu Rame da Cuprum Au Oro da Aurum Na Sodio da Natrium Cl Cloro

I COMPOSTI: possono essere ionici o molecolari e sono formati da due o più atomi (dello stesso elemento o di elementi diversi) legati fra loro in rapporti ben precisi

Es: Cl2, O2, H2O, NaCl, H2SO4, CaCl2

H2SO4

Il numero di atomi di un particolare elemento che compongono un composto è indicato in basso a destra del simbolo dell’elemento stesso

L’acido solforico è composto da: 2 atomi di idrogeno (H) 1 atomo di zolfo (S) 4 atomi di ossigeno (O)

La massa di una molecola è chiamata massa molecolare (MM) ed è data dalla somma delle masse atomiche di tutti gli atomi che la compongono

Esercizio: Calcolare la massa molecolare dell’acqua (H2O) sapendo che la massa atomica relativa dell’idrogeno è 1,01 uma, quella dell’ossigeno è 16 uma MM = 2x1,01 + 16 = 18,2 uma Esercizio: Calcolare la massa molecolare del glucosio (C6H12O6) sapendo che la massa atomica relativa dell’idrogeno è 1,01 uma, quella dell’ossigeno è 16 uma e quella del carbonio è 12,01 uma

MM = 6 x 12,01 + 12x 1,01 + 6x16 = 180,18 uma

La MOLE è una misura della quantità di materia

Per misurare una stessa quantità di materia per diversi elementi (per esempio nella preparazione di soluzioni), si è resa necessaria l’introduzione di un unità di misura che tenga in considerazione la quantità di particelle.

1 MOLE = numero degli atomi presenti in 12g esatti di 12C La mole, pur riferendosi agli atomi di carbonio, vale come unità di misura per tutte le specie chimiche. E’ una grandezza adimensionale e rappresenta sempre lo stesso numero (di atomi, ioni, molecole). Quanti atomi compongono 1 MOLE ? 1 atomo di carbonio pesa 12 u.m.a. quindi 12 x 1.66 x 10-24 g = 19,9 x 10-24 g

N° atomi = 12 g /19,9 x 10-24 g = 6.022 x 1023 atomi

LA MOLE

Questo numero viene chiamato Numero di Avogadro, “NA”

LA MOLE

Esercizi La MOLE Quanto pesano 2 moli di ferro (Fe) considerando che la sua MA è 55,85 uma? (55.85 uma 55.85 g/mol x 2 mol = 111.7 g

Quanto pesa una mole di un elemento o di un composto? La Massa Molare è equivalente alla massa atomica espressa in grammi (g)

LA MOLE

Elemento/composto Massa (uma) Massa molare g/mol

H 1,01 1,01

Li 6,94 6,94

NaCl 58,44 58,44

MgCl2 95,21 95,21

CuSO4 159,6 159,6

Esercizi LA MOLE

1) Quanti atomi di Mg ci sono in 5 moli?

1 mole = 6.022 x 1023 atomi 5 x 6.022 x 1023= 3.011x1024 atomi

2) Una mole di 20 Ca pesa di più o di meno di una mole di 82 Pb?

20 Ca A= 20 → MM 20 g/mol

82 Pb A= 82 → MM 82 g/mol

3) Contiene più atomi una mole di Ca o una mole di Pb?

Contengono lo stesso numero di atomi (6.022 x 1023)

5) Quanti atomi di H ci sono in 2.5 moli di H2O ? Nell’ H2O H e O sono in rapporto 2:1 1 mole di H2O è formata da 2 moli di H e 1 mole di O In 2.5 moli di H2O ci sono 2x2.5 moli di H = 5 moli di H Numero di Atomi di H = 5 x 6.022 x 1023 = 30.11 x 1023 atomi

4) Quanti atomi di Na ci sono in 3 moli di NaCl ?

Atomi di Na= 3 x 6.022 x 1023= 18.066 x 1023 atomi

Rapporto Na:Cl nel composto 1:1

Quindi in 3 moli di NaCl ci sono 3 moli di Na

LA STRUTTURA DELL’ ATOMO

MODELLO ATOMICO A PANETTONE (Thomson 1847)

Particelle negative molto piccole

immerse in un “mare” denso di

cariche positive

Sfere compatte con diametro di circa 10-10m = 1 Å = 0,1 nm

Dimensioni atomiche: circa 10-10m = 1 Å = 0,1 nm

L'esperimento di Rutherford


Dimensioni atomiche: circa 1 Å Dimensioni nucleari: circa 10-5 Å

La maggior parte dell'atomo è vuoto

Quasi tutta la massa atomica è quindi concentrata nel nucleo


La teoria atomica moderna: il modello planetario

L’ELETTRONE SI MUOVE LUNGO UN’ORBITA INTORNO AL NUCLEO

La luce

La frequenza (indicata con ν) è il numero di onde che passano per un punto nell'unità di tempo

La lunghezza d'onda (λ) è la distanza tra due creste

λ=1

ν

La LUCE è una forma di energia detta radiazione elettromagnetica che si propaga nello spazio sotto forma di onde oscillanti

Maggiore è la frequenza minore è la

lunghezza d’onda e maggiore è l’energia

La luce

Aumento della lunghezza d’onda (nm)

Aumento della frequenza (hertz, Hz), ENERGIA

La luce viene assorbita dalla

materia

Assorbe molta luce nello spettro visibile

Assorbe poca luce nello spettro visibile

Gli atomi assorbono luce

Quando l’elettrone torna al suo stato fondamentale emette una radiazione elettromagnetica con una precisa quantità di energia

1. L’elettrone percorre soltanto orbite di determinato raggio e determinata energia

2. L’emissione e l’assorbimento di radiazione comporta il salto dell’elettrone da un’orbita all’altra

3. L’energia della radiazione emessa o assorbita corrisponde alla differenza di energia tra le due orbite

4. l’energia posseduta dall’elettrone è quantizzata, cioè può assumere solo determinati valori mentre altri sono proibiti

Heisenberg 1927

Principio di indeterminazione: è impossibile determinare con assoluta precisione la posizione dell’elettrone, è solamente possibile stabilire la probabilità che un elettrone si trovi in un certo spazio intorno al nucleo

I postulati di Bohr

Orbitali atomici e numeri quantici

Ogni elettrone in un atomo è descritto da una funzione d'onda (x,y,z) che dà la probabilità di trovare l'elettrone nei vari punti nello spazio.

Una funzione d'onda di un elettrone in un atomo è chiamata orbitale atomico e può essere descritto qualitativamente

come la regione dello spazio attorno al nucleo dove è maggiore la probabilità di trovare l'elettrone.

Schrodinger

Gli elettroni si comportano sia come particelle che come onde

Un orbitale atomico è definito da tre numeri quantici (n, , m ) che formalmente sono una conseguenza matematica della soluzione dell'equazione di Schrodinger.

L'elettrone è poi caratterizzato da un quarto numero quantico ms legato al moto di spin dell'elettrone (rotazione attorno all'asse)


determina l'energia dell'elettrone e può assumere qualsiasi valore intero positivo:

E - 1/n2 n = 1, 2, 3 ....

Più grande è n maggiore è l'energia

Il numero quantico n determina anche la dimensione dell'orbitale: più grande è n più grande è l'orbitale.


Numero quantico principale n:

è detto anche numero quantico azimutale e distingue la forma di orbitali con lo stesso n.

Per ogni dato n, può assumere tutti i valori interi compresi tra 0 e n-1

n=3 n-1=3-1=2 =0,1,2

Ad esempio con n=3 si possono avere tre tipi di orbitali distinti dai valori di

= 0,1,2,3,.....,n-1

ciascuno dei quali ha una diversa forma cioè una diversa distribuzione di probabilità nello spazio

I diversi orbitali sono indicati con le seguenti lettere: lettera s p d f g

0 1 2 3 4


Numero quantico del momento angolare

Gli orbitali vengono indicati scrivendo prima il numero principale n (1,2,3,....) e poi la lettera corrispondente al numero quantico (s, p, d, f, ....). Esempi:

Per n=1 si può avere =0 cioè l'orbitale 1s

Per n=2 si può avere =0 cioè l'orbitale 2s =1 cioè l'orbitale 2p

Per n=3 si può avere =0 cioè l'orbitale 3s =1 cioè l'orbitale 3p =2 cioè l'orbitale 3d

Per n=4 si può avere =0 cioè l'orbitale 4s =1 cioè l'orbitale 4p =2 cioè l'orbitale 4d =3 cioè l'orbitale 4f


determina l'orientamento spaziale di orbitali con n e definiti, cioè con dimensione e forma definite.

Per ogni dato m può assumere tutti i valori interi compresi

tra - e +, cioè m= -,-+1,....,0,1, .....,-1,

Ad esempio

=0 s m=0 1 orbitale s

=1 p m=-1,0,+1 3 orbitali p

=2 d m=-2,-1,0,+1,+2 5 orbitali d

=3 f m=-3,-2,-1,0,+1,+2,+3 7 orbitali f

Orbitali con lo stesso ma diverso m hanno la stessa forma ma diversa orientazione nello spazio.

Numero quantico del momento magnetico m:


determina le due possibili orientazioni dell'asse di spin di un elettrone e può assumere i valori ms=+1/2 e ms=-1/2 Un elettrone si comporta come la terra ruotando intorno ad un asse e il valore di ms determina il verso di rotazione.

Problema: Determinare quale dei seguenti gruppi di numeri quantici è possibile per un elettrone in un atomo n=1 =1 m=0 ms=+1/2 NO

n=3 =1 m=-2 ms=-1/2

SI

NO

n=2 =1 m=0 ms=+1/2

n=2 =0 m=0 ms=+1 NO n=0 =1 m=0 ms=-1/2 NO n=2 =3 m=0 ms=-1/2 NO

n=3 =2 m=2 ms=0 NO

In ogni orbitale possono collocarsi solo 2 elettroni

Numero quantico di spin ms:

p

• da 0 a n-1 • da -l a +l


Numero e forma degli orbitali

p

• da 0 a n-1 • da -l a +l

p


Numero e forma degli orbitali

f

COME SI DISPONGONO GLI ELETTRONI ALL’INTERNO

DEGLI ORBITALI?


Configurazione elettronica Orbitali atomici e numeri quantici

1. Un orbitale può contenere un numero massimo di due elettroni (principio di esclusione di Pauli). Se vi sono due elettroni nell’orbitale devono avere n°quantico di spin ms opposto (+1/2 o –1/2). Un orbitale può anche essere vuoto o contenere un solo elettrone spaiato.

2. Nel progressivo riempimento degli orbitali l’elettrone va ad

occupare l’orbitale disponibile avente più bassa energia. 3. Se vi sono più orbitali con uguale energia (degeneri; ad es. px,

py, pz) la configurazione più stabile (cioè a più bassa energia) è quella che porta alla massima molteplicità, cioè in cui gli elettroni si dispongono con spin parallelo (sempre + 1/2 o sempre –1/2) e quindi in orbitali diversi!

REGOLE DELL’AUFBAU

ORDINE DI RIEMPIMENTO DEGLI ORBITALI

REGOLA DELLA DIAGONALE


Configurazione elettronica del silicio (Si) Z=14

1s22s22p63s23p2

numero di elettroni nell’orbitale

Configurazione elettronica dello Zolfo (S) Z=16

1s22s22p63s23p4

ESERCIZI

1) Qual è la configurazione elettronica completa del fosforo P (z=15) ?

Soluzione

P ha 15 protoni quindi ha 15 elettroni

1s22s22p63s23p3

2) Qual è la configurazione elettronica completa del Calcio Ca (z=20) ?

Soluzione

Ca ha 20 protoni quindi ha 20 elettroni

1s22s22p63s23p64s2

Orbitale

elettrone

ES: 8O→ Z = 8 8 elettroni

carbonio (C, Z=6) neon (Ne, Z=10) fosforo (P, Z = 15)


elettrone

ELETTRONI DI VALENZA Elettroni del livello energetico più esterno

-GLI ELETTRONI DI VALENZA DI UN ATOMO NE DETERMINANO ALCUNE PRORIETA’ CHIMICHE

-ATOMI CON LA STESSA CONFIGURAZIONE DEGLI ELETTRONI DI VALENZA HANNO SIMILI PROPRIETA’ CHIMICHE

LA REGOLA DELL’OTTETTO

Questa configurazione elletronica degli orbitali s e p più esterni è chiamata OTTETTO Rappresenta la configurazione più stabile in assoluto

I gas nobili (He, Ne, Ar…), hanno raggiunto l’ ottetto e vengono considerati inerti

LA TAVOLA PERIODICA DEGLI ELEMENTI

Non metalli possiedono orbitali p incompleti diversamente dai metalli non sono duttili e non sono buoni conduttori

E’ costituito da elementi che hanno gli elettroni esterni

nello stesso livello energetico PERIODO

GRUPPO E’ costituito da elementi che hanno la stessa

configurazione elettronica esterna

Ottetto completo Livelli s e p pieni

He 1s2

Ne 1s22s22p6

1 elettrone di

valenza orbitale s

Na 1s22s22p63s1

2 elettroni di

valenza orbitale s

Mg 1s22s22p63s2

[Ne]3s2

Mg2+ = [Ne]

7 elettroni di

valenza

F 1s22s22p5


RAGGIO ATOMICO

PROPRIETA PERIODICHE DEGLI ELEMENTI: IL RAGGIO ATOMICO


ENERGIA DI IONIZZAZIONE →è l'energia che serve per allontanare l'elettrone più esterno o quello a minor energia tra quelli esterni

X→X++ e-

Gli elettroni di valenza

sono più vicini al nucleo

Aumenta la carica

positiva del nucleo

Energia di prima

ionizzazione

Energia di seconda

ionizzazione X+→X2++ e-

MAGGIORE

PROPRIETA PERIODICHE DEGLI ELEMENTI: L’ENERGIA DI IONIZZAZIONE


X+ e-→X-

PROPRIETA PERIODICHE DEGLI ELEMENTI: L’AFFINITA’ ELETTRONICA


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