1

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

2

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

3

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)

4

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

5

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-)

6

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

7

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

8

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

11

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

12

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

13

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

14

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

15

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

16

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

17

� 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

18

� 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

19

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

20

- 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

21

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

22

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

23

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

24

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)

25

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

27

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

28

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

29

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