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CORSO DI CHIMICA GENERALE ED INORGANICA

(9 CFU: 48 ore di lezione e 36 di esercitazione)

Docente: LUCIA GUIDI Dipartimento di Scienze Agrarie, Alimentari e Agro-Ambientali Via San Michele degli Scalzi 2 Telefono: 050 2216613 Email [email protected]

mailto:[email protected]

LEZIONI FRONTALI 1. STRUTTURA DELL’ATOMO 2. SISTEMA PERIODICO DEGLI ELEMENTI 3. COMPOSTI E NOMENCLATURA CHIMICA 4. LEGAME CHIMICO 5. GEOMETRIA MOLECOLARE 6. LEGAME A IDROGENO E INTERAZIONI INTRAMOLECOLARI 7. REAZIONI CHIMICHE 8. STATI DI AGGREGAZIONE DELLA MATERIA 9. SOLUZIONI 10. CINETICA CHIMICA 11. EQUILIBRIO CHIMICO 12. EQUILIBRI CHIMICI IN SOLUZIONE ACQUOSA 13. TERMODINAMICA CHIMICA 14. ELETTROCHIMICA 15. CENNI DI CHIMICA INORGANICA

ESERCITAZIONI NUMERICHE (Dott.ssa Chiara MANZINI) - CONVERSIONE DELLA MASSA IN NUMERO DI MOLI - COMPOSIZIONE PERCENTUALE DEI COMPOSTI - CALCOLO FORMULE EMPIRICHE E MOLECOLARI - STECHIOMETRIA DELLE MISCELE - NOMENCLATURA CHIMICA - STECHIOMETRIA DI REAZIONE (COEFFICIENTI, REAGENTE

LIMITANTE, RESA DI REAZIONE, BILANCI DI MASSA) - BILANCIAMENTO DI UNA REAZIONI REDOX - CALCOLO DELLA COMPOSIZIONE DI UNA SOLUZIONE

(PERCENTUALE, MOLALITA’, MOLARITA’ E NORMALITA’) - PREPARAZIONE DI SOLUZIONI A TITOLO E COMPOSIZIONE

NOTA - ESERCIZI SULLE PROPRIETA’ COLLIGATIVE - CALCOLI RELATIVI A EQUILIBRI ACIDO-BASE (pH)

ESAME PER GLI STUDENTI CHE FREQUENTANO: VERIFICHE IN ITINERE E FINALE CHE INSIEME CONCORRONO ALLA FORMAZIONE DEL VOTO IN ASSENZA DI VERIFICHE IN ITINERE: PROVA SCRITTA PER L’ACCESSO ALL’ORALE COMMISSIONE DI ESAME Lucia GUIDI (Presidente) Mike Frank QUARTACCI (membro) Roberto CARDELLI (supplente)

LIBRI DI TESTO E CONSULTAZIONE • Bertini, Luchinat, Mani (2011) – Chimica. Casa Editrice

Ambrosiana, Seconda edizione. • Bertani, Clemente, Depaoli, Di Bernardo, Gleria, Longato, Mazzi,

Rizzi, Sotgiu, Vidali (2006) – Chimica Generale ed Inorganica. Casa Editrice Ambrosiana, Seconda edizione.

• Silberberg (2008) – Chimica. McGraw &Hill, Seconda edizione. • Nobile, Mastrorilli (2005) – La chimica di base. Casa Editrice

Ambrosiana.

• Bruschi (2011) - Stechiometria e laboratorio di chimica generale. Pearson.

• Lausarot, Vaglio (2004) - Stechiometria per la Chimica Generale. Piccin.

• Bertini, Luchinat, Mani (2009) – Stechiometria. Casa Editrice Ambrosiana, Quinta edizione.

COSA E’ LA CHIMICA? La chimica è la scienza che studia la materia, definita come tutto ciò che esiste nell'universo, occupa spazio e possiede una massa. Più in particolare, la chimica studia il come avviene un dato fenomeno, al contrario della fisica che studia il perché succede uno strano fenomeno Una simpatica citazione della Chimica è stata data da Arthur Bloch:

Se puzza è chimica, se non funziona è fisica, se è verde o si muove è biologia

L’impatto della chimica nella vita quotidiana è enorme: Sviluppo delle materia plastiche, prodotti farmaceutici, fertilizzanti, sfruttamento energetico del petrolio Inoltre nelle cellule di tutti gli organismi viventi avvengono in ogni istante reazioni che portano alla decomposizione, sintesi, modificazione di molecole

La chimica è la scienza, o, più precisamente, è quella branca delle scienze naturali, che si occupa dello studio della costituzione della materia e delle sue trasformazioni E’ lo studio degli atomi e delle molecole quali elementi base di costruzione della natura e di come essi si combinano per produrre i vari stati della materia che formano noi stessi e tutto ciò che ci circonda La conoscenza della struttura elettronica degli atomi è alla base della chimica convenzionale, mentre la conoscenza della struttura del nucleo è alla base della chimica nucleare. La rottura e la formazione dei legami tra gli atomi e le molecole sono responsabili della trasformazione della materia. La chimica si occupa quindi essenzialmente dello studio della natura e della trasformazione dei legami tra gli atomi

Ma che cosa è la materia? Semplicemente tutto ciò ha una massa ed occupa un volume I pilastri fondamentali della chimica sono 3: - Il modello ATOMICO della materia - Il modello ELETTRONICO dell’atomo - Il modello del LEGAME CHIMICO

MATERIA

STATO GASSOSO

Non ha volume e forma propria

può essere compresso

STATO LIQUIDO

Ha volume ma non forma propria –

incomprimibile

STATO SOLIDO

Ha volume e forma propria –

incomprimibile

CHIMICA: è lo studio della materia (PROPRIETA’, STRUTTURA, TRASFORMAZIONE) STATI DI AGGREGAZIONE DELLA MATERIA: è cioè la disposizione delle particelle e le forze di interazione (SOLIDO, LIQUIDO, GASSOSO) PROPRIETA’ DELLA MATERIA: presenta caratteristiche FISICHE e CHIMICHE TRASFORMAZIONI DI STATO: scomparsa o formazione di sostanze (FISICHE e CHIMICHE) ENERGIA: può essere cinetica (quando compie un LAVORO) o potenziale (quando viene CONSERVATA). L’ENERGIA CHIMICA è ENERGIA POTENZIALE

PROPRIETA’ FISICHE E CHIMICHE P. FISICA: sono quelle che possiamo misurare senza cambiare l’identità di base della materia come il colore, la densità, il punto di fusione, la durezza P. CHIMICHE: sono proprietà che descrivono il modo in cui una sostanza può modificarsi o «reagire» per formare altre sostanza, ad esempio l’infiammabilità

PROPRIETA’ ESTENSIVE ED INTENSIVE P. INTENSIVA: proprietà della materia che è INDIPENDENTE dalla QUANTITA’ di sostanza presa in esame come densità, punto di ebollizione e di fusione ecc. P. ESTENSIVE: DIPENDONO dalla QUANTITA’ della sostanza presa in esame come massa, volume, ecc.

UNITA’ DI MISURA E FATTORI DI CONVERSIONE L’UNITA’ di misura definisce uno standard per la misura della massa, del volume, del tempo e di qualsiasi grandezza misurabile Il SISTEMA METRICO DECIMALE è un insieme di unità di misura in cui le varie unità della stessa specie sono multipli o sottomultipli dell’unità fondamentale (secondo potenze di 10) Ad esempio la lunghezza può essere: 1 metro (m) = 10 decimetri (dm) = 100 centimetri (cm) = 1000 millimetri (mm) Da questo si è originato il SISTEMA INTERNAZIONALE (SI) Il sistema metrico decimale prevede 3 unità di misura fondamentali: GRAMMO per la massa, METRO per la lunghezza e LITRO per il volume, la MOLE per la quantità di sostanza

I multipli e sottomultipli delle unità di misura fondamentale sono: mega (M) = 106

chilo (k) = 103

deca (da) = 101

deci (d) = 10-1

centi (c) = 10-2

milli (m) = 10-3

micro () = 10-6

nano (n) = 10-9

QUANTITA’ SPERIMENTALI MASSA: quantità di materia presente in un corpo ed è espressa in grammi (g) In chimica le proporzioni di materia sono così piccole che il modo più conveniente di rappresentare la massa di un atomo è l’UNITA’ DI MASSA ATOMICA (u.m.a.) 1 u.m.a. = 1.661x10-24 g LUNGHEZZA: la misura della distanza tra due punti è il metro (m). Le distanze molto piccole (come quelle interatomiche) sono misurate in nanometri (nm) o in ängström (Ä )

1 nm = 10-9 m 1 Ä = 10-10 m

VOLUME: spazio occupato da un oggetto ed è espresso in litro (l) TEMPO: è la dimensione nella quale si concepisce e si misura il trascorrere degli eventi è il secondo (s). TEMPERATURA: rappresenta il grado di calore di un oggetto. Vengono utilizzate due scale per la misura della temperatura la Celsius (°C) e la Kelvin (K)

K = °C + 273,15

ENERGIA: capacità di compiere un lavoro e si suddivide in ENERGIA CINETICA (ossia dovuta al movimento) ed ENERGIA POTENZIALE (ossia dovuta alla posizione). Questa grandezza può anche venir classificata in base alla forma (luce, calore, energia elettrica, energia meccanica e energia chimica)

Le caratteristiche comuni di tutte queste forme di energia sono: - l’energia non può essere né creata né distrutta - l’energia può essere convertita da una forma all’altra - la conversione avviene con un’efficienza minore del 100%

in quanto una parte è degradata come calore - tutte le reazioni chimiche avvengono con un guadagno o

una perdita di energia L’unità di misura dell’energia assorbita o liberata nelle reazioni chimiche è sottoforma di calore ed è espressa come calorie (cal) o in joules (J)

1 cal = 4,18 J La CALORIA = la quantità di calore necessaria per far innalzare di 1°C (da 14.5°C a 15.5°C) la temperatura di 1 g di acqua alla pressione di 1 atmosfera

DENSITA’: esprime il rapporto della massa sul volume

Densità (d) = massa/volume = m/V L’unità di misura è g/mL o g/cm3 PRESSIONE: a grandezza fisica intensiva espressa dal rapporto tra il modulo della forza agente ortogonalmente su una superficie e la sua area. L’unità di misura nel SI è il pascal (Pa), che corrisponde alla forza di 1 newton su metro quadrato (1 N/m²). Comunemente viene riferita alla pressione di 1 atmosfera (atm), approssimativamente pari alla pressione esercitata dall'atmosfera terrestre al livello del mare (101325 Pa )

MATERIA ELEMENTO: è la sostanza che non può essere suddivisa in altri componenti mediante reazioni chimiche ordinarie COMPOSTO: sostanza costituita da due o più elementi combinati tra loro in proporzioni definite e costanti. Un composto presenta proprietà diverse da quelle degli elementi costituenti MISCELE: sono costitute da due o più sostanze combinate in proporzioni non definite. La proprietà dei singoli costituenti rimangono inalterate. Le miscele possono essere OMOGENEE = SOLUZIONI o ETEROGENEE = miscele di solidi

MATERIA

Sostanze Pure

ELEMENTI

ESEMPI: sodio, idrogeno, azoto

COMPOSTI

ESEMPI: sale da cucina, acqua

Miscele

OMOGENEE

ESEMPI: aria, sale da cucina disciolto

in acqua

ETEROGENEE

ESEMPI: miscela acqua e olio, sale e

pepe

ELEMENTI e COMPOSTI Una sostanza pura, come l’acqua ad esempio, può subire un fenomeno fisico come il passaggio di stato ma non viene comunque alterata la sua natura chimica Quando invece una sostanza subisce un fenomeno chimico in trasforma in sostanze che non hanno le stesse caratteristiche di quelle di partenza Gli elementi chimica ad oggi conosciuti sono circa 100

MISCELE ETEROGENEE

LEGGI FONDAMENTALI DELLA CHIMICA

Regolano la combinazione tra gli elementi, ma più in generale le reazioni chimiche Sono quelle che hanno permesso di introdurre il concetto di atomo e molecola e la composizione ponderale ed atomica dei vari composti Queste leggi sono 5: - Le prime 3 dette PONDERALI, perché relative ai pesi di

reagenti e prodotti - Le ultime 2 dette VOLUMETRICHE, perché riguardano i

volumi di reagenti e prodotti gassosi

1) LEGGE DI LAVOISIER o DI CONSERVAZIONE DELLE MASSE

«la somma dei pesi delle sostanze che reagiscono è uguale alla somma dei pesi delle sostanze che si ottengono dalla

reazione « E’ la legge che evidenzia che niente si crea e niente si distrugge ma tutto si trasforma

2) LEGGE DI PROUST o DELLE PROPORZIONI DEFINITE

«in ogni composto gli elementi che lo costituiscono sono combinati tra loro con un rapporto ponderale fisso e

costante« Nella reazione tra idrogeno ed ossigeno per dare acqua, si sa che con 1 g di idrogeno reagiscono 7,9367 g di ossigeno per dare 8,9367 g (Legge di Lavoisier) di acqua Con 2 g di idrogeno reagiscono 15,8734 g di ossigeno e si ottengono 17,8734 g di acqua

ESEMPIO: Supponiamo di far reagire 3 g di idrogeno con 15,8734 g di ossigeno per ottenere acqua Tenendo conto del rapporto ponderale caratteristico dell’acqua (7,9367 g) si evince che l’idrogeno è in eccesso

3) LEGGE DI DALTON o DELLE PROPORZIONI MULTIPLE

«quando due o più elementi si combinano tra loro con rapporti ponderali diversi per dare origine a composti

diversi, mantenendo costante la quantità in peso di uno di essi, le quantità dell’altro variano secondo rapporti

semplici, ossia sono multiple della quantità minima«

ESEMPIO: Abbiamo visto che idrogeno ed ossigeno si legano tra loro per dare acqua in un rapporto ponderale di 1 a 7,9367 Questi due elementi possono dare anche il perossido di idrogeno H2O2 con un rapporto ponderale di 15,8734 ESEMPIO: Azoto ed ossigeno si combinano da soli o con latri elementi per dare diversi composti caratterizzati da un rapporto ponderale fisso

Composto Azoto Ossigeno A 1,00 g 1,142 g = 2x0,571 g B 1,00 g 1,713 g = 3x0,571 g C 1,00 g 2,284 g = 4x0,571 g D 1,00 g 2,855 g = 5x0,571 g Questa legge ha permesso di intuire la presenza dell’atomo come unità elementare Nell’esempio è evidente come un grammo di azoto contiene sempre lo stesso numero di atomi dell’elemento e che ogni quantità di ossigeno combinata con 1 g di azoto presenta un numero intero di atomi

4) LEGGE DI GAY-LUSSAC «quando una reazione avviene tra sostanze gassose, i

volumi dei reagenti stanno tra loro e con quelli dei prodotti in rapporti semplici cioè dati da numeri interi e

piccoli « ESEMPIO: - 1 volume di idrogeno + 1 volume di cloro = 2 volumi di

cloruro di idrogeno - 2 volumi di idrogeno + 1 volume di ossigeno = 2 volumi

di vapore acqueo Il rapporto tra i gas che reagiscono e tra essi e i prodotti della reazione è espresso da numeri interi e piccoli

5) LEGGE DI AVOGADRO «volumi uguali di gas diversi, nelle stesse condizioni di

temperatura e pressione, contengono lo stesso numero di molecole «

E’ la legge che ha permesso di introdurre il concetto di molecola, intesa come la più piccola particella di una sostanza, composto o elemento capace di esistenza indipendente

ESEMPIO dell’ APPLICAZIONE DELLA LEGGE DI GAY-LUSSAC

1 volume di idrogeno + 1 volume di cloro 2 volumi di cloruro di idrogeno

Poiché ogni molecola di idrogeno e di cloro si ottengono due molecole di prodotto possiamo escludere che sia idrogeno che cloro abbiano molecole monoatomiche

H2a + Cl2b 2H2aCl2b Si sa inoltre che MAI da una reazione dell’idrogeno (o del cloro) si ottengono più di 2 volumi di prodotto per ogni volume di idrogeno ( o di cloro) che ha reagito

Ciò da la certezza che a=b=1 Quindi posso scrivere le formule dei tre composti:

H2 + Cl2 2H2Cl2

CONCETTO DI ATOMO, MOLECOLA E MOLE L’atomo di un elemento è l’elemento stesso e si indica con un simbolo (C, H, O, N, ecc.) Per i pochi elementi che esistono in natura sotto forma di molecole, questa viene rappresentata da un formula

H2, N2, P4, O2, S8, F2, Cl2, Br2, I2 I metalli e quasi tutti gli elementi solidi non presentano molecole ma in esse gli atomi sono distribuiti con continuità e la formula coincide con il simbolo dell’elemento

Na, K, Mg, ecc.

La formula sintetizza la composizione quali-quantitativa Na3PO4 indica che nella molecola vi sono 3 atomi di sodio

e 4 di ossigeno per ogni atomo di fosforo

MASSA ATOMICA RELATIVA Si definisce massa atomica relativa di un elemento (correntemente chiamata peso atomico) il rapporto fra la media ponderata delle masse degli isotopi di quell’elemento e l’unità di massa atomica La massa atomica relativa di un atomo di ferro è quindi

(9.2706 • 10-23 g ) / (1.66 • 10-24 g) = 55.847

PAFe = 55.847 Analogamente, il peso atomico del calcio è

(6,653 • 10-23 g ) / (1.66 • 10-24g) = 40,08

PACa = 40,08

1,008

6,939

22,9898

39,102

85,47

132,905

9,0122

24,312

40,08

87,62

137,34

10,811

26,9815

69,72

114,82

204,37

12,0112

28,086

72,59

118,69

207,19

14,0067

30,974

74,922

121,75

208,98

15,9994

32,064

78,96

127,60

210

18,9984

35,453

79,909

126,904

210

20,183

39,948

83,80

131,30

222

4,0026

../../../../../WINDOWS/Desktop/CHIMICA/idrogeno.ppt

../../../../../WINDOWS/Desktop/CHIMICA/Litio.ppt#1. Nessun titolo diapositiva

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MASSA (PESO) ATOMICO Il peso atomico (massa atomica) di un elemento è definito dal rapporto tra la massa di un atomo dell’elemento e la massa dell’unità di misura rappresentata, per convenzione, dalla dodicesima parte della massa dell’isotopo 12 del carbonio È un numero puro che indica quante volte l’atomo dell’elemento pesa più dell’unità di misura

MASSA MOLECOLARE RELATIVA La massa molecolare relativa (peso molecolare) di un composto è la somma dei pesi atomici degli elementi che ne costituiscono la molecola La massa atomica relativa di un atomo di ferro è quindi

H2O massa relativa di due atomi di H = 2 x 1.00797

massa relativa di un atomo di O = 1 x 15.9994

Peso molecolare dell’acqua

2.01594 + 15.9994 = 18.01534

massa di 1 atomo dell’elemento (g)

massa di elemento pesata (g)

Essendo nota la massa di un atomo di ogni elemento, qualsiasi quantità di un elemento si consideri, è possibile calcolare il numero di atomi in essa contenuti:

Per esempio, il numero di atomi contenuti in 1,008 g di idrogeno è:

= 6.022 x 1023 atomi di H 1.008 g

(1.008 x 1.66 x 10-24) g

massa di un atomo di idrogeno

massa di 1 atomo dell’elemento (g)

massa di elemento pesata (g)

Analogamente, in 55,847 g di ferro sono contenuti:

= 6.022 x 1023 atomi di Fe 55.847 g

(55,847 x 1.66 x 10-24) g

massa di un atomo di ferro

massa di 1 atomo dell’elemento (g)

massa di elemento pesata (g)

e, in 63,54 g di rame sono contenuti:

= 6.022 x 1023 atomi di Cu 63,54 g

(63,54 x 1.66 x 10-24) g

massa di un atomo di rame

Possiamo vedere come negli esempi precedenti, come anche al variare dell’elemento, il numero di atomi presenti è sempre lo stesso

6,022 x 1023 atomi Questo numero è detto NUMERO DI AVOGADRO e la massa di un numero di Avogadro di molecole di qualsiasi specie chimica corrisponde numericamente al suo peso molecolare ed equivale ad 1 MOLE DI ATOMI La MOLE è definita come la quantità di sostanza che contiene un numero di unità chimiche elementari (atomi, molecole, ioni, gruppi di atomi, elettroni, ecc.) ugual al numero dei nuclidi contenuti esattamente in 12 g di 12C Il suo valore aggiornato è pari a 6,022x1023 mol-1

massa di 1 atomo dell’elemento (g)

massa di elemento pesata (g)

Negli esempi precedenti si è sempre presa in considerazione una massa in grammi dell’elemento numericamente uguale alla massa relativa (o peso atomico) dell’elemento

= 6.022 x 1023 atomi di Cu 63,54 g (massa di rame pesata)

(63,54 x 1.66 x 10-24) g

PA Cu

Questo artificio è utile ad introdurre semplicemente il concetto di MOLE, definita anche come grammoatomo ed è uguale alla massa formata da 6.022 x 1023 atomi

Ogni qualvolta si consideri una quantità di un elemento la cui massa in grammi corrisponde numericamente al PA dell’elemento si ha un numero di atomi pari a 6.022 x 1023, cioè una mole di atomi (un grammoatomo)

20,183 g di Neon contengono quindi 6.022 x 1023 atomi di Neon (1 mole)

50,4575 g di Neon contengono 50,4575/20,183 = 2,5 moli

4,0366 g di Neon contengono 4,0366/20,183 = 0,2 moli di Neon (200

mmoli)

10 mg di Neon contengono 0,01/20,183 = 4,95 x 10-4 moli di Neon (495

mmoli)

Esempio: il PA del Neon è 20,183

In 1 mg di Bario sono contenute 1 x 10-3 / 137,34 = 7,28 mmoli del metallo

In 1mg di Magnesio sono contenute 1 x 10-3 / 24,312 = 41,13 mmoli del metallo

In 1mg di Sodio sono contenute 1 x 10-3 / 22,99 = 43,49 mmoli del metallo

Una quantità di 25 mmoli di Bario ha una massa di 0,025 x 137,34 = 3,433 g

PABa = 137,34 ; PAMg= 24,312 ; PA Na = 22,99

Il concetto di mole si applica anche alle molecole Noto il peso molecolare (PM) di un composto qualsiasi, una quantità in grammi di quel composto numericamente uguale al PM contiene 6.022 x 1023 molecole.

In 5 mg di glucosio sono contenute 5 x 10-3 / 180 = 27,78 mmoli dello zucchero

In 1 mg di saccarosio sono contenute 1 x 10-3 / 342 = 2,92 mmoli dello zucchero

In 30 g di urea sono contenute 30 / 60 = 0,5 moli

Una quantità di 75 mmoli di saccarosio ha una massa di 0,075 x 342 = 25,65 g

PMglucosio = 180 ; PMsaccarosio= 342 ; PM urea = 60

CALCOLO DELLA MASSA (GRAMMI) DI UN NUMERO DI AVOGADRO DI ATOMI ad esempio il SODIO (u.m.a. 22,99)

1. 22,99 u.m.a./1 atomo di Na

2. Calcolo della massa molare in grammi. Per fare ciò dobbiamo convertire

u.m.a. in grammi e gli atomi in mole

3. 1 u.m.a. = 1,66x10-24 g mentre 1 mole = 6,022x 1023 atomi di sodio

4. massaNa = u.m.a.Nax 1,66x10-24 g

5. QUINDI: 1 ATOMO DI Na = 22,99 uma x 1,66x10-24 g

6. POICHE’ 1 mole = 6,022x1023 atomi di N

7. (22,99 uma/1 atomo Na) x (1,66x10-24 g Na/uma) x (6,022x1023 atomi di

Na/mole Na) = 22,99 g Na/mol Na

CONVERSIONE DELLE MOLI IN ATOMI Quanti atomi di Fe sono presenti in 3 moli di questo metallo?

1. 1 mole di Fe = = 6,022x 1023 atomi di Fe

2. 6,022x 1023 atomi di Fe : 1 mole Fe = X atomi Fe : 3 moli FE

3. X atomi Fe = (6,022x 1023 atomi di Fe x 3 moli Fe)/ 1 mole Fe

4. 1,8 x 1024 atomi Fe

CONVERSIONE DEGLI ATOMI IN MOLI A quante moli di S corrispondono 1.81x1024 atomi di S?

1. 1 mole di S = = 6,022x 1023 atomi di S

2. 6,022x 1023 atomi di S: 1 mole S = 1,81X 1024 atomi di S : X moli S

3. X moli S = (1,81x 1024 atomi di S x 1 moli S)/ 6,022x 1023 atomi di S

4. 3,01 moli S

CONVERSIONE LE MOLI DI UNA SOSTANZA NELLA MASSA IN GRAMMI Quale è la massa espressa in grammi di 3,01 moli di S?

1. 1 mole di S = = 32, 06 g

2. 1 mole S : 32,06 g S = 3,01 moli di S : X g S

3. X g S = (32,06 g S x 3,011 moli S)/ 1 mole S

4. 96,5 g S

FORMULA CHIMICA Una formula chimica indica la composizione della sostanza. Una formula molecolare mostra il numero esatto di atomi di ciascun elemento in una molecola La formula strutturale non mostra solo la composizione elementare, ma anche la disposizione degli atomi all’interno della molecola

FORMULA MINIMA (o SEMPLICE o BRUTA): esprime il rapporto tra i diversi atomi di una molecola, utilizzando i più piccoli numeri interi come pedici (per composti molecolari, covalenti e ionici) Esistono una serie di regole per l’ordine degli elementi nella scrittura della formula

FORMULA MOLECOLARE: esprime non solo il rapporto tra gli atomi dei vari elementi, ma indica anche il numero reale di atomi dei vari elementi in una singola molecola (per composti molecolari)

ATTENZIONE AL SIGNIFICATO DEI DIVERSI SIMBOLISMI: O2 e 2O O2 indica una molecola di ossigeno elementare e quindi un aggregato di atomi di ossigeno legati tra loro 2O indica due atomi di ossigeno separati

FORMULA STERICA Indica come gli atomi o i gruppi atomici sono disposti nello spazio e descrive la forma geometrica della molecola

COMPOSIZIONE PERCENTUALE DEI COMPOSTI CHIMICI

La formula C5H5N (piridina) indica che in una mole di composto sono presenti cinque moli di C, cinque moli di H e una mole di N La massa molare del composto è quindi:

Massa molecolare = (5 · 12,01) + (5 · 1,008) + (14,01) = 79,10 g/mol

in cui:

5 mol · 12,01 g/mol = 60,05 g sono i grammi di carbonio 5 mol · 1,008 g/mol= 5,04 g sono i grammi di idrogeno 1 mol · 14,01 g/mol = 14,01 g sono i grammi di azoto

COMPOSIZIONE PERCENTUALE DEI COMPOSTI CHIMICI

Per determinare la percentuale di carbonio nel composto bisogna considerare che in 79,10 g di composto sono presenti 60,05 g di carbonio. Semplicemente impostando una proporzione è possibile determinare la percentuale di carbonio: 60,05 (g di C): 79,10 (g di C5H5N)= X : 100

da cui:

X = 75,9 %

Allo stesso modo possiamo determinare la percentuale di H nel composto:

5,04 (g di H): 79,10 (g di C5H5N) = X : 100

da cui: X = 6,4 %

COMPOSIZIONE PERCENTUALE DEI COMPOSTI CHIMICI

Infine determiniamo la percentuale di N nel composto:

14,01 (g di N) : 79,10 (g di C5H5N) = X : 100

da cui X = 17,7 %

La composizione percentuale di C5H5N è quindi:

75,9% di carbonio; 6,4% di idrogeno; 17,7% di azoto

COMPOSIZIONE PERCENTUALE DEI COMPOSTI CHIMICI

Un elemento X si combina con il cloro in un composto di formula

XCl3 n

La % in peso del cloro nel composto è pari a 79,76. Calcolare il peso

atomico dell’elemento X

79,76% (Cloro): 100% = 3x35,45 (g/mol di Cl) : (3x35,45 + x) (g/mol

di XCl3

Dove x è il peso atomico dell’elemento x cioè 26,99 (= alluminio)

CALCOLO DELLE FORMULE MOLECOLARI ED EMPIRICHE

Un composto puro è costituito dal 5.9% di H e dal 94% di O. il suo

peso molecolare è 34,10. Trovare la formula del composto

1) Calcolo delle oli di ogni elemento

5,9g/1,008 g/mol (PA dell’idrogeno) = 5,85 mol di H

94 g/16,00 g/mol XCl3 = 5,87 mol di O

Il numero relativo di atomi di H rispetto all’O è pari a:

5,85/5,87 1

Quindi la formula minima è HO

CALCOLO DELLE FORMULE MOLECOLARI ED EMPIRICHE

La formula molecolare sarà n(HO) dove

n = 34,1/ 17 = 2

Quindi la formula molecolare sarà H2O2

In alternativa possiamo calcolare come segue:

(0,059x34,10 g)/1,008 g/mol = 2 moli di H per moli di composto

(0,94x34,10g)/16,00 g/mol = 2 moli di O per moli di composto

STECHIOMETRIA DELLE MISCELE

1 g di una miscela di AgCl e AgBr contengono 0,6457 g di Ag

Trovare la composizione percentuale della miscela

x = massa in g di AgCl

y = massa in g di AgBr

moli di AgCl = x (g)/143,3 (g/mol)

moli di AgBr = y (g)/ 187,8 (g/mol)

moli totali di Ag = 0,6457 g/107,87 (g/mol) = 5,986x10-3 mol

STECHIOMETRIA DELLE MISCELE

Imposto un sistema:

x/143,3 g/mol + y/187,8 g/mol = 5,986x10-3 mol

x +y =1,00 g

Risolvendo x = 0,40 g di AgCl e y = 0,600 g di AgBr

Quindi il 40% ed il 60% in peso

Tutta la materia è costituita da ATOMI e nello specifico da 90 specie atomiche (definite NATURALI) diverse anche se solo una decina rappresentano circa il 98% in peso Nell’Universo il 97% della massa totale è rappresentata dall’idrogeno (H) e dall’elio (He) che sono gli elementi più semplici fra tutti e, in assoluto, l’H può essere considerato alla base di tutti gli altri elementi Esistono inoltre altri elementi che non esistono in natura ma che sono preparati artificialmente MA IN COSA DIFFERISCONO QUESTI ELEMENTI?

Per rispondere occorre riferirsi al modello dell’ATOMO ATOMO: è la particella più piccola di un elemento che non può essere modificata se non attraverso reazioni nucleari In natura sono noti 112 tipi di atomi che vengono nominati con una/due lettere di cui al prima maiuscola Ogni atomo è costituito da particelle subatomiche: NUCLEO e ELETTRONI, le cui proprietà differiscono e vengono quindi trattate separatamente

NUCLEO È la più piccola porzione dell’atomo in cui è concentrata gran parte della sua massa ELETTRONE Si muove attorno al nucleo occupando uno spazio che è circa 1015 volte maggiore del nucleo stesso Indicato come e- ed è una piccola particella che (a riposo) ha una massa di 9,1094x10-31 kg ed una carica di -1,6022x10-19 C

Il NUCLEO a sua volta è costituito da particelle subatomiche: • PROTONI (p+): carica uguale all’elettrone ma di segno opposto e

massa di circa di 1,673x10-27 kg

• NEUTRONI (n0): carica neutra e massa (relativa) pari a massa di

circa di 1,675x10-27 kg

Per avere un’idea di quanto sia vuoto lo spazio atomico attorno al nucleo basti pensare che il diametro atomico varia da 1 a 5 Angstrom mentre il diametro del nucleo è dell’ordine di 10-4 Angstrom

In proporzione se il nucleo fosse una pianeta del diametro di 2 cm ci sarebbe attorno uno spazio pari ad un diametro di 200 m (2x10+4 cm)

Poiché gli atomi di tutti gli elementi sono costituiti da queste particelle, cosa diversifica un elemento da un altro? La risposta è: «il numero dei protoni contenuti nel nucleo, cioè ogni atomo di un certo elemento ha lo stesso numero di protoni detto CARICA ATOMICA» In particolare è il numero dei PROTONI a diversificare un atomo da un altro e che viene definito NUMERO ATOMICO (Z) Questo numero viene generalmente scritto in basso a sinistra del simbolo dell’elemento ESISTE UNA CORRISPONDENZA BIUNIVOCA TRA IL SIMBOLO DELL’ELEMENTO ED IL SUO NUMERO ATOMICO Z

Ogni atomo è caratteristicamente identificato in modo inequivocabile da due parametri • IL NUMERO ATOMICO (Z): corrisponde al numero dei protoni

presenti nell’atomo di un dato elemento. Si indica con la lettera Z

• MASSA ATOMICA (A): somma dei protoni e dei neutroni presenti

in un atomo ed è indicato dalla lettera A

Gli atomi si differenziano l’uno dall’altro quindi per il NUMERO di particelle che li compongono. Si definiscono così gli ELEMENTI con nomi e simboli propri

Il numero di MASSA ATOMICA serve ad identificare i vari ISOTOPI di un elemento Infatti se negli atomi di un dato elemento il numero dei protoni è sempre lo stesso (= NUMERO ATOMICO), il numero dei neutroni nell’atomo dell’elemento può variare Ad esempio nei nuclei dell’IDROGENO è possibile trovare 0, 1 o 2 neutroni. Questo comporta che gli atomi di uno stesso elemento, differendo per il numero di neutroni, hanno una MASSA diversa. Hanno quindi stessa Z ma A diversa. Il numero dei neutroni è facilmente calcolabile sottraendo dal numero di massa A il numero atomico Z

Un elemento può presentare più isotopi che differiscono per il numero di neutroni, hanno quindi stesso numero atomico Z ma massa atomica diversa I vari isotopi di un elemento non sono diffusi in natura in egual misura L’ABBONDANZA NATURALE di un isotopo ne riflette la diffusione percentuale

quanto pesa un atomo? La massa atomica di una particella sub-atomi è molto piccola Un protone ha una massa pari a 1,673x10-24 g Per convenzione si adotta come riferimento la massa di un isotopo stabile ed abbondante come l’isotopo 12 del carbonio (12C) UNITA’ DI MASSA ATOMICA (u.m.a.) 1/12 della massa di questo isotopo 1 u.m.a. = 1.6605402x10-27 kg Quindi alla massa dell’isotopo 12 del C è stata attribuita una massa di 12 uma

NON CONFONDERE u.m.a. CON PESO ATOMICO

TEORIA ATOMICA Vista la struttura fondamentale dell’atomo ripercorriamo le tappe principali che portarono alla moderna teoria atomica TEORIA DI DALTON La prima teoria atomica dell’inglese Dalton che all’inizio dell’80 propose i seguenti enunciati: 1) La materia è costituita da particelle piccolissime definite

ATOMI 2) Un ATOMO non può essere creato, diviso, distrutto o

trasformato in una atomo diverso (contraddetto da processi come radioattività, fusione e fissione nucleare)

3) Tutti gli ATOMI di uno stesso elemento hanno le stesse proprietà (confutato dalla scoperta degli isotopi)

4) ATOMI di elementi diversi hanno proprietà differenti 5) ATOMI di elementi diversi si combinano secondo rapporti espressi da numeri interi per formare i composti 6) Una trasformazione chimica consiste nel legare, separare e riarrangiare gli atomi

Il ragionamento che portò Dalton alla formulazione della sua teoria fu il seguente L’acqua, ad esempio, si forma facendo reagire esattamente 8 parti (in peso) di ossigeno e 1 parte (in peso) di idrogeno e mai si ottiene acqua facendo reagire quantità qualsiasi di quegli stessi elementi (ad esempio 8,1 o 7,9 parti di ossigeno per una di idrogeno) Se la materia fosse continua, quest’ultima possibilità dovrebbe verificarsi, mentre solo se la materia fosse di natura atomistica, la legge delle proporzioni definite e costanti troverebbe giustificazione coerente

Dalton inoltre scoprì che due elementi erano in grado di combinarsi secondo più proporzioni Ad esempio, ossigeno e idrogeno, oltre all’acqua, formano anche acqua ossigenata; nel primo caso lo fanno combinandosi secondo un rapporto in peso di 8 a 1, nel secondo di 16 a 1 Se quindi si immaginava che la molecola di acqua (cioè il frammento più piccolo di questo composto) era formata dall’unione di un atomo di ossigeno con uno di idrogeno, il peso dell’atomo di ossigeno doveva essere 8 volte quello dell’atomo di idrogeno e quindi nella molecola di acqua ossigenata vi dovevano essere due atomi di ossigeno legati ad uno di idrogeno

In realtà l’atomo di ossigeno pesa non 8, bensì 16 volte di più dell’atomo di idrogeno, ma il ragionamento che porta alla visione corpuscolare della materia conserva il suo rigore logico Alla fine dell’800 due studiosi (W. Crookes e E. Goldstein) evidenziarono come gli atomi non fossero indivisibili (come enunciato da Dalton) ma costituiti da particelle cariche (+ e -)

ESISTENZA DELLE PARTICELLE SUBATOMICHE Crookes collegò due elettrodi metallici alle estremità opposti di un tubo di vetro contenente un gas rarefatto Al passaggio delle corrente egli osservò dei raggi luminosi che attraversavano il tubo da un elettrodo ad un altro e definiti RAGGI CATODICI, in quanto erano diretti dal catodo (elettrodo negativo) all’anodo (elettrodo positivo)

ESISTENZA DELLE PARTICELLE SUBATOMICHE In seguito J.J. Thomson dimostrò che i raggi catodici erano fasci di particelle negative di energia definite ELETTRONI Esperimenti simili condotti da Golstein evidenziarono anche l’esistenza di particelle dotate di carica uguale a quella dell’elettrone, ma di segno opposto. Queste particelle molto più pesanti degli elettroni furono chiamate PROTONI

MODELLO ATOMICO DI THOMSON («A PANETTONE») Il modello di Thomson prevedeva un’omogenea distribuzione di particelle negative, sparse come le uvette e i canditi nel panettone (o «plum pudding model») costituito dall apsta carica positivamente

EVIDENZA DELL’ESISTENZA DEL NUCLEO

Nel 1911 H. Geiger e E. Rutherford evidenziarono che la maggior parte della massa e della carica positiva dell’atomo è localizzata in una piccola e densa regione definita NUCLEO e gli elettroni (più piccoli e carichi negativamente) occupano un volume molto maggiore all’esterno del nucleo L’esperimento consisteva nel bombardare una sottile lamina d’oro con particelle alfa (costituite da 2 protoni e due neutroni e quindi cariche 2+) prodotte da materiale radioattivo Le particelle alfa erano dotate di un’energia cinetica tale da superare ed attraversare la lamina

Tuttavia alcune particelle venivano deviate o respinte dalla lamina d’oro Rutherford intuì che l’atomo era uno spazio quasi del tutto vuoto Infatti, la maggior parte delle particelle alfa attraversava la lamina d’oro perché gli atomi che la costituivano dovevano presentare una parte molto densa (il NUCLEO) e più piccola dell’atomo stesso La maggior parte delle particelle alfa che attraversava non colpiva questa parte e quelle poche che lo facevano venivano deviate o respinte

Rutherford propose perciò il MODELLO ATOMICO PLANETARIO simile al sistema solare: nucleo molto denso e carico positivamente attorno al quale ruotano gli elettroni carichi negativamente . Il modello non prevedeva la presenza dei NEUTRONE la cui esistenza fu dimostrata dagli esperimenti di Chadwick (1932)

LIMITI DEL MODELLO DI RUTHERFORD Il modello presentava una netta contraddizione rispetto alla fisica classica: la teoria elettromagnetica prevede, infatti, che quando una carica subisce un’accelerazione emette energia sotto forma di onde elettromagnetiche Per tale ragione gli elettroni, essendo cariche elettriche in movimento, avrebbero dovuto emettere una radiazione elettromagnetica, perdere progressivamente energia e collassare sul nucleo Il modello atomico di Rutherford se da un lato giustificava la struttura dell’atomo dall’altro ne decretava l’instabilità La contraddizione fu risolta nel 1913 dal fisico N. Bohr che riprese le teorie proposte in quegli anni da Plank ed Einstein sulla quantizzazione dell’energia

Infatti, Max Planck ed Albert Einstein avevano chiarito la doppia natura della luce: - ondulatoria: che interpreta la luce coma un’onda

elettromagnetica - Corpuscolare: che vede la luce come un insieme di

pacchetti di energia elettromagnetica (quanti di luce) che vennero chiamati FOTONI

La radiazione elettromagnetica come la luce viaggia sotto forma di onde a partire dalla sorgente Esempio immediato di sorgente è rappresentato dal Sole La luce bianca del sole è separata in molteplici caratteristiche bande di colori diversi così come la luce bianca visibile è separata da un prisma

La luce si propaga quindi come un insieme di onde sinusoidali e la lunghezza d’onda è la distanza tra due punti uguali su due onde successive Le radiazioni magnetiche viaggiano alla velocità della luce = 3,0x108 m/secondo Ogni lunghezza d’onda anche se viaggia alla stessa velocità delle altre è caratterizzata da una certa quantità di energia L’insieme di tutte le radiazioni elettromagnetiche è definito SPETTRO ELETTROMAGNETICO

Per convenienza viene suddivisa lo spettro elettromagnetico in diverse regioni spettrali

Bohr vide un collegamento tra l’emissione di luce da parte degli atomi e gli elettroni che ruotavano attorno al nucleo Se facciamo passare la luce bianca attraverso un prisma abbiamo un spettro continuo Se invece si analizza la luce emessa da un gas rarefatto sottoposto a scarica elettrica si ottiene uno spettro a righe quindi discontinuo

Per l’idrogeno nel visibile si ottengono 4 righe (con lunghezza d’onda diversa): - 657 nm ROSSA - 486 nm VERDE - 434 nm BLU - 410 nm VIOLA

Gli atomi assorbono radiazioni di una determinata frequenza ed emettono uno spettro caratteristico Quando la luce colpisce un atomo, quest’ultimo assorbe fotoni di una precisa lunghezza d’onda ed ogni fotone assorbito cede la sua energia ad un elettrone che può quindi acquisire energia e spostarsi ad un’orbita più esterna Quando l’elettrone eccitato torna al livello energetico più basso emette energia sotto forma di un fotone ad una particolare lunghezza d’onda Nel modello di Bohr l’elettrone non collassa sul nucleo, ma ruota senza emettere energia lungo orbite circolari

Bohr propose quindi un nuovo modello planetario come quello di Rutherford ma ad orbite quantizzate e che si basa sui seguenti punti: - l’elettrone percorre solo determinate orbite circolari

quantizzate nelle quali ruota senza assorbire né emettere energia (ORBITE STAZIONARIE)

- L’elettrone assorbe energia solo se salta da un’orbita ad un’altra di livello energetico maggiore

- Se l’elettrone torna ad un livello di energia minore, l’atomo emette energia sotto forma di fotoni

- L’energia della luce (emessa o assorbita) è uguale alla differenza di energia delle due orbite

- Ogni salto è rivelato da una riga nello spettro

L’ipotesi di Bohr spiega perché gli spettri di emissione degli atomi sono spettri discontinui: ogni riga corrisponde ad un ben determinato valore di energia che a sua volta corrisponde alla differenza di energia fra due orbite

MODELLO ATOMICO DI BOHR L’atomo di Bohr può quindi essere rappresentato come una serie di orbite concentriche che circondano il nucleo Le orbite sono identificate da un numero (n = 1, 2, 3,….ecc.) definito NUMERO QUANTICO quantico

MODELLO DELL’ATOMO DI IDROGENO DI BOHR (Z=1 e A=1) - l’elettrone si muove intorno al protone centrale secondo

orbite circolari - Sono premesse solo orbite di un determinato raggio

correlato al numero intero detto NUMERO QUANTICO PRINCIPALE n. Alle orbite corrispondono altrettante energie (E)

- L’elettrone di trova nell’orbita il cui raggio è correlato con il più basso n quantico ed il minore contenuto energetico

- A seguito dell’assorbimento di energia l’elettrone passa da uno stato energetico permesso ad un altro. L’energia assorbita corrisponde esattamente alla differenza di energia tra i due stati energetici permessici sono le particelle che comunque determinano le proprietà chimiche e la reattività di un elemento

IL MODELLO DI BOHR-SOMMERFELD Il modello prima descritto si presta bene all’interpretazione della struttura dell’idrogeno, ma risulta inadeguato per spiegare la struttura di atomi con più elettroni Infatti, negli spettri di questi atomi si evidenziano raggruppamenti di righe vicinissime tra loro che non riescono ad interpretare in base al modello

Sommerfeld nel 1915 ipotizzo che l’elettrone si muovesse descrivendo orbite ellittiche in cui il nucleo occupava uno dei due fuochi

DALL’ORBITA ALL’ORBITALE Il concetto di orbita lascia il posto a quello di ORBITALE Infatti, la meccanica quantistica dimostra he non è possibile definire la traiettoria di un elettrone che ha un movimento delocalizzato Il PRINCIPIO DI INDETERMINAZIONE DI HEISENBERG afferma che di una particella come l’elettrone Non si possono conoscere contemporaneamente la posizione e la velocità in un preciso istante Gli ORBITALI vengono definiti dalle funzioni che si ottengono come soluzione dalla equazione di Schrodinger

1) Gli elettroni sono considerati sia come particelle sia come onde elettromagnetiche e solo in questo modo si possono spiegare alcuni degli aspetti del comportamento degli elettroni

2) Non è possibile determinare con precisione la posizione e la velocità dell’elettrone e, quindi, non è possibile definire la posizione occupata in ogni istante dell’elettrone attorno al nucleo. Si può invece valutare in termini di PROBABILITA’ la presenza dell’elettrone in una certa regione di spazio attorno al nucleo

3) I livelli energetici che possono essere assunti da un elettrone sono definiti attraverso regole dettate dalla fisica quantistica cioè l’ENERGIA E’ QUANTIZZATA

Il FOTONE = natura ondulatoria (radiazione elettromagnetica) e corpuscolare della materia

All’elettrone in moto nella propria orbita attorno al nucleo deve essere associata una lunghezza d’onda ( ) che dipende dalla massa della particella (m) e dalla velocità (v) = h/mv EQUAZIONE di DE BROGLIE dove h è la costante di Plank

DESCRIZIONE QUANTOMECCANICA DELL’ATOMO Si tratta di una descrizione matematica della proprietà ondulatoria dell’elettrone e la descrizione quantomeccanica di un atomo consiste di un insieme di funzioni d’onda La funzione d’onda descrive gli stati energetici accessibili all’elettrone

ORBITALE Ciascuna funzione d’onda che descrive il moto di un elettrone corrispondente ad un dato livello energetico prende il nome di ORBITALE ATOMICO = cioè una funzione matematica che descrive la distribuzione della PROBABILITA’ di trovare l’elettrone nello spazio attorno al nucleo

NUMERI QUANTICI ED ORBITALI Gli elettroni di uno stesso atomo non sono equivalenti da un punto di vista energetico, ma possono distinti in LIVELLI ad energia crescente Il NUMERO QUANTICO PRINCIPALE (n) definisce il L’ENERGIA dell’elettrone ed è correlato alla distanza media dell’elettrone dal nucleo n può assumere solo valori interi positivi L’energia del livello aumenta all’aumentare di n Il livello massimo di elettroni che un livello piò ospitare è uguale a 2(n)2 Per cui se: n = 1 capienza massima 2 e- n = 2 capienza massima 8 e- n = 3 capienza massima 18 e-

SOTTOLIVELLI Il sottolivello è un set di orbitali di uguale energia (e detti DEGENERI) all’interno di un livello energetico principale I sottolivelli (detti anche gusci) sono indicati dalle lettere s, p, d, f, ecc. l NUMERO QUANTICO SECONDARIO (o AZIMUTALE, l) determina il sottolivello energetico e la geometria dell’orbitale. Esso può assumere valori interi compresi tra 0 e n-1. Questo è correlato con la forma dell’orbitale

Un TERZO NUMERO QUANTICO detto m E’ definito anche numero quantico magnetico perché stabilisce il valore del campo magnetico dovuto al moto dell’elettrone Stabilisce un’ulteriore distinzione all’interno di ogni sottolivello (anche se non ci sono differenze di energia) e può assumere valori tra –l e +l E’ correlato con l’orientamento dell’orbitale nello spazio

Quindi gli orbitali di un atomo sono INEQUIVOCABILMENTE identificati dai numeri quantici ed ogni orbitale può contenere al massimo 2 elettroni

Gli orbitali caratterizzati da l=0 vengono chiamati ORBITALI DI TIPO s

Quelli con l=1 ORBITALI DI TIPO p

Quelli con l=2 ORBITALI DI TIPO d Quelli con l=3 ORBITALI DI TIPO f……..

Nel livello n=1 esiste un solo orbitale con l=0 ed m=0 Si tratta di un orbitale di tipo 1s che corrisponde ad una regione dello spazio di forma sferica. Può contenere al massimo 2 elettroni Nel livello n=2 possono esistere due valori di l: 0 e 1 Se l=0 esiste solo un valore di m=0 e si ha un solo orbitale 2s simile all’orbitale 1s ma di volume maggiore

Nel livello n=2 possono esistere due valori di l: 0 e 1 Se l=1 sono possibili 3 valori di m: -1, 0 e 1 Ciò significa che esistono 3 orbitali di tipo p (l=1) che hanno forma allungata e si proiettano nelle tre dimensioni nello spazio

Questi orbitali possono contenere complessivamente sino a 6 elettroni che si aggiungono ai due dell’orbitale 2s per un totale di 8 elettroni

Al terzo livello n=3 troviamo l’orbitale 3s (l=0), i tre orbitali 3p (l=1) ed un nuovo tipo di orbitale, il d (l = 2). Esistono di conseguenza 5 valori di m e quindi 5 orbitali di tipo p che possono contenere 10 elettroni

SCHEMA DEI LIVELLI ENERGETICI ORBITALI DI UNA ATOMO MONOELETTRONICO (IDROGENO)

l terzo livello n=3 troviamo l’orbitale 3s (l=0), i tre orbitali 3p (l=1) ed un nuovo tipo di orbitale, il d (l = 2). Esistono di conseguenza 5 valori di m e quindi 5 orbitali di tipo p che possono contenere 10 elettroni

MA COSA IMPONE AD UN ELETTRONE DI RISIEDERE IN UN PARTICOLARE ORBITALE?

E’ necessario introdurre un’ulteriore proprietà dell’elettrone: lo SPIN ELETTRONICO Studiando gli spettri degli atomi costituiti da più elettroni, ci si rese conto che le righe di emissione non erano single, ma costituite da 2 linee molto vicine tra loro e quindi con energie simili ma diverse Gli elettroni presentano un’altra proprietà intrinseca, anch’essa quantizzata, chiamata SPIN o meglio il senso di rotazione dell’elettrone attorno al suo asse

QUARTO NUMERO QUANTICO: lo SPIN ELETTRONICO È il numero quantico correlato al moto di spin dell’elettrone può assumere valori +1/2 e -1/2 Ciascun valore corrisponde a una rotazione in senso orario o in senso antiorario dell'elettrone attorno al proprio asse. Se l'elettrone ruota in senso orario, esso viene rappresentato da una freccia rivolta verso l'alto, se invece l'elettrone ruota in senso antiorario, la freccia sarà rivolta verso il basso. In senso arbitrario, si considera +1/2 la rotazione oraria e -1/2 la rotazione antioraria

Lo spin elettronico è un punto chiave per la comprensione delle strutture elettroniche degli atomi Con il Principio di esclusione di Pauli si è compreso che ciascun elettrone in un atomo è individuato da un solo set di valori di n, l ml ed ms e che non possono esserci due elettroni aventi lo stesso set di numeri quantici Dato che m può assumere solo 2 valori significa che e che ciascun orbitale elettronico non può contenere più di due elettroni e questi elettroni debbono avere spin opposti

CONFIGURAZIONE ELETTRONICA Lewis dette una nuova chiave di lettura della Tavola Periodica secondo cui le proprietà degli elementi si ripetono non solo quando gli elementi sono organizzati in numero crescente di numero atomico, ma anche in NUMERO CRESCENTE DI ELETTRONI Le periodicità delle proprietà fisiche e chimiche degli elementi devono essere quindi connesse in qualche modo al ripetersi della dello stesso tipo di configurazione elettronica Lewis suggerì che gli elettroni sono organizzati in GUSCI ELETTRONICI e che quando si riempie un guscio, gli elettroni aggiuntivi devono sistemarsi in un nuovo guscio

In aggiunta, Lewis notò che i gas nobili sono un gruppo di elementi chimicamente molto poco reattivi e quindi corrispondono al riempimento totale di un guscio elettronico IL COMPORTAMENTO CHIMICO PUO’ ESSERE VISTO IN TERMINI DI TENDENZA DI UN ATOMO AD ASSUMERE LA CONFIGURAZIONE ELETTRONICA RELATIVA AD UN GUSCIO ELETTRONICO CHIUSO, PERDENDO, ACQUISENDO O METTENDO IN COMPARTECIPAZIONE ELETTRONI CON ALTRI ATOMI La configurazione elettronica più stabile o CONFIGURAZIONE FONDAMENTALE di un atomo è quella in cui gli elettroni sono negli stati energetici di minor energia possibile

Se non fosse vero il principio di esclusione di Pauli allora tutti gli elettroni sarebbero posizionati sull’orbitale 1s Tuttavia non possono esistere due elettroni con gli stessi numeri quantici e quindi per ogni orbitale possono esserci al massimo 2 elettroni Gli elettroni andranno a posizionarsi su orbitali elettronici di energia via via crescente, non più di 2 per orbitale

COSTRUZIONE DELLA CONFIGURAZIONE ELETTRONICA DEGLI ATOMI (AUFBAU) Si attua disponendo attorno al nucleo contenente un numero Z di protoni un ugual numero di elettroni PRINCIPIO DI MINIMA ENERGIA: ogni elettrone occupa l’orbitale disponibile a energia più bassa PRINCIPIO DI PAULI: in un atomo non possono esistere 2 elettroni con i 4 numeri quantici eguali. Nello stesso orbitale possono esserci solo2 elettroni purché con spin diverso REGOLA DI HUND: se due o più elettroni occupano orbitali degeneri (= ad eguale energia) gli elettroni occupano il maggior numero possibile di questi orbitali e a spin paralleli

2s 2p

3s 3p 3d

4s 4p 4d 4f

5s 5p 5d 5f

6s 6p 6d

7s 7p

Il riempimento degli orbitali procede con la sequenza indicata a lato (seguendo dal basso le frecce).

1. L'elettrone occupa l'orbitale a più bassa energia disponibile

0 1 2 3

Z = 1

idrogeno

Configurazione elettronica : 1s

simbolo:

0 1 2 3

Z = 2

elemento: elio

Configurazione elettronica : 1s2

simbolo:

2s 2p

3s 3p 3d

4s 4p 4d 4f

5s 5p 5d 5f

6s 6p 6d

7s 7p

Nel Litio (Z = 3) il terzo elettrone va ad occupare l’orbitale libero a minore energia

0 1 2 3

Z = 3

elemento: litio

Configurazione elettronica : 1s2, 2s

simbolo:

0 1 2 3

Z = 4

elemento: berillio

Configurazione elettronica : 1s2, 2s2

simbolo:

2s 2p

3s 3p 3d

4s 4p 4d 4f

5s 5p 5d 5f

6s 6p 6d

7s 7p

Nel Boro, il quinto elettrone va ad occupare l’orbitale libero a minore energia

0 1 2 3

Z = 5

elemento: boro

Configurazione elettronica : 1s2, 2s2px

simbolo:

Si costruiscono idealmente gli atomi disponendo nel nucleo i

protoni e disponendo negli orbitali un ugual numero di elettroni.

Regole:

1. L'elettrone occupa l'orbitale a più bassa energia disponibile

2. Principio di Pauli: un orbitale può essere vuoto oppure abitato

da uno o, al massimo, da due elettroni. Due elettroni che occupano

lo stesso orbitale hanno spin antiparallelo.

3. Principio di Hund: il riempimento di un orbitale degenere si ha

soltanto se gli altri orbitali degeneri sono già occupati da un

elettrone.

AUFBAU

0 1 2 3

Z = 6

elemento: carbonio

Configurazione elettronica : 1s2, 2s2pxpy

simbolo:

0 1 2 3

Z = 7

elemento: azoto

Configurazione elettronica : 1s2, 2s2pxpypz

simbolo:

0 1 2 3

Z = 8

elemento: ossigeno

Configurazione elettronica : 1s2, 2s2px2pypz

simbolo:

0 1 2 3

Z = 9

elemento: fluoro

Configurazione elettronica : 1s2, 2s2px2py

2pz

simbolo:

0 1 2 3

Z = 10

elemento: neon

Configurazione elettronica : 1s2, 2s2px2py

2pz2

simbolo:

2s 2p

3s 3p 3d

4s 4p 4d 4f

5s 5p 5d 5f

6s 6p 6d

7s 7p

Nell’atomo di sodio (Na) il settimo elettrone occupa l’orbitale 3s

1s2, 2s2px2py

2pz2, 3s Na

1s2, 2s Li

0 1 2 3

1s2, 2s2px2py

2pz2, 3s2 Mg

1s2, 2s2

0 1 2 3

2s 2p

3s 3p 3d

4s 4p 4d 4f

5s 5p 5d 5f

6s 6p 6d

7s 7p

Nell’atomo di alluminio (Al) il nono elettrone occupa un orbitale 3p

1s2, 2s2px2py

2pz2, 3s2px Al

1s2, 2s2px B

0 1 2 3

1s2, 2s2px2py

2pz2, 3s2pxpy Si

1s2, 2s2pxpy C

0 1 2 3

1s2, 2s2px2py

2pz2, 3s2pxpypz P

1s2, 2s2pxpypz N

0 1 2 3

1s2, 2s2px2py

2pz2, 3s2px

2pypz S

1s2, 2s2px2pypz O

0 1 2 3

1s2, 2s2px2py

2pz2, 3s2px

2py2pz Cl

1s2, 2s2px2py

2pz F

0 1 2 3

1s2, 2s2px2py

2pz2, 3s2px

2py2pz

2 Ar

1s2, 2s2px2py

2pz2 Ne

0 1 2 3

La configurazione elettronica degli elementi si ripresenta nella tavola periodica Infatti se prendiamo in considerazione gli elementi a partire dall’idrogeno in ordine di numero atomico crescente si osserva che al crescere di una unità del valore del numero atomico viene aggiunto un elettrone alla configurazione elettronica Ogni volta che una serie di elementi ha sistemato abbastanza elettroni da riempire un livello energetico, gli elementi successivi, che iniziano a riempire il successivo livello energetico, vengono disposti in una riga sottostante, detta PERIODO, in modo che sono incolonnati con gli elementi che presentano la STESSA CONFIGURAZIONE ELETTRONICA

Per il gruppo IA questa è = ns1

Per il gruppo IIA questa è = ns2 ecc. Il suffisso n coincide con il numero della riga (PERIODO) contenente l’elemento e corrisponde anche al numero quantico principale che si sta riempendo Si vengono così a formare 7 PERIODI, corrispondenti ai 7 livelli energetici riempibili e quindi al valore del numero quantico principale n

Gli elementi che si incolonnano verticalmente formano i cosiddetti GRUPPI, composti da elementi che presentano un eguale numero di elettroni disposti sullo stesso tipo di orbitali, ma naturalmente su di un diverso livello energetico

La prima regione (blocco s) è formata dai gruppi IA e IIA dove si riempie l’orbitale s La regione all’estrema destra (blocco p) è composta dai rimanenti 6 gruppi A (l’ottavo gruppo A è spesso indicato come gruppo 0 ed è costituito dagli elementi che distribuiscono i sei elettroni nei tre orbitali p La regione centrale (blocco d) costituita da 10 file verticali a formare 8 gruppi è formata dai cosiddetti METALLI DI TRANSIZIONE, elementi che dispongono 10 elettroni nei 5 orbitali d

Infine la regione in basso (blocco f) formata da due serie chiamate rispettivamente serie dei LANTANIDI e degli ATTINIDI, costuituita da elementi che stanno distribuendo i 14 elettroni nei 7 orbitali f (4f e 5f)

H 1s

Li 2s

Na 3s

K 4s

Rb 5s

Be 2s2

Mg 3s2

Ca 4s2

Sr 5s2

B 2s2p

Al 3s2p

Sc 3d,4s2

Ti 3d2,4s2

V 3d3,4s2

Cr 3d5,4s

Mn 3d5,4s2

Fe 3d6,4s2

Co 3d7,4s2

Ni 3d8,4s2

Cu 3d10,4s

Zn 3d10,4s2

Ga 4s2p

In 5s2p

C 2s2p2

Si 3s2p2

Ge 4s2p2

Sn 5s2p2

N 2s2p3

P 3s2p3

As 4s2p3

Sb 5s2p3

O 2s2p4

S 3s2p4

Se 4s2p4

Te 5s2p4

F 2s2p5

Cl 3s2p5

Br 4s2p5

I 5s2p5

Y 4d,5s2

Zr 4d2,5s2

Nb 4d3,5s2

Mo 4d5,5s

Tc 4d5,5s2

Ru 4d6,5s2

Rh 4d7,5s2

Pd 4d8,5s2

Ag 4d10,5s

Cd 4d10,5s2

Ne 2s2p6

Ar 3s2p6

Kr 4s2p6

Xe 5s2p6

He 1s2

1° 2° 3° 4° 5° 6° 7° 8°

Elementi metallici

Elementi non-metallici alti valori di PJ e AE

Elementi anfoteri Valori intermedi di PJ e AE

Bassi valori di PJ e AE

../../../../../Documents and Settings/WINDOWS/Desktop/CHIMICA/idrogeno.ppt

../../../../../Documents and Settings/WINDOWS/Desktop/CHIMICA/Litio.ppt#1. Nessun titolo diapositiva

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ELETTRONI DI VALENZA Nelle interazioni tra gli atomi giocano un ruolo prioritario gli elettroni del livello energetico più esterno, comunemente definiti ELETTRONI DI VALENZA o ELETTRONI SUPERFICIALI, che sono collocati sugli ORBITALI DI VALENZA Per questo motivo la configurazione elettronica superficiale o dello strato di valenza forniscono informazioni sulla reattività di ogni singolo atomo Il numero degli elettroni di valenza dell’atomo coincide con il numero del gruppo o della famiglia in cui si trova collocato l’atomo Ad esempio, elementi con idrogeno e sodio (gruppo IA) hanno un solo elettrone di valenza Spostandosi da sinistra verso destra nel periodo 2, il berillio, ad esempio (gruppo IIA), ha due elettroni di valenza, il boro (gruppo IIIA) 3, il carbonio (gruppo IVA) 4 e così via

ELETTRONI DI VALENZA Il numero di ordine di ciascun gruppo indica quindi quanti elettroni sono nel livello energetico superficiale Gli elementi del gruppo IA presentano configurazione superficiale ns1 Possiamo quindi scrivere uno schema che ci permette di correlare ciascun gruppo A con la configurazione elettronica degli elementi appartenenti al gruppo stesso

ELETTRONI DI VALENZA Un atomo polielettronico può essere visto come costituito da un nucleo attorno al quale gli elettroni sono delocalizzati in successive nubi di elettricità di varia forma e dimensione (orbitali) sempre più lontani dal nucleo all’aumentare del numero quantico principale n Gli elettroni più lontani dal nucleo sono quelli meno fortemente legati ad esso, in quanto aumenta la distanza e la schermatura dalla carica nucleare Sono proprio questi elettroni di valenza quelli coinvolti nelle reazioni chimiche

REGOLA DELL’OTTETTO Gli elementi dell’ultimo gruppo (gas nobili) hanno due (elio) e otto elettroni di valenza (hanno CONFIGURAZIONEL OTTEZZIALE) Questi elementi sono estremamente stabili e definiti GAS INERTI, perché non si legano facilmente ad altri elementi La loro stabilità è dovuta al fatto che gli orbitali dei vari livelli energetici sono pieni Gli atomi degli altri elementi sono più reattivi dei gas nobili in quanto mediante le reazioni chimiche cercano di raggiungere la configurazione stabile del gas nobile, acquistando o cedendo elettroni = REGOLA DELL’OTTETTO

CONFIGURAZIONE ELETTRONICA ABBREVIATE

La configurazione del sodio (Z=11) è.

1s22s22p63s1 La configurazione del gas nobile che lo precede, il neon, è:

1s22s22p6 Per cui possiamo scrivere la configurazione elettronica del sodio come:

[Ne]3s1 Analogamente: Magnesio (Z=12) [Ne]3s2

IONI

Gli ioni sono particelle cariche positivamente o negativamente CATIONI = particelle che si formano quando l’atomo perde uno o più elettroni ANIONI = particelle che si formano quando l’atomo acquista uno o più elettroni I metalli e non-metalli differiscono nel modo in cui formano ioni I metalli (a sinistra nella tavola periodica) tendono a formare CATIONI in seguito alla perdita di uno o più elettroni SODIO (Z=11) Na Na+ + e - MAGNESIO (Z=12) Mg Mg2+ + 2e - ALLUMINIO (Z=13) Al Al3+ + 3e –

lo ione prodotto ha la stessa configurazione del gas nobile più vicino e quindi STABILI

Il sodio ha un comportamento tipico degli elementi del suo gruppo (IA) e quindi anche gli atomi dello stesso gruppo (H, Li, K, Cs e Fr) presumibilmente formeranno uno ione con carica positiva (1+) Anche il magnesio (Gruppo IIA) ha un comportamento simile agli altri del suo gruppo (Be, Ca, Sr….) = formazione di ioni con carica 2+ I non-metalli posti alla destra della tavola periodica tendono invece ad acquistare elettroni e formano ANIONI FLUORO (Z=9) F + e - F- OSSIGENO (Z=8) O + 2e - O2- AZOTO (Z=7) N + 3e - N3- lo ione prodotto ha la stessa configurazione del gas nobile più vicino e quindi STABILI

Il fluoro ha un comportamento tipico degli elementi del suo gruppo (VII) e quindi anche gli atomi dello stesso gruppo (Cl, Br e I) presumibilmente formeranno uno ione con carica negativa (1-) Anche l’ossigeno ha un comportamento simile agli altri del suo gruppo e formerà ioni con carica 2- I metalli di transizione tendono a formare ioni positivi perdendo elettroni proprio come i metalli rappresentativi ma sono caratterizzati da una valenza variabile a A seconda della sostanza con cui reagiscono possono formare più di uno ione stabile Ad esempio il ferro ha due ioni stabili Fe2+ e Fe3+ Il rame può esistere come Cu+ e Cu2+

CONFIGURAZIONE ELETTRONICA E CLASSIFICAZIONE DEGLI ELEMENTI

Nel XIX secolo si tento di classificare gli elementi conosciuti Mendeleev (chimico russo) dispose tutti gli elementi conosciuti in ordine di numero atomico Z crescente e si rese conto della periodicità delle loro caratteristiche chimiche e fisiche = TAVOLA PERODICA GRUPPI (colonne della Tavola) = elementi che hanno la stesa configurazione elettronica esterna PERIODI (righe della Tavola) = inizia con un elemento che ha come configurazione elettronica esterna un elettrone di tipo s e procede di una unità il numero atomico Z ad ogni passaggio. Gli elettroni più esterni hanno lo stesso numero quantico n

PERIODO 1°: due soli elementi, IDROGENO ed ELIO per i quali è riempito solo l’orbitale 1s PERIODO 2°: vengono riempiti progressivamente gli orbitali 2s e 2p fino ad un massimo di 8 elettroni. L’elemento con un solo elettrone nell’orbitale 2s (LITIO) viene incolonnato sotto l’IDROGENO, quello che ha tutto il secondo livello pieno (NEON) viene posto sotto l’ELIO

Tra il gruppo dell’idrogeno, chiamato GRUPPO 1A e quello dell’elio, chiamato VIIIA sono compresi altri gruppi (dal IIA al VIIA) in cui vengono via via riempiti gli orbitali del secondo periodo

Il III periodo comprende 8 elementi che vengono incolonnati nei rispettivi gruppi a seconda della configurazione elettronica esterna; Ad esempio il SODIO (Na) con configurazione 3s1 al gruppo IA, l’ALLUMINIO (Al) 3s2 3p1 al gruppo IIIA DA NOTARE CHE IL NUMERO DEL GRUPPO INDICA IL NUMERO COMPLESSIVO DI ELETTRONI NELLO STRATO DI VALENZA

Con il III periodo si rendono disponibili gli orbitali 3d che sono riempiti solo dopo l’orbitale 4s Il IV periodo inizia con gli elementi che hanno elettroni solo nell’orbitale 4s (gruppi IA e IIA) e prima di procedere con il riempimento degli orbitali 4p, si procede al riempimento degli orbitali 3d

Tutti gli elementi in cui si stanno riempendo gli orbitali d appartengono ai gruppi da IB a VIIIIB e sono detti ELEMENTI DI TRANSIZIONE

E’ evidente coma la tavola possa essere suddivisa da una linea obliqua che va dal gruppo IIIA sino al gruppo VIA METALLI: solidi duri, lucenti, buoni conduttori di calore ed elettricità. Unica eccezione è l’IDROGENO che non è un metallo NON-METALLI: solidi, liquidi o gassosi ed i solidi sono friabili e cattivi conduttori di calore ed elettricità

Gli elementi sulla linea hanno caratteristiche intermedie e sono detti SEMI-METALLI Gli elementi di transizione hanno proprietà metalliche e sono quindi detti METALLI DI TRANSIZIONE

Gli elementi del gruppo IA sono detti METALLI ALCALINI e T e pressione ambiente sono solidi. Eccezione l’IDROGENO che è un gas con particolari proprietà fisico-chimiche I metalli alcalini hanno un solo elettrone nello strato di valenza e reattività simile

Gli elementi del gruppo II A sono detti METALLI ALCALINO-TERROSI e T e pressione ambiente sono solidi ed hanno 2 elettroni nello strato di valenza Gli elementi dei gruppi dal III A al VI A sono in parte metalli ed in parte non-metalli mentre quelli del gruppo VII A sono tutti non metalli detti ALOGENI Di questi N, O F e Cl sono gassosi, il Br è liquido e tutti gli altri solidi