Chimica generale e inorganica

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1 Corso di: Chimica generale e inorganica Prof. Roberta Spadaccini rspadacc@unisannio.it Orario di ricevimento: lunedi 16-17

2 Libri di testo consigliati: Brown-Lemay Fondamenti di chimica EDISES Giannoccaro Doronzo - Elementi di Stechiometria -EDISES Primo Levi- Il Sistema Periodico -Einaudi

3 dott.ssa Rossella Bianco (responsabile commerciale) EdiSES srl Cell Tel /07 Fax

4 La Chimica studia le proprietà della materia e le leggi che ne governano le trasformazioni Materia: Tutto ciò che ha una massa e occupa spazio

5 Principi, leggi e postulati della chimica sono basati su tre modelli fondamentali Modello atomico della materia Modello elettronico dell atomo Modello del legame chimico

6 Tre stati di aggregazione Forma e volume propri Volume proprio solido liquido Interazioni forti Interazioni medie Forma e volume del contenitore gas Interazioni deboli

7 Proprietà fisiche si osservano senza alterare la composizione Temperatura, colore, densita, conducibilita xes.

8 Proprietà chimiche si osservano quando avvengono trasformazioni che alterano la composizione delle sostanze

9 Sostanza: materiale puro, che non può essere separato nei suoi componenti medianti metodi fisici H 2 O, glucosio Elemento: sostanza costituita da atomi uguali H 2, N 2, O 2 Composto: sostanza costituita da almeno due elementi H 2 O H 2 O 2 Miscele: Combinazione fisica di due o piu sostanze. I componenti della miscela conservano la propria identita

10 SIMBOLI ATOMICI Notazione fatta di una o due lettere corrispondente ad un particolare elemento. Spesso si fa uso delle prime lettere del nome latino Au Oro da Aurum Na Sodio da Natrium Cl Cloro

11 Miscela eterogenea Miscela omogenea Sostanze elementari Separazione fisica

12 Metodi fisici Miscele Sostanze pure omogenee eterogenee Metodi chimici composti elementi ionici molecolari

13 Separazione fisica Separazione chimica Distillazione Elettrolisi

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17 Lavoisier e la legge di conservazione della massa Lavoisier ( ) riconobbe l importanza delle misurazioni accurate e fece una serie di esperimenti sulla combustione. All epoca si pensava che la combustione fosse dovuta ad una proprietà chiamata flogisto espulsa dal legno o dai metalli quando bruciavano. Lavoisier riscaldò dei metalli (stagno o piombo) in recipienti chiusi con quantità limitate di aria. La calce che si formava pesava di più del metallo originale, ma il peso dell intero recipiente era immutato. Analogamente bruciando la legna la cenere residua era più leggera del legno di partenza ma il peso del recipiente rimaneva lo stesso. La trasformazione del metallo (o della legna) non era conseguenza della perdita di flogisto ma dell acquisto di una parte di aria (ossigeno).

18 Legge di Conservazione di Massa: In una reazione chimica la massa totale si conserva (la somma delle masse dei reagenti e uguale alla somma delle masse dei prodotti) 2 g di Idrogeno + 16 g di Ossigeno = 18 g di Acqua

19 La teoria atomica di Dalton 1. Tutta la materia è composta da atomi indivisibili. Un atomo è una particella estremamente piccola che mantiene la sua identità durante le reazioni chimiche. 2. Un elemento è un tipo di materia composto da un solo tipo di atomo. Tutti gli atomi dello stesso elemento hanno la stessa massa e le stesse proprietà 3. Un composto è un tipo di materia costituito da atomi di due o più elementi chimicamente uniti in proporzioni fisse. Due tipi di atomi in un composto si legano in proporzioni espresse da numeri semplici interi 4. Una reazione chimica consiste nella ricombinazione degli atomi presenti nelle sostanze reagenti in modo da dare nuove combinazioni chimiche presenti nelle sostanze formate dalla reazione John Dalton ( ) Un nuovo sistema di filosofia chimica (1808)

20 STRUTTURA DELL'ATOMO Vari esperimenti condotti all'inizio del 1900 dimostrarono che gli atomi non sono indivisibili ma costituiti da particelle più piccole (elementari). Elettrone Se a due elettrodi posti alle estremità di un tubo in cui è fatto il vuoto viene applicato un alto voltaggio, dall'elettrodo negativo (catodo) si dipartono dei raggi detti raggi catodici. Thomson dimostrò che tali raggi sono costituiti da un flusso di particelle cariche negativamente che chiamò elettroni.

21 Tubo a raggi catodici La deviazione di un raggio catodico da parte di un campo elettrico e di un campo magnetico

22 ESPERIMENTO DI THOMSON Misura del rapporto carica/massa dell'elettrone: un fascio di raggi catodici attraversa un campo elettrico e un campo magnetico. L'esperimento è predisposto in modo che il campo elettrico devii il fascio in una direzione mentre il campo magnetico lo devia nella direzione opposta. Bilanciando gli effetti è possibile determinare il rapporto carica/massa dell'elettrone. e/m=1, C/Kg

23 Quantizzazione della carica elettrica: esperimento di Millikan Gocce di olio cariche elettricamente vengono fatte cadere in presenza di un campo elettrico. Dalla massa nota delle goccioline e dal voltaggio applicato per mantenere ferme le gocce cariche si potè calcolare la carica presente sulle gocce. Fu trovato che tutte le cariche elettriche sono multiple di una carica elementare minima e assunta come carica dell'elettrone. e=1, C (coulomb)

24 Thomson aveva calcolato: e/m= 1, C/Kg da cui si dedusse: m= 9, Kg Modello atomico di Thomson

25 Dimensioni atomiche: circa m = 1 Å = 0,1 nm L'esperimento di Rutherford

26 Dimensioni atomiche: circa 1 Å Dimensioni nucleari: circa 10-5 Å La maggior parte dell'atomo è vuoto Quasi tutta la massa atomica è quindi concentrata nel nucleo

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29 STRUTTURA NUCLEARE Ogni elemento è caratterizzato da una carica nucleare tipica che è un multiplo della carica elettronica e. Questo multiplo viene indicato con la lettera Z. Ad ogni Z corrisponde un atomo H Z=1 He Z=2 Li Z=3 Nell'atomo neutro attorno a tale nucleo si muovono Z elettroni. Un nucleo è costituito da due tipi di particelle: Protoni carica +e massa 1831 volte quella dell'elettrone Neutroni carica 0 massa 1831 volte quella dell'elettrone

30 Un nucleo è quindi caratterizzato da due numeri Un numero atomico Un numero di massa neutroni Z numero di protoni A numero di protoni + numero di Un nucleo particolare caratterizzato da Z e da A è anche chiamato nuclide e rappresentato con la seguente notazione: Numero di massa Numero atomico Na Z=11 11 protoni (definisce l'elemento Na) A= = 12 neutroni

31 Atomi i cui nuclei hanno lo stesso numero di protoni ma diverso numero di neutroni sono detti isotopi. Ad esempio l'idrogeno ha tre isotopi: H H H idrogeno 1 protone nessun neutrone deuterio 1 protone 1 neutrone trizio 1 protone 2 neutroni Gli elementi presenti in natura sono in genere miscele di isotopi: Cl 17Cl Cloro 75,8 % 24,2 % Abbondanza relativa: frazione del numero totale di atomi di un dato isotopo.

32 Isotopi naturali di alcuni elementi Nuclide Massa relativa % di nuclidi 1 H 1, ,985 2 H 2, ,015 3 He 3, ~ He 4, ~ Li 6, ,42 7 Li 7, ,58 9 Be 9, ~ Be 10, tracce 10 B 10, ,6 11 B 11, ,4 11 C 11, tracce 12 C 12, 98,89 13 C 13, ,11 14 C 14, tracce

33 Ioni Un elemento e caratterizato dal suo numero atomico. Nell atomo neutro il numero di elettroni e uguale a quello di protoni. Atomi che hanno ceduto o aquistato elettroni rispetto all atomo neutro si dicono ioni: Catione + Anione -

34 Massa atomica relativa dei nuclidi La massa di un nuclide è troppo piccola rispetto all unità di misure del kg. Viene quindi definita in rapporto a quella di un nuclide di riferimento. Per convenzione la massa del nuclide 12 C è stata definita come esattamente = a 12. 1/12 della sua massa è l unità di riferimento. 1 uma = 1,6605 x g

35 Metodo Scientifico. La chimica è una scienza sperimentale basata sul metodo scientifico. Legge scientifica: Esperimento <=> Teoria Nello scambio di informazioni tra i ricercatori sono importanti: Le definizioni Le unità di misura Il valore di ogni misura dipende infatti dalla unità di misura con la quale viene espresso. X es. la misura di una lunghezza ha un valore differente se espressa in cm o in pollici.

36 La misura e la determinazione delle dimensioni, della capacita,della quantita, dell estensione di qualcosa Le misure di quantita fisiche devono essere espresse come multipli di unita di riferimento di riferimento Sistema Internazionale di misura Lunghezza metro m Massa chilogrammo Kg Tempo secondo s Corrente elettrica Ampere A Temperatura Kelvin K Intensita luminosa Candela Cd Ammontare di sostanza mole mol

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40 Accuratezza: quanto risulta vicina una misura rispetto al valore vero o accettato come vero Precisione: quanto sono vicine tra loro una serie di misuresullo stesso oggetto

41 Incertezza sulle misure 29,2 29,25

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44 Peso atomico Si definisce peso atomico di un elemento la massa relativa e media di quell'elemento rispetto ad 1/12 della massa di un nuclide di 12 C. Il peso atomico dell'idrogeno è: 1, , , ,0015 = 1,007976, Quello del carbonio è: 12 0, ,0111 = 12,0111

45 Il carbonio naturale ha la seguente composizione isotopica: % di 12 C 12 uma % di 13 C uma Calcolare la massa atomica del carbonio. Consideriamo un campione di atomi La loro massa sarà: x x = uma Massa media di un atomo: uma

46 Le masse relative di n, e p e per i singoli nuclidi sono riferite a 1/12 della massa del 12 C. In questo modo, il protone, il neutrone hanno massa relativa vicina ad 1. La massa dei vari nuclidi è vicina al numero di massa A.

47 Peso molecolare: somma dei pesi atomici di tutti gli elementi contenuti in una molecola di una sostanza elementare o di un composto 1. I 2 : 126.9x2= H 2 SO 4 : ( x 2) ( x 4) =

48 Quando una sostanza non è formata da molecole discrete ma da un insieme infinito di atomi o ioni, si parla di peso formula 1. NaCl: = K 2 Cr 2 O 7 : (39.10 x 2) + ( x 2) + ( x 7) = 294.2

49 Peso atomico, peso molecolare, peso formula sono in realtà delle masse.

50 Gli atomi si combinano secondo rapporti definiti per formare composti Formula chimica: deve indicare come minimo quali sono gli elementi che costituiscono la sostanza e in quale rapporto gli atomi di questi elementi si trovano. H 2 O CO 2 O 2 CO Formula minima o molecolare

51 Reazione chimica La combinazione degli atomi in un composto puo cambiare solo quando avviene una reazione chimica Una reazione chimica cambia il rapporto con cui gli atomi si combinano, ma non altera la natura degli atomi C + O 2 CO 2

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