Chimica Applicata all Ambiente e Tecnologia dei Materiali

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1 Chimica Applicata all Ambiente e Tecnologia dei Materiali Introduzione: definizioni fondamentali: atomi, molecole, peso molecolare, peso atomico, tavola periodica; Stato gassoso, liquido e solido: classificazioni e leggi fondamentali; Le reazioni chimiche: classificazioni ed esempi; Soluzioni e proprietà colligative; Acidi e basi; STRUTTURA DEI MATERIALI (Prof. Andrea Lazzeri) Interazione dell ecosistema, naturale ed antropizzato, con materiali da costruzione posti in opera. Interazioni gassose: gas atmosferici ed emissioni antropiche ed effetto sui materiali Interazioni liquide: classificazione delle acque e loro interazione con i materiali da costruzione Interazioni solide: particolato atmosferico e effetto di microorganismi Cenni di degrado e restauro di beni culturali

2 La selezione di un materiale deve essere basata sulla scienza struttura chimica chimica fisica morfologia ingegneria proprietà Interazione con l ambiente: origine durabilità e rilascio fine vita

3 MATERIALI ED AMBIENTE INORGANICI Crosta terrestre Crosta terrestre ceramici metallici polimerici RIFIUTI ORGANICI Petrolio (nella crosta terrestre)

4 chimica inorganica Secondo la definizione storica la chimica inorganica si occupa delle sostanze non prodotte dalla materia vivente, oggetto di studio della chimica organica, quali sono i composti derivati dal regno minerale che non possiede forza vitale organica La chimica organica si occupa delle caratteristiche chimiche e fisiche delle molecole organiche. Si definiscono convenzionalmente composti organici i composti del carbonio con eccezione degli ossidi, monossido e diossido, e dei sali di quest'ultimo In realtà il confine tra i due tipi di chimica sono molto labili. E infatti possibile sintetizzare in laboratorio composti organici (es. Urea) a partire da composti inorganici (cianato di ammonio). Inoltre la chimica organica comprende molte branche che non hanno a che fare con la chimica della vita.

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6 MATERIALI POLIMERICI I materiali polimerici costituiscono il 4% del petrolio consumato nel mondo. Il resto è utilizzato per scopo energetico o per altri scopi (industria farmaceutica e industria chimica non connessa alla produzione di polimeri) Con la scarsità del petrolio tutta la chimica ORGANICA entrerebbe in crisi. Per questo da parecchi anni si ricerca su come approvvigionarsi di sostanze chimiche a partire da sostanze naturali e, possibilmente, di scarto (non edibili) e rinnovabili BIOREFINERY In analogia alla raffineria, che fornisce sostanze per uso chimico ed energetico, la bioraffineria integra la conversione di biomassa con la produzione di carburante, calore e sostanze chimiche di base. Alcune delle difficoltà: - Spesso i prodotti naturali hanno composizioni complesse ed è difficile isolare i composti di interesse od ottenere rese significative - I composti che si ottengono possono avere strutture diverse da quelli normalmente sintetizzate e di uso comune - Necessità di riconversione degli impianti di lavorazione (costi)

7 Atomi, molecole, macromolecole, ioni He atomo H 2 O molecola Na + ione sodio Amilopectina macromolecola

8 ATOMO Un atomo è costituito da una parte centrale detta nucleo, estremamente densa, che contiene protoni e neutroni. Gli elettroni si trovano in zone dello spazio denominate orbitali. Nucleo: protoni (carica positiva) e neutroni (neutri) Elettrone: carica negativa

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10 NUMERO ATOMICO Il numero atomico indica il numero di protoni presenti in un atomo. Se L atomo è neutro (privo di carica netta) il numero atomico corrisponde anche al numero di elettroni. MASSA ATOMICA

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13 Sulla Tavola periodica il carbonio ha massa 12,0107 uma. Vediamo perché.

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18 Struttura elettronica degli atomi Perché si studia? La struttura elettronica è alla base della reattività chimica dei diversi elementi E anche alla base della forma chimica in cui gli atomi si trovano nei materiali Inoltre lo studio della struttura elettronica permette di approfondire la conoscenza degli elementi sfruttando al massimo le informazioni disponibili nella tavola periodica degli elementi

19 Struttura elettronica degli atomi Atomo di idrogeno. L elettrone non può assumere infiniti valori di energia. Solamente alcuni livelli di energia (orbitali) sono permessi. Meccanica quantistica L atomo di idrogeno L eccitazione di atomi produce emissione di energia a determinate frequenze DE = hn PlancK h= 6,63 x J s Energia correlata al livello elettronico E 2 2 me 2 2 n h n ev Bohr Numero quantico principale

20 Energia di ionizzazione: energia necessaria per rimuovere l elettrone al livello fondamentale dall atomo. Nel caso dell idrogeno l energia di ionizzazione è pari a 13,6 ev H +

21 Dove si trova l elettrone? Principio di indeterminazione di Heisenberg La posizione ed il momento (massa x velocità) di una particella infinitamente piccola non possono essere determinati completamente. Tenendo conto della natura ondulatoria dell elettrone, nel 1926 il fisico austriaco E. Schrodinger formulò un'equazione matematica che ne descrive il comportamento ondulatorio. Le soluzioni dell'equazione di Schrodinger, dette funzioni d'onda e indicate con la lettera Ψ (psi), permettono di conoscere lo stato di un elettrone. Anche se la funzione Ψ non ha significato fisico diretto, la funzione Ψ 2, calcolata per una determinata porzione di spazio, fornisce la probabilità di trovare l'elettrone in essa. Mentre il modello atomico di Bohr considerava che gli elettroni si muovessero intorno al nucleo secondo orbite circolari, il modello atomico di Schrodinger definisce le regioni dello spazio in cui il quadrato della funzione d'onda raggiunge i valori più alti. Tali regioni furono chiamate orbitali. L'orbitale è quella zona in cui la probabilità di trovare l'elettrone è maggiore del 90%. Racchiudendo entro una superficie limitante tutti i punti per i quali l'elettrone ha la massima probabilità di passare nel suo moto intorno al nucleo, si ottiene una figura geometrica, simmetrica rispetto al nucleo, che dà un idea della "forma" dell'orbitale. L'orbitale non è un contenitore all'interno del quale si muove l'elettrone, ma solo la zona in cui è probabile trovarlo. A definire dimensione, forma e orientamento di un dato orbitale, concorrono i numeri quantici.

22 Numeri quantici degli elettroni degli atomi n l m l m s Numero quantico principale n= 1, 2, 3, orbitale Numero quantico azimutale l= 0, 1,2,,n-1 Numero quantico magnetico m l = -l,.0,, +l Numero quantico di spin +1/2 e -1/2

23 Orbitali S (l=0) ORBITALI

24 n>1 Orbitali p (l=1; ml= -1, 0, +1)

25 n>2 Orbitali d (l=2; ml=-2,-1,0,1,2) n>3 Orbitali f (l=3; ml= -3,-2,-1,0,1,2,3)

26 Struttura elettronica degli atomi con più elettroni Numero quantico principale Massimo numero di elettroni in ciascun guscio (2n 2 ) Orbitali Tipi di orbitali di tipo s di tipo s, 3 di tipo p di tipo s, 3 di tipo p, 5 di tipo d di tipo s, 3 di tipo p, 5 di tipo d, 7 di tipo f di tipo s, 3 di tipo p, 5 di tipo d, 7 di tipo f, di tipo s, 3 di tipo p, di tipo s,

27 Struttura elettronica degli atomi con più elettroni Configurazioni elettroniche degli elementi Ordine di riempimento degli orbitali: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 5d 10 6p 6 7s 2 5f 14 6d 10 7p 6 Ferro (Z= 26) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6 Oppure [Ar]4s 2 3d 6 Errore su Smith, ed.3! Osmio (Z=76) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 5d 6 Oppure [Xe] 6s 2 4f 14 5d 6

28 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d107p6

29 Dimensione atomica

30 Reattività chimica Gas nobili Elementi elettropositivi ed elettronegativi Cationi ed anioni Elettronegatività: grado di attrazione degli elettroni da parte di un atomo: Il meno elettronegativo: Cs ha elettronegatività 0,9 Il più elettronegativo : F ha elettronegatività 4,1 metalli Hanno pochi elettroni nei gusci esterni (tre o meno) Formano cationi cedendo elettroni Hanno bassa elettronegatività Non metalli Hanno 4 o più elettroni nei gusci esterni Formano anioni acquisendo elettroni Hanno alta elettronegatività

31 Numeri di ossidazione Il numero di ossidazione è "la carica che assumerebbe un elemento in un composto, se si assegnassero gli elettroni di legame all'elemento più elettronegativo"

32 LEGAMI CHIMICI Legami atomici primari Legami ionici Legami covalenti Legami metallici Legami intramolecolari o tipici di strutture solide estese Legami atomici o molecolari secondari Legami a dipolo permanente Legami a dipolo fluttuante Legami intermolecolari

33 LEGAME IONICO I legami ionici si formano tra elementi molto elettronegativi (non metalli) ed elementi elettropositivi (metalli)

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36 n varia tra 7 e 9

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39 L'energia reticolare di un solido ionico è la variazione standard di entalpia che si accompagna alla trasformazione del solido in un gas costituito dai suoi ioni

40 LEGAME COVALENTE Il legame covalente ha luogo tra atomi con bassa differenza di elettronegatività e che sono vicini l uno all altro nella tavola periodica. Molecole biatomiche

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42 LEGAMI COVALENTI ETEROPOLARI: coinvolgono atomi differenti

43 Lewis: Regola dell'ottetto Gli atomi tendono il più possibile a completare i loro ottetti mediante coppie di elettroni messi in compartecipazione. funziona bene per gli elementi del secondo periodo, come C, N, O e F Quando invece vi sono orbitali d disponibili, più di otto elettroni possono essere sistemati intorno ad un atomo e la regola non funziona bene

44 Atomi del 2 periodo e relativi composti con l'idrogeno. C nello stato fondamentale avrebbe 2 elettroni nel 2s e due spaiati nei 2p, uno dei due elettroni 2s viene "promosso" al 2p libero perché ciò permette di ottenere 4 legami a Un trattino che congiunge due atomi rappresenta un legame covalente, uno accostato all'atomo rappresenta un doppietto di elettroni non impegnato in legame (detto anche doppietto libero). Ne non può fare legami poiché tutti gli orbitali sono occupati da un doppietto.

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46 Metano CH 4 Ibridizzazione sp 3 Metano ed idrocarburi saturi

47 Etene (o etilene) C 2 H 4 Ibridizzazione sp 2 Alcheni ( i doppi legami, planari, creano rigidità nelle molecole)

48 Etino (o acetilene) C 2 H 2 Ibridizzazione sp

49 Benzene C 6 H 6 Ibridizzazione sp 2 L applicazione della teoria del legame di valenza spiega la geometria di molte molecole che poi è correlata alle loro proprietà e reattività.

50 Legame metallico

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52 Legami secondari - + m = q d Molecola a dipolo permanente carica distanza tra centro + e centro - DIPOLO FLUTTUANTE Si crea un dipolo fluttuante. Un esempio sono le interazioni tra atomi di gas nobili, che hanno T di fusione ed ebollizione molto basse. (-300 a -100 C)

53 Dipoli permanenti Legame idrogeno (caso particolare di legame dipolo-dipolo): si ha quando un legame polare conteente un atomo di idrogeno, O-H o N-H, interagisce con gli atomi elettronegativi O, N, F o Cl.

54 molecolari solidi covalenti Nei nodi del reticolo cristallino dei solidi molecolari sono presenti molecole legate con deboli legami intermolecolari Esempi: ghiaccio, naftalina Esempi: silice, diamante Temperatura di fusione molto alta In generale grande durezza Isolanti o semiconduttori Insolubili in acqua Temperatura di fusione bassa Scarsa durezza

55 ionici solidi metallici Ione Na +, Ione Cl - Nei nodi del reticolo cristallino dei solidi metallici sono presenti ioni positivi legati da legame metallico. Il reticolo è avvolto dalla nuvola elettronica Esempi: i vari metalli NaCl Solido ionico Temperatura di fusione relativamente alta Fragilità alla trazione Sfaldamento diagonale rispetto ai piani reticolari Allo stato fuso conducono la corrente elettrica Solubili in acqua In soluzione acquosa conducono la corrente Temperatura di fusione generalmente alta Elevata densità Buona conducibilità termica ed elettrica Lucentezza al taglio