Chimica generale. Corsi di laurea in - Tecnologie alimentari - Viticoltura ed enologia PARTE 1

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1 Chimica generale Corsi di laurea in - Tecnologie alimentari - Viticoltura ed enologia PARTE 1 1

2 Michèle Nègre DI.VA.P.R.A. Settore di chimica agraria Tel:

3 Chimica generale e analisi chimico-agrarie (8 CFU) AA Obbiettivi Fornire gli strumenti chimici minimi richiesti nei corsi successivi, rispettando una sequenza logica e dando la possibilità di apprendere mediante ragionamento Acquisire le capacità di: - Utilizzare in modo corretto la vetreria e la strumentazione di base del laboratorio - Eseguire le analisi di base del laboratorio chimico agrario - Analizzare in modo critico i risultati - Presentare i risultati 3

4 Programma Lezioni (56 h) Struttura dell'atomo: Sistema periodico degli elementi: Legame chimico: Simboli, formule, nomenclature. Molecole, moli, reazioni chimiche Stati di aggregazione della materia. Soluzioni: preparazione, concentrazione, proprietà Composti acidi, basici, soluzioni tamponi Titolazioni: acido-base, ossido-riduzione, complessometria. Solubilità dei composti. Introduzione al laboratorio Trattamento dei dati e presentazione dei risultati: Calibrazione degli strumenti 4

5 Esercitazioni in laboratorio (24 h) Preparazione di soluzioni a titolo noto (standard primari) Preparazione di soluzioni di acidi e basi (concentrazione in peso, normalità, molarità) Titolazioni acido-base: applicazione alla determinazione dell acidità dell aceto e del limone ph-metro: principio e applicazione alla determinazione del ph di liquidi alimentari Titolazione di ossido riduzione: applicazione alla determinazione della concentrazione di una soluzione di Fe (II). Titolazione complessometrica: applicazione alla determinazione della durezza dell acqua Preparazione di standard analitici, calibrazione degli strumenti: applicazione alla determinazione della concentrazione di fosforo in soluzione acquosa con metodo colorimetrico 5

6 Carmine Rubino, Italo Venzaghi, Renato Cozzi Stechio & Lab Le basi dell'analisi chimica 1-Stechiometria 2-Principi e Metodologia Ed. Zanichelli 6

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8 Prima parte Atomi, molecole, tavola periodica, legame chimico 8

9 L atomo 9

10 il n u c leo è c o s titu ito d a : - p ro to n i (p ) c a ric a ti p o s itiv a m e n te - n e u tro n i (n ) n o n ca rica ti Il n u c le o è c irc o n d a to d a : - e le ttro n i (e - ) c a ric a ti n e g a tiv a m e n te m a s sa (g ) c a ric a (C ) P ro t o n e (p ) N e u t ro n e (n ) E le ttro n e (e - )

11 1-2 Numero atomico- massa atomica Gli atomi sono elettricamente neutri per cui: numero di protoni = numero di elettroni Numero atomico (Z) = numero di protoni = numero di elettroni Numero di massa (A) = numero di protoni + numero di neutroni La massa atomica è nell intervallo g Unità di massa atomica = dalton 1 dalton = 1/12 della massa dell atomo di carbonio 12 C. Il 12 C ha massa u 1 dalton = g 11

12 1-3-Rappresentazione semplificata di alcuni atomi Atomo d idrogeno: 1 protone, 1 elettrone numero atomico (Z) = 1 numero di massa (A) = 1 - elettrone + protone nucleo Nube elettronica 12

13 Atomo di elio: 2 protoni, 2 neutroni, 2 elettroni numero atomico (Z) = 2 numero di massa (A) = 4 - elettrone + + protoni n n neutroni nucleo - elettrone 13

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15 1-4- Isotopi Possono esistere atomi dello stesso elemento con lo stesso numero di protoni e diverso numero di neutroni = isotopi - elettrone idrogeno - elettrone + protone nucleo neutrone n + protone nucleo Idrogeno comune 1 H 1 1 elettrone 1 1 protone deuterio 2 H = D 1 1 elettrone 1 protone 1 neutrone 15

16 idrogeno - elettrone + protone n n neutroni nucleo 1 elettrone 1 protone 2 neutroni tritio 3 H = Trizio 1 16

17 Carbonio 12 e 13 ( 12 C, 13 C) n 7 n Carbonio 12 6 elettroni 6 protoni 6 neutroni 12 C 6 Carbonio 13 6 elettroni 6 protoni 7 neutroni 13 C 6 17

18 Carbonio 14 ( 14 C) n Carbonio 14 (radioattivo) 6 elettroni 6 protoni 8 neutroni 14 C 6 18

19 1-5 Massa atomica media Quando un elemento ha due o più isotopi, si parla di massa atomica media. La massa atomica media dipende dalla massa di ogni isotopo e dalla sua abbondanza naturale relativa. Esempio: il carbonio naturale consiste principalmente di due isotopi,, % in numero, di carbonio-12 e % di carbonio-13. 1atomo di carbonio naturale pesa: 12x / x 1.108/100 = uma 1 atomo di carbonio pesa uma 19

20 1-6- Mole e numero di Avogadro 20

21 Un campione macroscopico contiene una numero molto grande di atomi L unità usata dai chimici è la mole (mol). Una mole di atomo (grammo atomo) contiene N atomi. N = x10 23 = numero di Avogadro La massa espressa in g di una mole di atomo = la massa espressa in unità atomica di un atomo 1 atomo di 12 C pesa 12,00 u 1 mole di C contiene N atomi di C e pesa 12,00 g 1 atomo di 1 H pesa 1.00 u 1 mole di H contiene N atomi di H e pesa 1,00 g 21

22 2- Gli ioni Un atomo può perdere o acquistare elettroni, diventando così una specie elettricamente carica detta ione. Un atomo che perde uno o più elettroni diventa carico positivamente, (catione). Un atomo che acquista uno o più elettroni diventa carico negativamente, (anione). Carica ionica = numero di protoni numero di elettroni Na +, Ca 2+ Cl -, 22

23 3-Modelli di struttura dell atomo 3-1 Modelli di Rutherford (1909) e Bohr (1913) Modello di Rutherford: Il nucleo occupa il centro dell atomo e porta una carica positiva Ze + La neutralità elettrica è garantita da Z elettroni che ruotano attorno al nucleo secondo determinate traiettorie (orbite) Da Prof. A Credi 23

24 Bohr (1913) propone un modello simile ma più dettagliato Modello di Bohr ispirato dalla teoria dei quanti di Max Planck : energia luminosa può essere emessa o assorbita solo in quantità finite (quanto) o particelle di luce (fotoni) L elettrone si muove in orbite (traiettorie) circolari attorno al nucleo secondo un moto descritto dalla fisica classica. L elettrone può occupare orbite privilegiate sulle quali non emette energia. Tali orbite corrispondono a dei livelli energetici dell atomo. Una variazione energetica dell atomo corrisponde ad un salto dell elettrone da una orbita ad un altra L elettrone possiede solo una serie fissa di orbite permesse. Gli stati permessi per l elettrone sono numerati con n = 1, 2, 3, 4,. 24

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26 La differenza di energia fra due livelli corrisponde all emissione o all assorbimento di un quanto o fotone in accordo con l equazione di Plank: ΔE = hν = hc/λ h = x J.s Finché un elettrone resta in una data orbita la sua energia resta constante e non si ha emissione di energia Energia dell elettrone nelle orbite permesse: E = E 0 /n 2 26

27 4- Meccanica quantistica 4-1Principi generali Il modello di Bohr, basato sulla meccanica classica, non descrive in modo soddisfacente atomi multielettronici e non permette di spiegare la formazione dei legami chimici. Louis de Broglie (1924) propone una nuova teoria: ogni particella in movimento si comporta come un onda, come la radiazione luminosa. La lunghezza d onda dell onda di materia è data da: λ = h/mv h costante di Planck mv momento della particella La meccanica ondulatoria introduce la nozione di probabilità di presenza invece di localizzazione. 27

28 Il concetto di onda associata ad un elettrone non permette di assegnare a questa particella una posizione esattamente determinata nello spazio. Il principio di indeterminazione di Heisenberg (1927) stabilisce che la contemporanea conoscenza del momento e della posizione di una particella comporta una certa indeterminazione di queste grandezze. Non si può assegnare agli elettroni un orbita definita, ma si può calcolare la probabilità di trovare un elettrone in un certo punto dell atomo (metodo di calcolo sul quale si fonda la meccanica ondulatoria). 28

29 Equazione di Schrödinger è una funzione d onda che permette di calcolare la posizione di un determinato elettrone lungo le tre coordinate, rispetto al nucleo posto all origine. 29

30 4-2 L orbitale L orbitale rappresenta uno spazio al di fuori del quale la probabilità di trovare l elettrone è trascurabile Le funzioni d onda dell equazione di Schrödinger sono caratterizzate da tre parametri chiamati numeri quantici 30

31 4-2 I numeri quantici I numeri quantici descrivono stati energetici permessi di un elettrone Il numero quantico principale = n n determina l energia dell elettrone n è sempre intero e positivo (1, 2, 3,.. ). più alto è il valore di n, maggiore è l energia dell elettrone e maggiore è la sua distanza dal nucleo. n livello energetico principale 31

32 Numero quantico secondario o azimutale = l determina la forma geometrica della nuvola elettronica l è sempre intero, varia da 0 a (n -1) z l = 0 orbitale s (sferica) l = 1 orbitale p (a 8) l = 2 orbitale d (forma + complessa) l = 3 orbitale f (forma + complessa) y z x x y 32

33 Numero quantico magnetico = m determina l orientazione degli orbitali l uno rispetto all altro. z z z y y sempre intero, varia da l a + l, x x y x l= 0 m = 0 l = 1 m = -1, 0, +1 l = 2 m = -2, -1, 0, +1, +2 33

34 l =0m=0 orbitale s z x x y 34

35 l= 1 m = -1, 0, +1 Orbitali p l = 1 z m= 0, -1, +1 z z y x y x y x 35

36 l= 2 m = -2, -1, 0, +1, +2 5 tipi di orbitali d 36

37 dschm/lect/schrdlek/q-zahlen.html 37

38 Riassunto n l m nome orbitale s s p s p d

39 Numero di spin L elettrone ruota attorno al proprio asse. Esistono due possibilità: senso orario (+½, ), senso antiorario (- ½, ). In ogni orbitale possono stare 2 elettroni a spin opposto. 39

40 4-3 Configurazione elettronica E l indicazione di come gli elettroni di un dato atomo sono distribuiti nei vari orbitali. L ordine con cui gli elettroni occupano gli orbitali è tale da minimizzare l energia dell atomo. Principio di esclusione di Pauli: In un atomo, non possono esistere due elettroni aventi tutti i quattro i numeri quantici uguali. Regola di Hund: Quando sono disponibili orbitali di identica energia, gli elettroni inizialmente occupano questi orbitali singolarmente 40

41 Diagramma orbitalico H (1 elettrone) 1s 1 He (2 elettroni) 1s 2 Li (3 elettroni) 1s 2, 2s 1 Be (4 elettroni) 1s 2, 2s 2 B (5 elettroni) 1s 2, 2s 2, 2p 1 C (6 elettroni) 1s 2, 2s 2, 2p 2 N (7 elettroni) 1s 2, 2s 2, 2p 3 Ne (10 elettroni) 1s 2, 2s 2, 2p 6 41

42 Ar (18 elettroni) 1s 2, 2s 2, 2p 6, 3s 2,3p 6 Kr (36 elettroni) 1s 2, 2s 2, 2p 6, 3s 2,3p 6, 3d 10,4s 2,4p 6 42