ELEMENTI DI CHIMICA

Transcript

1 Dr. Marcello Mascini Testi consigliati: ELEMENTI DI CHIMICA QUALSIASI TESTO UNIVERSITARIO DI CHIMICA GENERALE VA BENE! Raccolta di Appunti ed Esercizi di Lezione forniti dal docente Sacco, Pasquali, Marchetti Chimica generale e inorganica Casa Editrice Ambrosiana Manotti Lanfredi, Tiripicchio Fondamenti di chimica Casa Editrice Ambrosiana Kotz, Treichel Chimica EdiSes J.E. Brady, J.R. Holum, Chimica, Ed. Zanichelli P.W. Atkins, Chimica Generale, Ed. Zanichelli

2 PROGRAMMA I Parte I - Chimica generale 1 Struttura dell'atomo 2 Il nucleo dell'atomo 3 Legami chimici 4 Sostanze inorganiche 5 Stati di aggregazione della materia 6 Equilibrio chimico 7 Soluzioni 8 Proprietà colligative delle soluzioni 9 Acidi e basi 10 Soluzioni saline: idrolisi 11 Soluzioni tampone 12 Termodinamica chimica 13 Ossidoriduzioni 14 Cinetica chimica.

3 PROGRAMMA UNITÀ DIDATTICA N 1 1 Struttura dell'atomo 2 Legami chimici 3 Stati di aggregazione della materia

4 PROPRIETÀ FISICHE: SONO CARATTERISTICHE CHE POSSONO ESSERE OSSERVATE SENZA MODIFICARE L IDENTITÀ CHIMICA PROPRIETÀ CHIMICHE: CAPACITÀ A DAR LUOGO A REAZIONI CHIMICHE REAZIONE CHIMICA: PROCESSO IN CUI UNA O PIÙ SOSTANZE MODIFICANO L IDENTITÀ CHIMICA

5 COMPOSTI E ELEMENTI COMPOSTO: SOSTANZA PURA CHE SOTTOPOSTA A PROCESSI CHIMICI SI DECOMPONE IN ALTRE SOSTANZE PIÙ SEMPLICI (sale da cucina, zucchero, anidride carbonica, metano) ELEMENTI: SOSTANZA PURA CHE NON PUÒ ESSERE TRASFORMATA CHIMICAMENTE IN ALTRE SOSTANZE PIÙ SEMPLICI (azoto, carbonio, idrogeno, ossigeno)

6 SIMBOLI CHIMICI AD OGNI ELEMENTO VIENE ASSEGNATO UN SIMBOLO IDROGENO SODIO POTASSIO FERRO PIOMBO H Na K Fe Pb

7 Gli Elementi di Mendelejev

8

9 Biologically Important Elements This view of the periodic, high-lights the 26 elements that are important to living things. These include the big six: Carbon, Hydrogen, Nitrogen, Oxygen, Phosphorus (CHNOPS). The rest are generally considered trace elements. They are often very important but needed in much smaller amounts.

10 La Mole Una MOLE e la quantità di sostanza che contiene tante unità elementari quanti sono gli atomi contenuti in 12 g esatti dell isotopo 12 del carbonio. Gli atomi contenuti in 12 g esatti di 12 C sono : 6.022x = Numero di Avogadro

11 Quanto è grande ? Se vinceste una mole di lire il giorno della vostra nascita, spendendo un miliardo al secondo per il resto della vostra vita, il giorno del 90 compleanno avreste ancora il 99,999% della somma iniziale. Se rovesciate un bicchiere d acqua sulla costa tirrenica, immaginando un perfetto mescolamento degli oceani, un bicchiere d acqua raccolto nel mare della Polinesia conterrebbe almeno 100 molecole d acqua originali.

12 Quanto pesa una mole di H? Un atomo di H pesa 1 UMA: 1/12 di un atomo di 12 C. Una mole di H peserà pertanto 1/12 di una mole di 12 C: 1g.

13 Ed una mole di O? Un atomo di O pesa 16: i 16/12 di un atomo di 12 C. Una mole di atomi di O pesa pertanto i 16/12 di una mole di atomi di 12 C: 16 g!!

14 Multipli delle Unità SI Fattore Prefisso Simbolo Exa E Peta P Tera T 10 9 Giga G 10 6 Mega M 10 3 Chilo K 10-3 milli m 10-6 micro µ 10 9 nano n pico p femto f

15 Sistema SI Lunghezza - metro -m Massa - chilogrammo - kg Tempo - secondo - s Corrente elettrica - Ampère - A Temperatura - Kelvin - K Quantità di materia - mole - mol Intensità luminosa - candela - cd

16 MOLECOLE H 2 C 2 O 4 NUMERI DI ATOMI PRESENTI NELLA MOLECOLA

17 FORMULE CHIMICHE COEFFICIENTE DI REAZIONE O STECHIOMETRICO 2H 2 + O 2 2H 2 O REAGENTI PRODOTTI

18 SIMBOLI s l g aq SOLIDO LIQUIDO GAS SOLUZIONE ACQUOSA CALORE REAZIONE IRREVERSIBILE REAZIONE REVERSIBILE SVILUPPO DI GAS PRECIPITATO C (s) + O 2(g) CO 2(g)

19 Peso Atomico e Mole Il peso di una mole di qualunque elemento è pari al suo peso atomico espresso in grammi. Analogamente il peso di una mole di molecole di qualunque sostanza è pari al peso in grammi corrispondente al peso molecolare.

20

21 Atomo ELETTRONE MASSA = 9, kg CARICA = -1, C PROTONE MASSA = 1, kg CARICA = +1, C MASSA PROTONE = 1836 MASSA ELETTRONE! VALORE DELLA MASSA DI UN ATOMO ESPRESSO È MAGGIORE DELLA SOMMA DELLE MASSE DEI PROTONI E DELL ELETTRONE ATOMO DI OSSIGENO HA MASSA 16, 17, 18 uma J. CHADWICK (1932) SCOPRE IL NEUTRONE: PARTICELLA PRIVA DI CARICA E MASSA PARI AD 1, kg (1 uma)

22 ATOMI DELLO STESSO ELEMENTO, IN CONDIZIONI NORMALI, POSSIEDONO LO STESSO NUMERO DI PROTONI E DI ELETTRONI NUMERO ATOMICO (Z)=NUMERO DI PROTONI PRESENTI NEL NUCLEO DI UN ATOMO NUMERO DI MASSA (A)=NUMERO DI PROTONI+NUMERO DI NEUTRONI A Z X

23 ISOTOPI=ATOMI DEL MEDESIMO ELEMENTO CHE POSSIEDONO STESSO NUMERO DI ELETTRONI E PROTONI, MA DIFFERENTE NUMERO DI NEUTRONI

24 UNITÀ DI MASSA ATOMICA (uma) 1 1 uma = M C MASSA PROTONE = 1 uma MASSA ELETTRONE = 1/1836 uma MASSA NEUTRONE = 1 uma

25 MODELLI FINO A RUTHERFORD-BOHR

26 QUANTIZZAZIONE ENERGIA

27 ONDA-PARTICELLA L. DE BROGLIE (1924) hν c ν = λ h = λ mv = h λ = = E mv MOMENTO DI UN FOTONE MOMENTO DI UNA PARTICELLA

28 PRINCIPIO DI INDETERMINAZIONE

29 Principio di indeterminazione di Heisenberg Si consideri una vettura (1000 kg) che si muove a 30 m/s (circa 110 km/h) e assumendo un errore sulle misure di 1/10 6 : p = m x v = 1000 x ms -1 = ms - da cui x = m!!

30 Principio di indeterminazione di Heisenberg Si consideri un elettrone (10-31 kg) che si muova anch esso a 30 m/s (circa 110 km/h) e assumendo un errore sulle misure di 1/10 6 : p = m x v = x ms -1 = ms -1 da cui x = m!!

31 Accertata l impossibilità di determinare sperimentalmente le proprietà dell elettrone, si è deciso di determinare la PROBABILITA di trovare un elettrone in una area definita intorno al nucleo. L elettrone viene trattato come un onda di materia EQUAZIONE DI SCHROEDINGER Ad ogni elettrone corrisponde una funzione d onda che dipende dal suo livello energetico. Ψ 2 ( X, Y, Z ) dv Probabilità di trovare l elettrone nel volume dv

32 NUMERI QUANTICI Il numero quantico principale n (enne) riguarda la quantizzazione della energia totale E tot (corrisponde cioè ai livelli di energia indicati nello schema energetico del modello) e può assumere i valori n=0,1,2,... Il numero quantico secondario o azimutale l (elle) è relativo al momento angolare e può assumere valori condizionati dal valore di n: l=0,1,2,...,(n-1)

33 NUMERO QUANTICO MAGNETICO Il numero quantico magnetico m (emme) è relativo alla quantizzazione "spaziale" del momento angolare, che può assumere, cioè, solo certe orientazioni rispetto ad una definita direzione; la direzione viene definita solo in presenza di un campo elettrico o magnetico che orienti il vettore. Il campo può essere esterno, imposto da noi, oppure dovuto alla vicinanza di altri atomi o molecole. m= -l, -l+1,...-1, 0, 1,...l-1, l

34 Orbitali Atomici per l = 0 s (da "sharp") per l = 1 p (da "principal") per l = 2 d (da "diffuse") per l = 3 f (da "Fundamental") Potremo avere perciò, per esempio, gli orbitali 2p (con n=2 e l=1) 3s (con n=3 e l=0) 5f (con n=5 e l=3)

35 n l m simbolo: s simbolo: p simbolo: d s s p z p x p y s p z p x p y d z d xz d yz d xy d x2-y s p z p x p y

36 ORBITALE s

37 ORBITALE s

38 ORBITALI px, py pz

39 ORBITALI d

40 ORBITALI dx 2 -y 2 E dxy

41 NUMERO QUANTICO DI SPIN m s m s = ± 1/2 La tendenza generale delle particelle è di associarsi fra loro con spin antiparalleli:

42 AUFBAU E PERIODICITÀ 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; perciò, nello stesso orbitale, possono esserci 2 soli elettroni purché con m s, momento di spin, diverso; gli spin dei due elettroni devono essere perciò antiparalleli, dato che, essendo nello stesso orbitale, gli elettroni hanno gli altri 3 numeri quantici n, l, m, eguali. Regola di Hund o della massima molteplicità: se due o più elettroni occupano orbitali degeneri (cioè a eguale energia), gli elettroni occupano il maggior numero possibile di questi orbitali, e a spin paralleli.

43

44 ENERGIA DEGLI ORBITALI

45

46 Blocco s Blocco p Blocco d s Blocco f

47 RAPPRESENTAZIONI

48 LEGAME CHIMICO Le molecole sono aggregati stabili ed identici contenenti più atomi La loro geometria non cambia al cambiare dello stato di aggregazione Deve esistere una forma di interazione tra gli atomi.

49 VALENZA Gli elettroni di VALENZA, cioè quelli più esterni sono quelli coinvolti nei legami chimici, gli elettroni interni non vengono coinvolti Il numero degli elettroni di valenza per gli elementi dei gruppi principali coincide con il numero del gruppo

50 REGOLA DELL OTTETTO UN ATOMO, IN GENERE, TENDE A FORMARE LEGAMI FINO A RAGGIUNGERE UNA SUA CONFIGURAZIONE ELETTRONICA ESTERNA SIMILE A QUELLA DEI GAS NOBILI, CARATTERIZZATA CIOÈ DALLA PRESENZA DI OTTO ELETTRONI IONI CON TALE CONFIGURAZIONE SONO PIU STABILI

51 ENERGIA DI LEGAME

52 LEGGE DI COULOMB F = k q 1 r q 2 2

53 ENERGIA

54 LUNGHEZZA DI LEGAME

55 LEGAME C-C LUNGHEZZA DI LEGAME ETANO>ETILENE>ACETILENE ENERGIA DI LEGAME ACETILENE>ETILENE>ETANO

56 TIPI DI LEGAMI LEGAME COVALENTE LEGAME IONICO LEGAME METALLICO PURO OD OMOPOLARE POLARE O ETEROPOLARE LEGAMI A IDROGENO INTERAZIONI DI VAN DER WAALS

57 SCHEMA INTERAZIONI TRA PARTICELLE FRA ATOMI LEGAMI FORTI FRA MOLECOLE LEGAMI DEBOLI COVALENTE IONICO METALLICO PURO/OMOPOLARE POLARE/ETEROPOLARE A IDROGENO VAN DER WAALS

58 ELETTRONEGATIVITÀ

59 LEGAME IONICO

60 NaCl Rapporto stechiometrico 1:1, numero di coordinazione 6

61 LEGAME COVALENTE CONDIVISIONE DI UNA COPPIA DI ELETTRONI DA PARTE DI DUE ELEMENTI

62

63 STRUTTURE DI LEWIS

64 TEORIE SUL LEGAME COVALENTE TEORIA DEL LEGAME DI VALENZA SINGOLI ATOMI CIASCUNO CON I SUOI ELETTRONI E ORBITALI, CHE UNENDOSI FORMANO IL LEGAME TEORIA DEGLI ORBITALI MOLECOLARI CONSIDERA LA MOLECOLA FORMATA DA UN INSIEME DI NUCLEI CARICHI POSITIVAMENTE, CIRCONDATI DA ELETTRONI CHE OCCUPANO UNA SERIE DI ORBITALI MOLECOLARI

65 TEORIA DEL LEGAME DI VALENZA

66

67

68 ORBITALI IBRIDI

69

70

71 IBRIDO sp2

72

73

74 LEGAMI DOPPI E TRIPLI LEGAMI σ

75 LEGAMI π

76 ETILENE

77

78 ACETILENE

79 Perché esistono molecole con stechiometria simile e geometrie differenti? Ci sono molecole con stechiometria analoga (CO 2, H 2 O) ma geometrie differenti. Evidentemente gli elettroni di legame non sono sufficienti per spiegare la geometria.

80 La struttura elettronica e la struttura molecolare Si devono contare tutti gli elettroni esterni degli atomi che compongono la molecola comprendendo le eventuali cariche elettriche Si devono distribuire in modo da rispettare la regola dell ottetto per tutti gli atomi La geometria molecolare è definita dai legami σ più le coppie di non legame.

81 FORMA DELLE MOLECOLE: LA TEORIA VSEPR

82 ORBITALI DELOCALIZZATI

83 IL BENZENE Sostanza estratta dalla resina del Benzoè come principale componente della parte odorosa : ESSENZA o AROMA Formula: CH o C 6 H 6?

84 Il benzene

85 Il Modello dell Orbitale Molecolare L interazione tra due atomi viene affrontata con una strategia simile a quella utilizzata per costruire la configurazione elettronica degli atomi. Si cerca, cioè, una funzione che abbia le stesse caratteristiche degli orbitali atomici con la differenza che questa nuova funzione deve essere in grado di descrivere il comportamento degli elettroni attorno a più di un nucleo.

86 TEORIA DEGLI ORBITALI MOLECOLARI

87 ORBITALI MOLECOLARI OA OM caratteristiche di simmetria rispetto all'asse di legame s σ simmetria assiale; coassiale con l'asse di legame p π piano nodale contenente l'asse di legame d δ due piani nodali perpendicolari intersecantesi lungo l'asse di legame

88

89 O 2 N 2 è diamagnetico e molto meno reattivo di O 2!

90 LEGAME METALLICO Il modello del mare di elettroni prevede che in un metallo gli elettroni siano in grado di muoversi molto facilmente attorno alla rete di nuclei positivi. Gli elettroni sono presenti in una banda di valenza

91 Proprietà dei Metalli Malleabilità: i metalli possono esser facilmente ridotti in lamine sottili per battitura Duttilità:i metalli possono essere tirati in fili. Elevata Conducibilità Termica (diminuisce all aumentare di t) Elevata Conducibilità Elettrica (passaggio nella banda di conduzione) Lucentezza

92 LEGAMI A IDROGENO A hydrogen bond is a special type of dipole-dipole bond that exists between an electronegative atom and a hydrogen atom bonded to another electronegative atom

93

94 INTERAZIONI DI VAN DER WAALS

95 STATI DELLA MATERIA

96 MATERIA ALLO STATO GASSOSO MOLECOLE AD ALTA ENERGIA CINETICA GRANDE DISTANZA TRA LE MOLECOLE LEGAMI INTERMOLECOLARI DEBOLI V, T, P, n

97 LEGGE DELLE PRESSIONI PARZIALI IN UNA MISCELA, CIASCUN GAS AGISCE CON LA SUA PRESSIONE PARZIALE OGNI GAS È INDIPENDENTE DAGLI ALTRI LEGGE DI DALTON O DELLE PRESSIONI PARZIALI P TOT = P A + P B + P C +...

98 LEGGE DEI GAS IDEALI PER UN GAS IDEALE PV/nT È UNA COSTANTE UNIVERSALE (R) DOVE n È IL NUMERO DI MOLI PV=nRT R = 0,082 l atm mol K

99 LEGGE DI AVOGADRO VOLUMI UGUALI DI GAS DIVERSI, ALLE STESSE CONDIZIONI DI PRESSIONE E TEMPERATURA, CONTENGONO LO STESSO NUMERO DI MOLECOLE V n A PRESSIONE E TEMPERATURA COSTANTE

100 VOLUME MOLARE STANDARD VOLUME OCCUPATO DA UNA MOLE DI GAS A CONDIZIONI NORMALI (1 atm E 273,15 K) 22,414 LITRI MOLE = PESO IN GRAMMI DI UN NUMERO DI AVOGADRO (6, ) DI MOLECOLE

101 GAS REALI EQUAZIONE DI VAN DER WAALS nb = TERMINE DI CORREZIONE DOVUTO AL VOLUME DELLE MOLECOLE 2 n a V 2 TERMINE CORRETTIVO PER LA PRESSIONE 2 n a V P + 2 ( V n b) = n R T

102 LIQUIDI PARTICELLE AD ENERGIA CINETICA MINORE DEI GAS, MAGGIORE DEI SOLIDI PICCOLA DISTANZA TRA LE MOLECOLE FORZA DI LEGAME TRA LE MOLECOLE MAGGIORE DEI GAS

103 PROPRIETÀ DEI LIQUIDI SCARSA COMPRIMIBILITÀ DIFFUSIONE TENSIONE SUPERFICIALE EVAPORAZIONE VISCOSITÀ

104 Tensione di Vapore La tensione di vapore di un liquido è la pressione che la fase gassosa esercita sulla propria fase liquida in condizioni di equilibrio La tensione di vapore aumenta all aumentare della temperatura Quando la tensione di vapore eguaglia la pressione esterna si ha l ebollizione del liquido

105 TENSIONE DI VAPORE

106

107

108 Le particelle alla superficie di un liquido sono sottoposte ad una forza attrattiva verso il centro della massa liquida. Come conseguenza principale, i liquidi liberi tendono ad assumere una forma sferica, in quanto la sfera è la figura geometrica che a parità di volume ha la minima superficie.

109 La tensione superficiale: L energia delle molecole sulla superficie è maggiore di quella delle molecole nella massa (bulk)

110 la capillarità In A, le forze di adesione sono più forti delle forze di coesione

111 La viscosità Si può definire la viscosità di un liquido come sua la resistenza allo scorrimento. La viscosità è determinata da forma e dimensioni delle molecole, ma soprattutto dalle forze intermolecolari che permettono il facile (bassa viscosità) o difficile (alta viscosità) scorrimento di uno strato di liquido sull altro. Viscosità elevata: forze intermolecolari intense ostacolano lo scorrimento delle molecole. Aumentando la temperatura, la viscosità in genere diminuisce

112 SOLIDI Nello stato solido, le forze attrattive tra le particelle (ioni, atomi, molecole) prevalgono largamente sull effetto dell agitazione termica. Libertà di movimento quasi completamente soppressa: rimangono possibili solo oscillazioni intorno alla posizione di equilibrio (moti vibrazionali). Quasi tutte le sostanze si possono trovare allo stato solido; l intervallo di temperature in cui ciò si verifica dipende dalla forze delle interazioni tra particelle. Più deboli sono le forze attrattive a più bassa sarà la temperatura per cui si ha il passaggio allo stato liquido (gassoso)

113 Caratteristiche dei solidi sono: incomprimibilità, rigidità, lucentezza, ecc. Solidi a struttura disordinata: SOLIDI AMORFI Solidi a struttura ordinata: SOLIDI CRISTALLINI

114 Classificazione dei solidi cristallini Metalli (solidi metallici) : atomi legati insieme da legame metallico; Solidi ionici: reciproca attrazione tra cationi e anioni (elettrostatica); Solidi covalenti: atomi legati ai loro vicini mediante legami covalenti; Solidi molecolari: insiemi di molecole vincolate nella loro posizione da forze intermolecolari