Chimica generale e inorganica

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1 Chimica generale e inorganica per Scienze e Tecnologie Viticole ed Enologiche A.A Alberto Gasparotto Dip.to Scienze Chimiche Via Marzolo, 1 tel: 049/ alberto.gasparotto@unipd.it 1

2 Risultati d'apprendimento previsti: lo studente acquisisce nozioni di chimica di base. Ciò verrà fatto attraverso lo svolgimento di lezioni teoriche intervallato da esempi pratici ed esercizi. La risoluzione di esercizi numerici, relativi agli argomenti svolti nelle lezioni teoriche, ha anche lo scopo di abituare lo studente all approccio scientifico a problemi di natura diversa. Propedeuticità: é necessario saper risolvere le equazioni di primo e di secondo grado e i sistemi di equazioni; eseguire le operazioni con i logaritmi e le potenze. Modalità di erogazione e organizzazione della didattica: sono previste 64 ore (lezioni frontali, esercitazioni, laboratorio). Metodi di valutazione: la verifica di profitto si svolge con le seguenti modalità: scritta. Non sono previsti accertamenti in itinere. Orario di lezione: lunedì ; giovedì

3 Testi (teoria) 1. Fondamenti di Chimica Generale R. Chang, K. Goldsby McGraw Hill Education 2. Fondamenti ed Esercizi di Chimica Generale ed Inorganica A. Peloso, F. Demartin Ed. Progetto Padova (teoria ed esercizi) 3. Chimica J.N.Spencer, G.M. Bodner, L.H.Rickard Zanichelli 4. Chimica I. Bertini, C. Luchinat, F. Mani, 2 a ed. Casa Ed. Ambrosiana 5. Chimica Generale ed Inorganica A. Peloso Ed. Libreria Cortina Padova 6. Chimica La natura molecolare della materia e delle sue trasformazioni Martin S. Silberberg 2 a ed. -Mc GrawHill 7. Chimica Un Approccio Molecolare, J. Tro Nivaldo, Ed. EdiSES. Testi (esercitazioni) 1. PROBLEMI DICHIMICA GENERALE A. Peloso (7 a Edizione) Libreria Cortina Padova 2. STECHIOMETRIA PER LA CHIMICA GENERALE P. Michelin Lausarot, G.A. Vaglio Piccin Padova 3

4 Programma del Corso (8 CFU) 1 credito: Leggi fondamentali della chimica. Unità di massa e concetto di mole. Struttura dell atomo. Numeri quantici e gusci elettronici. Costruzione del sistema periodico e proprietà periodiche. Alcuni esempi di nomenclatura. Stato di ossidazione e bilanciamento di semplici reazioni. 2 credito: Legame ionico, metallico, covalente e legame nei solidi. Formule di Lewis e cenni alla teoria dell orbitale molecolare. Orbitali ibridi e teoria VSEPR. Legame ad idrogeno. 3 credito: Lo stato gassoso. Leggi che descrivono il comportamento di un gas. Equazione di stato per un gas ideale ed unità di misura relative. Liquefazione dei gas e grandezze critiche. Dissociazione gassosa. Lo stato liquido. Diagramma di stato dell acqua. Proprietà delle soluzioni ed espressione della concentrazione del soluto. Proprietà colligative e grado di dissociazione del soluto. 4 credito: Cenni di termodinamica. Funzioni di stato. Processi spontanei. Concetto di equilibrio chimico. Legge d azione di massa ed espressione della costante di equilibrio in sistemi omogenei ed eterogenei. 4

5 Programma del Corso 5 credito: Equilibri in soluzione acquosa. Teoria acido base di Brönsted e Lewis. Concetto di ph e scala di acidità. Coppie coniugate e relazione tra Ka e Kb. Forza degli acidi mono e poliprotici e costanti di dissociazione. Composti anfoteri, idrolisi e tamponi. 6 credito: Titolazioni acido base ed uso degli indicatori. Sali poco solubili e Kps. Solubilità in funzione del ph. 7 credito: Celle galvaniche. Il potenziale elettrodico e la concentrazione. Uso della tabella dei potenziali standard. Esempi di pile commerciali. Elettrolisi e leggi di Faraday. 8 credito: Cenni di chimica inorganica con esempi relativi ai gruppi 1, 2 e agli elementin,p,s,oeaimetalliditransizione. 5

6 Definizione di Chimica: Studio di composizione, struttura e proprietà della materia e studio delle reazioni attraverso le quali una forma della materia può essere prodotta o trasformata in un altra forma. L oggetto di studio della chimica è la materia (tutto ciò che ha una massa e occupa uno spazio). In particolare è una scienza che studia: la struttura e la composizione della materia; le trasformazioni che la materia subisce; l energia coinvolta in queste trasformazioni. proprietà chimiche; proprietà fisiche. 6

7 Sostanza: porzione di materia, con proprietà specifiche proprie, risultante dalla combinazione di atomi (non necessariamente diversi), in rapporti numerici ben definiti 7

8 Mondo macroscopico Mondo microscopico Mondosimbolico: H 2 O CO H H 2 O O=C=O 8

9 Il metodoscientifico Per ottenere buoni risultati uno scienziato dovrebbe avere la curiosità di un bambino 9

10 Legge della conservazione della massa La massa delle sostanze che si formano (prodotti) in seguito ad una reazione chimica è la stessa della massa delle sostanze che partecipano alla reazione(reagenti) N O O O N O O La materia non si crea né si distrugge (non aumenta, né diminuisce): semplicemente si converte da una forma in un altra. 10

11 Gli atomi: le lettere dell alfabeto della chimica Ogni elemento il proprio simbolo!!! 11

12 La tavola periodica degli elementi 12

13 Dentro l atomo Domanda: Di cosa è fatta la materia? Risposta: La materia è costituita da atomi Domanda:Magliatomidicosasonofatti? Risposta: di protoni(p), elettroni(e), neutroni(n) 13

14 Dentro l atomo Domanda: Di cosa è fatta la materia? Risposta: La materia è costituita da atomi Domanda:Magliatomidicosasonofatti? Risposta: di protoni(p), elettroni(e), neutroni(n) Domanda: Protoni, elettroni e neutroni come si organizzano all interno dell atomo? Risposta: come un sistema planetario in miniatura 14

15 Nucleo e atomo a confronto 15

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19 La maggior parte degli elementi è presente in natura come miscela isotopica. Per tali elementi, la composizione percentuale della miscela isotopica è costante e indipendente dalla fonte di approvvigionamento % 1.112% tracce% % 0.015% % 19

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22 Gli ioni UN ATOMO CHE HA PERSO O ACQUISTATO UN ELETTRONE VIENE DETTO IONE E POSSIEDE UNA CARICA ELETTRICA A Z E ± X X = carica = numero di protoni numero di elettroni 16 8 O 2- O 2- UNO IONE CON CARICA NEGATIVA E DETTO ANIONE Cu 2+ UNO IONE CON CARICA POSITIVA E DETTO CATIONE Cu 2+ 22

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25 tutti M + tutti M 2+ Esistono diverse tutti X 2- proprietà periodiche!!! tutti X - 25

26 Esistono anche ioni poliatomici (che riprenderemo affrontando la nomenclatura dei composti), per esempio: 26

27 Ragionare in massa 1.1 -Comepossiamoesprimerelamassadiunatomo? La massa di un atomo espressa in Kg (o in g) è numericamente molto piccola,tipicamentedell ordinedi Kg E molto più comodo esprimere la massa di un atomo in unità di massa atomica(uma) Per convenzione 1 uma corrisponde a 1/12 della massa di un atomo di 12 C, ovvero: kg/12= kg=1uma In questo modo, un atomo di 12 C peserà esattamente (per definizione) 12 uma 27

28 Ragionare in massa 1.2 -Eperquantoriguardaglialtriatomi? Sperimentalmente è possibile determinare quante volte un certo atomo è piùpesante(opiùleggero)rispettoadunatomodi 12 C,peresempio: massa 19 F/massa 12 C= ovvero,unatomodi 19 Fhaunamassa voltequelladiunatomodi 12 C Pertantolamassadiunatomodi 19 F,espressainuma,sarà: = uma In questo modo è possibile determinare la massa di tutti gli atomi (tutti gli isotopi) esistenti 28

29 Ragionare in massa Il problema degli isotopi : la maggior parte degli elementi è presente in natura sotto forma di più isotopi, per esempio: 12 C= uma(abbondanzaisotopica98.892%) 13 C= uma(abbondanzaisotopica1.108%) Per ragioni pratiche, risulta estremamente utile definire una massa atomica media che tenga conto della composizione percentuale della miscela isotopica: uma abb. frazionaria contributo 12 C = C = 0.144= non è la massa di un atomo di carbonio, bensì la massa media di un atomo di carbonio. Per inciso, è il valore numerico riportato nella tavola periodica per il carbonio! 29

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32 Ragionare in massa A questo punto, come possiamo esprimere la massa di una molecola? Definendo per ogni elemento una massa atomica media come fatto in precedenza per il carbonio, la massa molecolare media si determina in modo estremamente semplice, nota la formula del composto in questione: ma=massaatomica mm = massa molecolare H 2 O:mm H2O =2 ma H +1 ma O = =18.02uma NH 3 :mm NH3 =1 ma N +3 ma H = =17.04uma C 6 H 12 O 6 :mm C6H12O6 =6 ma c +12 ma H +6 ma O = = =180.18uma 32

33 Ragionare in massa 1.5 -Siamo ora in grado di esprimere la massa di un atomo o di una molecola in uma (ed, eventualmente, di convertirla in Kg o in g sapendo che 1 uma = Kg = g). Nella pratica è però pressoché impossibile lavorare (pesare, manipolare) con singoli atomi o singole molecole: si lavora invece con quantità dell ordine del grammo. Chiediamoci allora: -QuantiatomidiHsonopresentiin1.01gdiH? -QuantiatomidiOsonopresentiin16.00gdiO? -QuantemolecolediH 2 Osonopresentiin18.02gdiH 2 O? Si noti che abbiamo volutamente scelto una massa di H, O e H 2 O (in grammi) numericamente uguale alla loro massa atomica o molecolare (in uma) 33

34 Ragionare in massa 1.6 -QuantiatomidiHsonopresentiin1.01gdiH? 1.01g/( g)= atomi -QuantiatomidiOsonopresentiin16.00gdiO? 16.00g/( g)= atomi -QuantemolecolediH 2 Osonopresentiin18.02gdiH 2 O? 18.02g/( g)= molecole sempre questo numero è detto numero di Avogadro N A Si definisce mole (simbolo: mol) quella quantità di sostanza che contiene un numerodiavogadrodi particelle (atomiomolecole)ovvero Sidefiniscemassamolare(simbolo:MM)lamassadiunamoledisostanza 34

35 Quanto pesa: Ragionare in massa 1.7 1atomodiO:16.00uma 1molecoladiO 2 :32.00uma 1molecoladiH 2 O:18.02uma 1moledi(atomidi)O:16.00g 1moledi(molecoledi)O 2 :32.00g 1moledi(molecoledi)H 2 O:18.02g g MM O :16.00g/mol MM O2 :32.00g/mol MM H2O :18.02g/mol una mole di atomi di un elemento ha una massa (g) pari alla massa atomica dell elemento (analoghe considerazioni nel caso di composti) 35

36 Ragionare in massa 1.8 Ingenerale,percalcolareilnumerodimolincontenuteinunacertamassam di sostanza con massa molare MM: n (mol) = m (g) / MM(g/mol) Esempi : quante moli sono contenute il 30 grammi di ammoniaca NH 3? quanto pesano 3.5 moli di acido nitrico HNO 3? Attenzione alla coerenza dimensionale 36

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40 Gli atomi possono: - non combinarsi elementi atomici - combinarsi con atomi identici elementi molecolari - combinarsi con atomi diversi composti (molecolari o ionici) 40

41 Elementi atomici Elementi molecolari gas nobili He, Ne, Ar, Kr, questi gas sono costituiti da singoli atomi isolati solidi estesi Na, Fe, Al, C, Si, metalli e semimetalli non sono costituiti né da singoli atomi isolati, né da molecole distinte H, N, O, F, Cl, ma anche H 2, N 2, O 2, F 2, Cl 2, Br 2, I 2 41

42 Nonmetalli Metalli Semimetalli 42

43 Composti molecolari 43

44 Composti molecolari 44

45 NaCl Composti ionici CaF 2 ZnS 45

46 Nei composti ionici gli atomi (in realtà ioni) sono tenuti insieme da interazioni coulombiane tra ioni di carica opposta. Il legame ionico nasce dal trasferimento(permanente) di elettroni da un atomo all altro: Na Na + + e - Cl + e - Cl - Na+ Cl Na Cl - Viceversa negli elementi molecolari e nei composti molecolari gli atomi sono tenuti insieme da legame covalenti che nascono dalla condivisione di elettroni tra atomi: H + H 2 atomi di idrogeno (non legati) H + Cl 1 atomo di idrogeno e 1 di cloro (non legati) H H 1 molecola di idrogeno (H 2 ) H Cl 1 molecola di cloruro di idrogeno (HCl) E nel caso di elementi come Na, Fe, C, Si, (solidi estesi) che tipo di legame si forma? ma soprattutto: PERCHE GLI ATOMI SI LEGANO? 46

47 Domande, esempie approfondimenti sulleslide precedenti 47

48 approfondimentosuslide 5: stati di aggregazione della materia SOLIDO: forma propria e volume proprio. Meno comprimibili dei liquidi. Particelle in posizioni fisse. Moto prev. vibrazionale. Es. cristalli LIQUIDO: volume proprio ma NON forma propria. Solo leggermente comprimibili. Forze intermolecolari abb. forti. Moto prev. traslazionale. Es. acqua in una bottiglia GAS: nè forma nè volume proprio; si espandono in tutto lo spazio a loro disposizione. Alta en. cinetica. Moto prev. traslazionale. 48

49 approfondimentosuslide 5: proprietà della materia Proprietà Fisiche: sono le caratteristiche che un campione di materia mostra senza che cambi la sua composizione chimica. Es. colore, punto di fusione. Proprietà Chimiche: sono rappresentate dalla capacità di un campione di materia di subire un cambiamento di composizione in determinate condizioni. Es. Pt inerte, Na reattivo Cosa si intende per processo fisico e processo chimico? Proprietà Intensive: sono quelle indipendenti dalla quantità di materia che si considera. Es. durezza, colore, punto di fusione. Proprietà Estensive: dipendentidalla quantità di materia. Es. volume, massa, lunghezza 49

50 approfondimentosuslide 5: proprietà della materia Cambiamenti fisici: si modificano alcune proprietà fisiche del campione in oggetto, ma la sua composizione rimane inalterata. Es. corrente nella lampadina, ferro caldo,. Cambiamenti chimici: un campione di materia viene convertito in un altro con composizione differente. Es. ferro che si arrugginisce, scintilla tra idrogeno e ossigeno a dare acqua,. Di cosa stiamo parlando? Classificare i seguenti fenomeni e fare altri esempi di cambiamenti (o processi) chimici e fisici, es: -Il ghiaccio che fonde -Un pezzo di legno che brucia -Un gas che si espande in un recipiente -Il sale da cucina che si scioglie in acqua - 50

51 approfondimentosuslide 6: classificazione della materia- DEFINIZIONI Una MISCELA non ha una composizione fissa, ma può variare nell ambito di un ampio intervallo. Una soluzione (vedremo durante il corso) è una miscela OMOGENEA la cui composizione rimane invariata in ogni punto del sistema Una miscela ETEROGENEA è un sistema la cui composizione e/o proprietà variano da un punto all altro della miscela stessa Sostanza tipo di materia avente una composizione costante, proprietà chimichefisiche costanti; è ogni singola forma pura di materia Elementi sostanze che non possono essere ulteriormente suddivise Composti sostanze costituite da atomi di due o più elementi in proporzioni fisse tra loro Ogni elemento è costituito da atomi: la più piccola parte di materia in cui si può suddividere un elemento senza che perda le sue proprietà chimiche. Es. Idrogeno, H;ossigeno,O, Molecola la più piccola parte di materia in cui si può suddividere un composto senza che perda le proprietà chimiche che lo caratterizzano. Es. Acqua, H 2 O; acqua ossigenata,h 2 O 2,. 51

52 approfondimento su slide 13: il difetto di massa È noto che la massa a riposo di un nucleo di 4 He è 4, u. Ma se calcoliamo la massa di un nucleo di 4 He sommando le masse a riposo dei suoi nucleoni, troviamo un valore leggermente più grande: Il difetto di massa calcolato per il nucleo di 4 He è quindi: Che fine ha fatto la massa mancante? A quanto ammonta percentualmente? 52

53 approfondimento su slide 17: la banda di stabilità Riportando in grafico tutti gli isotopi stabili e instabili di ogni elemento in funzione del numero dei loro protoni e neutroni, si evidenzia una regione molto importante, chiamata banda di stabilità. Mano a mano che il numero di protoni aumenta, la banda tende a curvare leggermente verso l alto. Ciò significa che il rapporto fra neutroni e protoni aumenta, allontanandosi gradualmente dal semplice valore di 1:1 indicato dalla retta della figura. La ragione di questo comportamento è facile da comprendere. Con l aumentare del numero di protoni, il numero dei neutroni deve crescere proporzionalmente di più, per generare una forza nucleare sufficiente a compensare l aumento delle repulsioni elettrostatiche fra i protoni. 53

54 approfondimentosuslide 31: il concetto di massa molecolare per i composti ionici Si definisce Massa Formula la somma delle masse atomiche degli atomi o ioni presenti in una unità formula. Cloruro di sodio Unoionesodio(Na + )eunoionecloruro (Cl - ) costituiscono l unità formula del cloruro di sodio. La massadi unaunitàformula è quindi: = uma uma = uma 54