Corso di studi in CHIMICA Corso di Chimica Generale e Inorganica Prof. E. Giamello

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1 Corso di studi in CHIMICA Corso di Chimica Generale e Inorganica Prof. E. Giamello Avvertenza Le immagini seguenti sono proiettate durante le lezioni. Esse sono tratte dai seguenti testi: Whitten et al. CHIMICA GENERALE Ed. Piccin Atkins e Jones CHIMICA Zanichelli Bertini, Luchinat, Mani CHIMICA Casa Editrice Ambrosiana(CEA). Zanello, Gobetto, Zanoni, CONOSCERE LA CHIMICA. CEA

2 CHIMICA La Chimica: interpreta e razionalizza la costituzione, le proprietà e le trasformazioni della materia. Studio della Chimica sulla base di: - modello atomico della materia - modello nucleare dell atomo - aproccio del legame chimico tra atomi Materia: gli stati di aggregazione GASSOSO: non ha né forma né volume propri LIQUIDO: non ha forma propria, ma volume proprio SOLIDO: ha forma e volume propri. E rigido.

3 STATI DI AGGREGAZIONE. SOLIDI, LIQUIDI, GAS. IODIO BROMO CLORO

4 STATI DI AGGREGAZIONE. Lo stato di aggregazione di una sostanza dipende dalle condizioni fisiche in cui essa è posta SOLIDO LIQUIDO GASSOSO

5 LE SOSTANZE La materia è costituita da SOSTANZE PURE e MISCUGLI. Una sostanza pura è un sistema a composizione definita e costante anche se sottoposto a moderate sollecitazioni esterne. Una sostanza pura può essere una sostanza elementare o una sostanza composta. Sostanza elementare: non può essere scomposta da alcun processo chimico in sostanze più semplici. Le unità di base sono atomi della stessa specie (Es. ferro, elio) cui si fa riferimento, per definirne la specie, come elementi. Sostanza composta. Nella unità di base entrano due o più elementi in combinazione chimica. L unità base è (quasi sempre*) la molecola che contiene atomi degli elementi in un rapporto ben definito. *Alcune sostanze sono organizzate in modo diverso e basate su reticoli cristallini. Milioni e milioni di sostanze (pure) sono note. Pochissime di queste (un centinaio) sono SOSTANZE ELEMENTARI!

6 FASI Una sostanza pura può presentarsi come un sistema omogeneo (monofasico, una sola sola fase, esempio acqua liquida) ovvero come sistema eterogeneo o polifasico (esempio acqua liquida e acqua solida). La natura chimica della sostanza acqua non muta Fase è una parte di un sistema, di composizione chimica determinata, con proprietà fisiche uniformi, separata da altre parti del sistema da superfici limite fisicamente definite

7 MISCUGLI MISCUGLI o MISCELE: sono porzioni di materia comprendenti più sostanze MISCUGLI OMOGENEI (soluzioni): presentano proprietà uniformi in ogni regione. Possono esistere nei tre stati di aggregazione (aria, acqua marina, ottone) Miscuglio Omogeneo: soluzione salina MISCUGLI ETEROGENEI: presentano parti distinte fisicamente distinguibili (roccia, sospensione di acqua e sabbia, ferro e zolfo)

8 MISCUGLI Un miscuglio (miscela) eterogeneo preparato da due sostanze pure

9 Figura 1-7 Schema di classificazione della materia. SOSTANZE COMPOSTE SOSTANZE ELEMENTARI Dal volume: Whitten Chimica Generale Piccin Nuova Libraria S.p.A.

10 ATOMI Gli atomi sono le unità costituenti le sostanze, i mattoni fondamentali della materia. Per ogni ELEMENTO esiste un ATOMO distinto. 90 elementi sono di origine naturale e 19 artificiali, per un totale di 109 elementi e dunque 109 tipi di atomi diversi Ogni atomo è indicato con un SIMBOLO Un atomo è la più piccola parte di un elemento che ne conserva le proprietà chimiche e fisiche. Diversamente da quanto si riteneva nel passato, l atomo non è indivisibile e non è un oggetto omogeneo ma, secondo il modello nucleare è composto da particelle subatomiche caratterizzate da MASSA e CARICA ELETTRICA. La massa è in gran parte concetrata nel NUCLEO dove risiede anche la carica POSITIVA. Il nucleo è il nocciolo centrale dell atomo che si presume sferico. Raggio nucleare = 10-5 Raggio atomico Volume nucleare = Volume atomico.

11 ATOMI La superficie di un pezzo di Nichel vista da un microscopio a scansione ad effetto tunnel (STM).

12 PARTICELLE ELEMENTARI NEGLI ATOMI Nelnucleositrovanoi PROTONI e i NEUTRONI Il volume extranucleare è occupato dagli ELETTRONI

13 PARTICELLE ELEMENTARI Proprietà fisiche (massa e carica) delle particelle subatomiche fondamentali. Massa (Kg) Carica Massa (u) Carica (e) PROTONE NEUTRONE ELETTRONE

14 NUMERO ATOMICO, NUMERO DI MASSA, ISOTOPI. Il numero di protoni di un atomo si dice NUMERO ATOMICO e si indica con Z. La somma del numero di protoni e del numero di neutroni (particelle pesanti del nucleo) si dice NUMERO di MASSA e si indica con A Un dato atomo (gli atomi di un certo elemento) sono caratterizzati compiutamente da Z e A. Tuttavia esiste una notazione simbolica per ogni elemento: il SIMBOLO. In modo esteso si scrive: A Z Sy Un elemento è un tipo di sostanza i cui atomi hanno tutti lo stesso numero atomico, Z. Tra gli atomi di un certo elemento vi possono essere casi di numero di massa, A variabile. Ciò è possibile a causa di un diverso numero di NEUTRONI. Atomi dello stesso elemento (stesso Z) e diverso A sono tra loro ISOTOPI.

15 ISOTOPI. PROZIO DEUTERIO TRIZIO 1 1 H 1 2 H 1 3 H

16 LA MASSA DEGLI ATOMI. 1u è un dodicesimo della massa del carbonio 12 1u = Kg

17 MASSA ATOMICA E SUA UNITA DI MISURA. La MASSA ATOMICA (o peso atomico) di un elemento si esprime in unità di massa atomica (u) 1 u = Kg La massa atomica tabulata è la media pesata delle masse dei vari isotopi (pesata sulla ABBONDANZA NATURALE) H 1 H = % 2 H (D) = 0.015% u u massa di H H = x x u = u Le masse degli atomi conosciuti vanno da circa 1 u (H) a 250 u. Per convenzione, l unità di massa atomica 1u è pari a 1/12 della massa atomica di 12 C cioè dell isotopo carbonio con A=12.

18 La massa di una molecola è la somma delle masse degli atomi presenti nella molecola e si esprime in u. ATOMI E MOLECOLE Molecole biatomiche di sostanze elementari Molecole poliatomiche di sostanze elementari

19 MOLECOLE Molecole poliatomiche di sostanze composte: H 2 O Acqua H 2 O 2 Perossido di idrogeno CCl 4 Tetracloruro di carbonio C 2 H 6 O Etanolo

20 IONI E RETICOLI IONICI IONI: particelle dotate di carica elettrica a causa della presenza di un numero di protoni diverso dal numero di elettroni. Possono essere: positivi Na +, Fe 2+, Al 3+ negativi Cl -, O 2-, N 3- Monoatomici (sopra) poliatomici NO 3 -, SO 4 2-, NH 4 + Gli ioni si organizzano in reticoli cristallini contenenti ioni di segno opposto

21 MOLE: LA DOZZINA DEI CHIMICI.

22 MOLE. La MOLE è l unità di misura della quantità di materia UNA MOLE (1 mol) di materia è costituita da unità chimiche elementari (atomi, molecole, ioni, elettroni ) è il numero di atomi contenuti in 12 grammi esatti di 12 C (l isotopo 12 dell elemento carbonio già scelto come sistema di riferimento- di massa atomica 12 u) N A = è la costante di Avogadro

23 MOLE. La massa in grammi di 1mol di materia di una qualsiasi sostanza (elementare o composta) è detta MASSA MOLARE ed è NUMERICAMENTE UGUALE alla massa atomica (sostanze elementari) o alla massa molecolare (sostanze composte) espressa in unità di massa atomica (u) u x N A =12.00 g 1 atomo C x N A = 1 mol di atomi di C

24 MOLE. Per la dozzina il multiplo dell unità (uovo) è 12. Per la mole il multiplo dell unità (atomo, molecola) è N A =

25 Amedeo AVOGADRO ( )

26 MOLE. La massa atomica o molecolare: è la massa di un atomo o di una molecola espressa in u. La massa molare è la massa di una mole di sostanza (anche per le sostanze elementari) e si misura in g/mol. Esempio. Per H 2 O si ha: massa molecolare = u massa molare = g/mol

27 MOLE. Conversioni : Dalla massa (in grammi) di una sostanza al numero di moli in essa contenuti: massa (g) = numero di moli (mol) massa molare (g/mol) Dal numero di moli di una certa sostanza alla sua massa numero di moli (mol) x massa molare (g/mol) = massa (g)

28 FORMULE CHIMICHE. Le formule chimiche sono scritture simboliche che contengono tutta l informazione qualitativa (quali tipi di atomo) e quantitativa (quanti atomi) necessaria a descrivere la composizione atomica della sostanza. CO 2 Visione molecolare Visione molare 1 molecola (44.01 u) contiene: 1 atomo C (12.01 u) 2 atomi O (2 x 16.00u = u) 1 mol di molecole (1molx44.01 g/mol=44.01g)cont. 1 mol di atomi C (1molx12.01 g/mol= 12.01g) 2mol di atomi O (2mol x g/mol = g)

29 REAZIONI CHIMICHE E CONSERVAZIONE DELLA MASSA. Legge di conservazione della massa (A. L. Lavoisier) CH 4 + 2O 2 CO 2 + 2H 2 O CH 4 + 2O 2 CO 2 + 2H 2 O 1 mol + 2 mol 1 mol + 2 mol 16g + 64 g 44g + 36 g 80g 80g

30 TIPI DI FORMULE CHIMICHE FORMULA MINIMA (O EMPIRICA). Esprime i rapporti tra gli elementi che formano un composto usando come indici i numeri più piccoli possibile. Esempio: CH 3 O FORMULA MOLECOLARE (O ELEMENTARE). Riporta i rapporti tra gli atomi effettivamente presenti nella molecola della sostanza composta.. Esempio: C 2 H 6 O 2 FORMULA DI STRUTTURA. Esprime graficamente le posizioni relative e le connessioni tra gli atomi, evidenziando cioè i legami chimici Esempio: Glicole etilenico HH H-O-C-C-O-H H H

31 TIPI DI FORMULE CHIMICHE La visione spaziale, tridimensionale, delle molecole è un aspetto fondamentale per la comprensione delle proprietà delle sostanze. In passato questo aspetto veniva coperto da grafica particolare o da modelli solidi. La computer graphic oggi permette di visualizzare facilmente la struttura tridimensionale. Due approcci: Ball and stick e Space filling (riempimento dello spazio)

32 TIPI DI FORMULE CHIMICHE

33 ISOMERI Ad una stessa formula molecolare può corrispondere più di una sostanza. Due o più sostanze con la stessa formula molecolare ma diversa natura e proprietà hanno DIVERSA FORMULA DI STRUTTURA Esempio: C 2 H 6 O Etanolo o Alcol etilico H H H-C-C-O-H H H Dimetil etere H H H-C-O-C-H H H

34 ANALISI ELEMENTARE L analisi chimica qualitativa e quantitativa di ciascun elemento in un composto si dice ANALISI ELEMENTARE. L analisi elementare porta ad ottenere la composizione di un composto in termini di composizione percentuale di ogni elemento espressa in massa (o percento in peso) Esempio per un composto. Analisi elementare qualitativa: C, H, O. Analisi elementare quantitativa: C (26.7%), H (2.24%), O(71.1%) sono i pesi di ogni elemento contenuti in 100 grammi di composto L analisi elementare permette di determinare la FORMULA MINIMA ma non la FORMULA MOLECOLARE per la quale è richiesto conoscere la massa molecolare. Nell esempio la massa molecolare è u

35 H 2 C 2 O 4 C-OOH C-OOH Acido ossalico