Chimica Generale ed Inorganica

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1 Chimica Generale ed Inorganica Corso di Laurea in Scienze Biologiche (Canale A-L) Docente: Dr.ssa V. Guglielmotti Testi consigliati. J. Kotz, P. M. Treichel, J. R. Townsend, Chimica, EdiSES P. Atkins, L. Jones, Principi di Chimica, Ed. Zanichelli F. Cacace, M. Schiavello, Stechiometria, Ed. Bulzoni

2 Che cos è la CHIMICA? La CHIMICA è la scienza che si occupa delle TRASFORMAZIONI della MATERIA!

3 Cos è la MATERIA? Per MATERIA si intende in generale tutto ciò che possiamo percepire con i sensi, che occupa spazio e che ha un peso La MATERIA sarebbe piuttosto noiosa se non andasse incontro a delle Trasformazioni I chimici si occupano di capire e di cercare di controllare le trasformazioni della materia!

4 La materia può esistere in 3 diversi stati di aggregazione: Solido Stati di aggregazione della materia Ha forma e volume definito Le particelle che lo costituiscono sono strettamente impaccate, ordinate e il loro movimento è fortemente impedito Sono incomprimibili Per decomporlo è necessario aumentare la temperatura Liquido Non ha forma ben definita ma assume quella del recipiente in cui si trova Ha un volume proprio Le particelle si trovano relativamente vicine e possono muoversi piuttosto liberamente E incomprimibile Se riscaldato si espande per l aumento del moto delle particelle Gassoso solido liquido gassoso Non ha forma propria Non ha un volume proprio (occupa il massimo volume possibile) E comprimibile Può espandersi fortemente per riscaldamento

5 Passaggi di Stato gas

6 Proprietà della Materia Le proprietà della materia sono generalmente classificate in: Proprietà FISICHE (dicono come è una sostanza) Proprietà CHIMICHE (dicono cosa fa una sostanza) Le proprietà fisiche permettono la classificazione e identificazione delle sostanze Le proprietà chimiche indicano se e come avvengono le trasformazioni chimiche delle sostanze

7 Stato della materia Colore Solubilità Densità Proprietà FISICHE Durezza, viscosità, duttilità Punti di fusione e di ebollizione Sono osservate senza modificare l identità chimica della sostanza

8 Proprietà CHIMICHE Ogni sostanza (pura) è caratterizzata da un certo numero di proprietà che permettono di distinguerla dalle altre sostanze Capacità di una sostanza di reagire (o di non reagire) Sono proprietà chimiche tutte le reazioni chimiche a cui una sostanza è in grado di partecipare Es. Il ferro, al contrario dell oro, reagisce con ossigeno ed acqua per formare la ruggine (un insieme di composti in cui il ferro è legato all ossigeno) Un chimico spesso identifica una sostanza sconosciuta misurando le sue proprietà e confrontandole con le proprietà delle sostanze conosciute catalogate nei testi di chimica

9 Trasformazioni CHIMICHE e FISICHE Le variazioni delle proprietà fisiche sono dette TRASFORMAZIONI FISICHE (N.B. Non c è variazione dell identità della sostanza che subisce la trasformazione Es. Fusione di un solido) Le variazioni delle proprietà chimiche sono dette TRASFORMAZIONI CHIMICHE (N.B. C è la trasformazione di una o più sostanze in altre Es. Reazione di formazione dell acqua)

10 Composizione della Materia La materia può essere classificata in due categorie MISCELE Se si mescolano due o più sostanze pure, incapaci di reagire tra loro, si ottiene una miscela in cui ciascuna sostanza pura mantiene le sue caratteristiche SOSTANZE PURE sostanza pura composizione fissa e una precisa serie di proprietà

11 MISCELE Le Miscele Eterogenee (o MISCUGLI) sono quelle in cui si possono facilmente riconoscere i componenti, visivamente o con l aiuto di un microscopio Una Miscela è Omogenea (Soluzione) quando le sostanze che la formano, cioè i suoi componenti, si trovano mescolati in modo uniforme. Le proprietà di una miscela omogenea sono le stesse in qualunque parte del campione. I componenti non si distinguono neanche con il microscopio

12 Miscugli e Soluzioni Miscele Eterogenee Miscugli Se divise in campioni più piccoli attraverso metodi fisici, questi hanno composizione diversa Miscele Omogenee Soluzioni Non possono essere divise in campioni di diversa composizione usando metodi fisici, tutti campioni hanno la stessa composizione

13 Composti ed Elementi COMPOSTO: sostanza pura che si può decomporre, con trattamenti chimici in sostanze più semplici ELEMENTO: sostanza pura che non può essere decomposta in sostanze più semplici MOLECOLE formate da due o più atomi diversi MOLECOLE formate da atomi di un solo tipo o singoli ATOMI HCl cloruro di idrogeno H 2 O acqua NH3 ammoniaca neon rame cloro ATOMI

14 La scoperta degli atomi risale all'800 Cos è l'atomo? Gli atomi sono le più piccole particelle di materia che possono essere maneggiate chimicamente. In effetti gli atomi possono essere spezzati e trasformati in atomi diversi, sia naturalmente (radioattività) che artificialmente (nei reattori nucleari) L atomo è la più piccola particella di un elemento che possiede le proprietà chimiche di quell elemento; le proprietà fisiche, quali la temperatura di fusione, la temperatura di ebollizione, la durezza, dipendono dal comportamento di un insieme di atomi di quell elemento Per la Chimica gli atomi sono considerati le particelle fondamentali della materia, che non possono essere divisi né trasformati in ogni reazione chimica, gli atomi che si trovano all'inizio si ritrovano anche alla fine!!! Le masse delle particelle atomiche fondamentali sono espresse in unità di massa (u) L unità di massa atomica (u) è un dodicesimo della massa di un atomo di carbonio con 6 protoni e 6 neutroni Un atomo di C ha una massa di u 1u = x g

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16 Isotopi stesso n. protoni Z diverso n. neutroni N (stessa specie chimica, diversa massa) naturali e artificiali Gli isotopi presenti in natura sono quasi tutti stabili. Alcuni isotopi naturali, e quasi tutti gli isotopi artificiali, sono instabili, a causa di un eccesso di protoni e/o di neutroni (isotopi radioattivi). Tale instabilità provoca la trasformazione spontanea in altri isotopi (che possono essere radioattivi oppure stabili) e si può avere emissione di particelle (decadimento radioattivo) Tra gli isotopi stabili più studiati ci sono: l'idrogeno, il boro, il carbonio, l'azoto, l'ossigeno e lo zolfo, chiamati anche isotopi leggeri

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18 Massa Atomica La massa degli atomi e delle particelle subatomiche viene espressa in Unità di Massa Atomica (u.m.a.) uma = massa C = g 12 Il PESO ATOMICO di un elemento è la massa media di un campione rappresentativo di atomi Alcune masse atomiche (pesi atomici) Protone uma Neutrone uma Elettrone uma H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar

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20 In ogni atomo il numero degli elettroni è uguale al numero dei protoni questo numero viene denominato Numero Atomico Z si riconoscono 118 specie atomiche, con Z da 1 a 118, che vengono definite Elementi Chimici indicati con un simbolo che corrisponde alla prima lettera, o alle prime due lettere, del nome latino

21 Tavola Periodica degli Elementi

22 Per comprendere e prevedere le proprietà chimiche degli elementi I Modelli atomici Perché è importante conoscere la struttura dell atomo? In base al comportamento macroscopico della materia Come è possibile ottenere informazioni sulla struttura atomica? John Dalton (1808) Joseph John THOMSON (1903) Ernest RUTHERFORD (1911) Niels Henrik BOHR (1913)

23 I modelli atomici: Dalton Dalton nel 1808 formulò la sua teoria atomica: materia formata da atomi, inalterabili ed indivisibili; in una stessa sostanza (elemento) gli atomi sono tutti uguali; gli atomi di diversi elementi differiscono per massa e per proprietà; le trasformazioni chimiche avvengono per unione o separazione di atomi tra di loro secondo rapporti definiti. Simboli adottati da Dalton per identificare elementi o sostanze e molecole ipotetiche tra atomi diversi Molecole poliatomiche ipotizzate da Dalton

24 Modello di Thomson Campo elettrico in grado di deviare i raggi catodici porta sostegno all ipotesi della loro natura corpuscolare Con il suo esperimento, Thomson chiarì che i raggi catodici erano particelle cariche negativamente (elettroni) e riuscì a misurarne il rapporto carica/massa I suoi studi misero anche in evidenza l esistenza di altre particelle, di carica opposta e di massa molto maggiore (protoni) Nel 1903 Thomson formulò il Primo Modello Atomico

25 MODELLO ATOMICO di Thomson ATOMO = sfera omogenea massa e carica positiva distribuite uniformemente corpuscoli di carica negativa in moto inseriti all interno in modo omogeneo (Modello a Panettone, in inglese Plum Pudding Model) Elettroni = uvetta

26 Modello di Rutherford Nel 1911 modello di Thomson va in crisi Esperimento di Rutherford: - Gran parte delle particelle alpha attraversava la lamina - Alcune particelle venivano deviate - Altre rimbalzavano indietro Il modello atomico di Rutherford considera l atomo formato da un nucleo centrale, nel quale risiede la quasi totalità della massa, e dagli elettroni che ruotano intorno al nucleo descrivendo delle orbite. (Modello Atomico Planetario)

27 Questo modello atomico non era, tuttavia, in grado di dare una valida spiegazione agli esperimenti che avevano messo in evidenza la capacità degli elettroni di assorbire e di emettere energia. Secondo le leggi della fisica classica, infatti, gli elettroni dell'atomo di Rutherford, muovendosi di moto circolare intorno al nucleo, avrebbero dovuto emettere onde elettromagnetiche e quindi, perdendo energia, precipitare sul nucleo stesso. Inoltre un elettrone, nel perdere energia, potrebbe emettere onde elettromagnetiche di qualsiasi lunghezza d'onda, operazione preclusa nella teoria e nella pratica dagli studi sul corpo nero di Max Planck (e successivamente di Albert Einstein). - elettrone orbita nucleo + Ciò portò i fisici ad introdurre una nuova e rivoluzionaria teoria: la Quantizzazione dell Energia

28 L atomo di Bohr Bohr considera l atomo formato da un nucleo centrale, nel quale risiede quasi tutta la massa, e dagli elettroni che ruotano intorno al nucleo descrivendo orbite ben precise (stazionarie) Gli elettroni possono acquistare o cedere energia per passare da un orbita all altra, la quantità di energia acquistata o ceduta è pari alla differenza di energia esistente tra le due orbite Nella figura accanto sono rappresentate le sette orbite stazionarie ipotizzate da Bohr. Secondo Bohr l elettrone emette o assorbe energia soltanto se questa gli consente di passare da un orbita all altra

29 Le ipotesi di Bohr si dimostrarono valide per l idrogeno (1 solo elettrone), errate per atomi più complessi (il numero di radiazioni emesse era superiore a quello ipotizzato) Un altro scienziato di nome Sommerfeld per spiegare la presenza di queste radiazioni in più ipotizzo l esistenza anche di orbite ellittiche Nello stesso periodo, altri scienziati stavano prendendo in considerazione una teoria completamente diversa, nota come Teoria Ondulatoria

30 Da Thomson ad Heisenberg Dualismo onda-materia: De Broglie Ad ogni particella, di massa m che si muove con velocità v, è associata un onda di lunghezza λ: λ = h mν elettroni Conseguenza: per gli elettroni in un atomo sono possibili solo onde stazionarie Principio di indeterminazione di Heisenberg: se si pensa all elettrone come ad un onda, perde di significato il concetto di posizione poiché un onda si propaga nello spazio e non occupa un punto preciso

31 TEORIA ATOMICA MODERNA Secondo la teoria atomica oggi accettata gli elettroni non descrivono delle orbite intorno al nucleo ma si trovano sugli orbitali L Orbitale viene definito come la zona dello spazio intorno al nucleo dove si ha la maggiore probabilità di trovare l elettrone La teoria atomica moderna si base su un equazione matematica nota come Equazione di Schrödinger: 2 2 h d ψ(x) + V (x)ψ(x) ψ = Eψ(x) ψ 8π 2 m dx 2 ψ(x) è la funzione d onda che descrive la particella ψ(x) 2 = P(x) P(x) è la probabilita di trovare la particella alla coordinata x I numeri quantici sono soluzioni di questa equazione e consentono di definire forma, dimensioni ed energia degli orbitali

32 I numeri quantici sono: n: numero quantico principale, indica il livello energetico e le dimensioni degli orbitali. Insieme ad l determina l energia dell orbitale. Può assumere valori interi, in genere, compresi tra 1 e 7. l: numero quantico secondario o angolare, indica il sottolivello energetico e la forma degli orbitali. Dipende dal valore di n. Può assumere tutti i valori compresi tra 0 e n-1. m: numero quantico magnetico, indica l orientamento nello spazio della nuvola elettronica ed il numero degli orbitali. Dipende dal valore di l. Può assumere tutti i valori compresi tra -l e +l. s: numero quantico magnetico di spin, indica il senso di rotazione dell elettrone intorno al proprio asse, può avvenire in senso orario o antiorario, assumendo rispettivamente i valori + ½ e - ½. Struttura elettronica degli elementi: i numeri quantici e gli orbitali I sottolivelli energetici ed i relativi orbitali vengono indicati da alcune lettere minuscole dell alfabeto (orbitali s, p, d, f) o il sottolivello s è identificato dal valore l=0, possiede un solo orbitale e può contenere due elettroni. o il sottolivello p è identificato dal valore l=1, possiede tre orbitali e può contenere sei elettroni. o il sottolivello d è identificato dal valore l=2, possiede cinque orbitali e può contenere dieci elettroni. o il sottolivello f è identificato dal valore l=3, possiede sette orbitali e può contenere quattordici elettroni. Energia dei sottolivelli: s<p<d<f

33 Orbitale s: orbitale sferico con numero quantico l = 0 e m = 0 Orbitali p: 3 orbitali a doppio lobo con numero quantico l = 1 ed m = -1, 0, +1 Orbitale d xy : orbitale a quattro lobi giacente sul piano XY, con numero quantico l = 2 e m = -2 Orbitale d yz : orbitale a quattro lobi giacente sul piano YZ, con numero quantico l = 2 e m = -1 Orbitale d xz : orbitale a quattro lobi giacente sul piano XZ, con numero quantico l = 2 e m = 0 Orbitale d x 2 y2 : orbitale a quattro lobi giacente sul piano e sugli assi XY, con numero quantico l = 2 e m = +1 Orbitale d z2 : orbitale a due lobi con ciambella giacente sull'asse Z, con numero quantico l = 2 e m = +2

34 Nel complesso l'atomo dovrebbe apparire in questo modo

35 il primo livello energetico possiede soltanto il sottolivello s, e quindi un solo orbitale il secondo livello energetico possiede i sottolivelli s e p, per un totale di quattro orbitali il terzo livello energetico possiede i sottolivelli s, p e d, per un totale di nove orbitali il quarto livello energetico possiede i sottolivelli s, p, d e f, per un totale di sedici orbitali n=1 l=0 m=0 1s I livello energetico n=2 l=0 m=0 2s II livello energetico m=-1 l=1 m=0 2p m=+1 n=3 l=0 m=0 3s III livello energetico l=1 m=+1 m=-1 m=0 3p l=2 m=+2 m=+1 m=0 m=-1m=-2 3d n=4 l=0 m=0 4s IV livello energetico l=1 m=+1; m=-1; m=0 4p l=2 m=+2; m=+1; m=0; m=-1; m=-2 l=3 m=+3; m=+2; m=+1 m=0; m=-1; m=-2; m=-3 4d 4f Il numero di orbitali in un livello n è pari ad n 2

36 AUFBAU: (costruzione della struttura elettronica) Regole: In un atomo allo stato fondamentale (ground state) 1. L'elettrone occupa l'orbitale a più bassa energia disponibile 2. Principio di Pauli: due elettroni di un dato atomo devono differire almeno per il numero quantico di spin. Ciò significa che un dato orbitale, definito da n, l e m, può ospitare due elettroni, uno con s = + ½, l altro con s = - ½ 3. Regola di Hund: nel costruire la struttura elettronica, gli orbitali, corrispondenti ad un dato valore di l, devono essere occupati ciascuno con un elettrone con spin = +1/2, e solo successivamente completati col secondo elettrone avente spin di segno opposto

37 E 5s 5p 4d Rappresentazione delle Configurazioni Elettroniche 4s 4p 3d Ossigeno 8 elettroni 3p 3s 1s 2 2s 2 2p 4 2p 2s 1s

38 Configurazioni elettroniche degli atomi Elenco degli orbitali occupati in un atomo nel suo stato fondamentale (ground state) di minor energia L ordine dei livelli energetici degli orbitali: 1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d per Z<21 1s<2s<2p<3s<3p <3d<4s<4p<5s<4d per Z>21, quando i 3d cominciano ad essere occupati

39 LA CONFIGURAZIONE ELETTRONICA DI UN ELEMENTO DETERMINA LA POSIZIONE CHE LO STESSO OCCUPA NELLA TAVOLA PERIODICA DEGLI ELEMENTI identica configurazione elettronica più esterna: stesso Gruppo Elementi dal Elementi dal comportamento chimico simile