Corso di chimica generale

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1 Corso di chimica generale Docente: Prof. Bruno LONGATO Dipartimento di Scienze Chimiche Telefono

2 Testo consigliato Peter Atkins Loretta Jones Principi di chimica Zanichelli,II edizione it., 2005 (82,5 )

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6 Classificazione della materia

7 Figura 1-7 Schema di classificazione della materia. Con trasformazioni fisiche è possibile ottenere sostanze pure dalle miscele Con trasformazioni chimiche è possibile ottenere sostanze elementari dai composti

8 Esempi di trasformazioni fisiche: i cambiamenti di stato Figura 1-3 Trasformazioni fisiche che avvengono tra i tre stati della materia. Le trasformazioni indicate in rosso avvengono con cessione di calore (esotermiche); quelle in blu avvengono con assorbimento di calore (endotermiche)

9 Esempio di trasformazione chimica: l elettrolisi dell acqua Decomposizione chimica dell acqua mediante energia elettrica

10 Una sostanza è un tipo particolare di materia che non può essere ulteriormente decomposta o purificata con metodi fisici Ogni sostanza possiede proprietà caratteristiche specifiche che sono diverse dall insieme delle proprietà di ogni altra sostanza Composto: è quella sostanza che, mediante metodi chimici, può essere decomposta in sostanze più semplici Elemento: è una sostanza che non può essere decomposta in sostanze più semplici mediante delle trasformazioni chimiche

11 Esempi di sostanze elementari Iodio Bromo Cloro

12 Esempi di sostanze elementari In senso orario: bromo, mercurio, iodio, cadmio, fosforo rosso, rame

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15 La prima tavola periodica: Mendeleev (1872)

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17 Classificazione degli elementi Metalli: conducono l elettricità, sono malleabili e duttili. Non metalli: non conducono l elettricità e non sono malleabili, né duttili. Metalloidi: hanno aspetto e alcune proprietà dei metalli, ma chimicamente si comportano come i non metalli.

18 I metalli alcalini reagiscono con l acqua producendo idrogeno e calore Gli alogeni sono colorati I metalli sono duttili e malleabili. Una lamina d oro si lascia attraversare dalla luce.

19 Elementi essenziali, tossici e di interesse farmacologico

20 Leggi fondamentali della chimica Lavoisier (1789): legge di conservazione della massa nel corso di una trasformazione chimica non si può creare ne distruggere materia Gli atomi mantengono la loro integrità Proust (1799): legge delle proporzioni definite Nella formazione di un composto i diversi elementi si combinano tra loro nello stesso rapporto di massa magnesio + ossigeno = ossido di magnesio 12 g + 8 g = 20 g 60 g + 40 g = 100 g I rapporti di combinazione magnesio/ossigeno nei due casi è 1,5 Se si assume che nell ossido di magnesio il rapporto fra gli atomi sia 1:1 si deduce che la massa dell atomo di magnesio è 1,5 volte quella dell atomo di ossigeno

21 Dalton (1803): legge delle proporzioni multiple Quando due elementi si combinano con la possibilità di formare più di un composto, le masse con cui un elemento si combina con una data massa dell altro elemento stanno tra loro nel rapporto di numeri interi e piccoli Composto g di azoto combinato g di ossigeno combinato Rapporto m/0,571 Rapporto di numeri interi Monoossido di diazoto (N 2 O) 1,0 0, :1 Monossido di azoto (NO) 1,0 1,14 2 1:2 Triossido di diazoto (N 2 O 3 ) 1,0 1,71 3 1:3 Diossido di azoto (NO 2 ) :4 Pentaossido di diazoto (N 2 O 5 ) :5 Ogni atomo ha una massa ben definita e costante

22 La teoria atomica di Dalton (1808) Un elemento è formato da particelle molto piccole e indivisibili chiamate atomi. Tutti gli atomi di uno specifico elemento hanno proprietà identiche, che sono differenti da quelle di altri elementi. Gli atomi non possono essere creati, distrutti o trasformati negli atomi di un altro elemento. I composti si formano quando gli atomi di elementi diversi si combinano fra loro secondo rapporti che danno numeri piccoli ed interi. Nello stesso composto gli atomi e i loro rapporti relativi sono sempre gli stessi

23 Legge di Gay-Lussac sui volumi dei gas reagenti (1808) Quando due gas si combinano, i loro volumi stanno tra loro in rapporto semplice e, se il prodotto di reazione è gassoso, anche il suo volume sta in rapporti semplici con i volumi dei gas reagenti (misurati a temperatura e pressione costanti) Es. 1 volume di ammoniaca (NH 3 ) reagisce esattamente con 1 volume di cloruro di idrogeno (HCl) per formare un solido bianco (cloruro di ammonio, NH 4 Cl) Volumi uguali di gas diversi (misurati nelle stesse condizioni di T e P) contengono lo stesso numero di particelle Una particella di ammoniaca reagisce esattamente con una particella di cloruro di idrogeno. Queste particelle (le molecole) sono la più piccola parte del composto ammoniaca e del composto cloruro di idrogeno. NH 3 (g) + HCl (g) NH 4 Cl(s)

24 Legge di Amedeo Avogadro (1811) Quando le sostanze gassose reagenti sono sostanze elementari, se le particelle sono atomi, la precedente legge non vale: idrogeno + cloro cloruro di idrogeno 1 vol 1 vol 2 vol 1 volume di idrogeno (n atomi) e 1 volume di cloro (n atomi) non possono infatti produrre 2 volumi di cloruro di idrogeno (2n particelle): gli atomi di idrogeno e gli atomi di cloro dovrebbero dividersi a metà, in contraddizione con l idea di atomo!! Avogadro fu il primo a ipotizzare che il cloro e l idrogeno elementari fossero costituti da particelle che potevano essere scisse e chiamò tali particelle molecole H 2 + Cl 2 2 HCl (1 vol) (1 vol) (2 vol) Avogadro concluse che le particelle della materia allo stato gassoso sono di norma costituite da raggruppamenti di atomi legati stabilmente tra loro a formare molecole

25 Atomo: la più piccola particella di un elemento che mantiene l identità chimica attraverso tutti i cambiamenti chimici e fisici. Molecola: la parte più piccola di un elemento o di un composto che può esistere libera e stabile in natura.

26 Modelli di atomi e molecole Modelli in scala approssimativa delle molecole biatomiche di alcuni elementi (modelli space filling ) Nomenclatura attuale:o 2 (diossigeno), H 2 (diidrogeno)

27 La formula chimica di una sostanza descrive la sua composizione chimica, essa riporta sia gli elementi presenti, sia i rapporti tra gli atomi degli elementi. H 2 SO 4 MgCO 3 La formula di un singolo atomo coincide con il simbolo dell elemento. Atomi dello stesso elemento si possono associare in modo diverso formando sostanze aventi proprietà fisiche molto diverse (forme allotropiche o allotropi) Ad esempio la grafite (solido nero, tenero, che conduce la corrente) e il diamante (solido durissimo, incolore, che non conduce la corrente) sono sostanze formate da atomi di carbonio L ossigeno (O 2 ; Punto di eb. 183 C) e l ozono (O 3 ; p. eb. 112 C) sono un altro esempio di allotropi

28 Le molecole di fosforo (P 4 ) e di zolfo (S 8 ) Modello della molecola di fosforo (P 4 ) presente nel fosforo bianco Modello della molecola di zolfo (S 8 ) presente nello zolfo rombico.

29 Struttura atomica Le ricerche di Faraday sull effetto della corrente elettrica nelle soluzioni acquose portarono all idea dell esistenza di un corpuscolo dotato di carica elettrica al quale fu dato il nome di elettrone (1874, Stoney). La prova sperimentale fu ottenuta dal fisico J.J. Thomson con i suoi studi sui raggi catodici (1897) Applicando una differenza di potenziale dell ordine di V tra due elettrodi inseriti in un tubo chiuso contenente un gas a bassa pressione 10-5 atm, si osservavano dei raggi costituiti da cariche positive e negative in movimento entro il tubo: il fascio è rivelato da uno schermo fluorescente (ZnS è un composto che emette luce quando viene colpito da particelle ad alta energia).

30 I raggi catodici hanno carica negativa come dimostrato dalla deflessione che subiscono in presenza di un campo elettrico Cambiando la natura del gas all interno del tubo, la deviazione dei raggi catodici per effetto del campo elettrico era sempre la stessa. Le particelle emesse dovevano essere quindi le stesse, con la stessa massa e la stessa carica. Thomson fu in grado di misurare il valore del rapporto carica/massa dell elettrone: e/m = 1, C/kg R.A. Millikan (1909) ottenne il primo valore attendibile della carica dell elettrone: 1, C. Fu quindi possibile ricavare la massa dell elettrone: m = 9, kg

31 Esperimento di Millikan (1909) Carica dell elettrone: 1, C

32 Minuscole gocce di olio sono prodotte da un nebulizzatore. La massa delle gocce può essere calcolata dal loro volume, ottenuto dalla misura al microscopio del diametro della goccia, nota la densità dell olio. Alcune gocce cadono attraverso il foro presente nella parte centrale della piastra superiore. Irradiando con raggi X, parte di esse si carica negativamente. Se si aumenta la d.d.p. tra le piastre, la velocità di caduta delle gocce diminuisce, essendo attratte dalla piastra superiore (caricata positivamente) e respinte da quella inferiore (a carica negativa). Ad un determinato valore di d.d.p. la forza elettrica (verso l alto) e la forza di gravità (verso il basso) che agiscono sulla goccia, si bilanciano esattamente e la goccia rimane ferma in un dato punto. Conoscendo la massa della goccia e la d.d.p. applicata, è possibile calcolare la carica elettrica presente sulla goccia: m g = q d.d.p. Millikan ricavò che la carica q di qualsiasi goccia era sempre un multiplo intero di 1, C e concluse che questa è la carica (con il segno negativo) dell elettrone

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34 Esperimento di Rutherford (1910) Una sottile lamina di oro è colpita da un fascio di particelle alfa (α) prodotte da una sostanza radioattiva: la maggior parte di queste passa attraverso la lamina senza essere deflesse. Molte lo sono solo di pochi gradi. Del tutto sorprendente fu l osservazione che una piccola frazione di particelle α (0,001%) veniva fortemente deviato.

35 Modello atomico di Rutherford (1910) L atomo è costituito da un nucleo centrale, molto piccolo, estremamente denso, che contiene tutte le cariche positive dell atomo e quasi tutta la sua massa. Gli elettroni sono distribuiti in tutto lo spazio vuoto intorno al nucleo La maggior parte delle particelle α, cariche positivamente, attraversa lo spazio vuoto senza deflessioni perché passa lontano dai nuclei di oro. Le poche particelle α che passano vicine ai nuclei sono respinte da forze elettrostatiche e perciò deviate. Una minima parte di esse, incontrando nella loro traiettoria un nucleo, vengono molto deviate o addirittura rimbalzate indietro. Gli atomi sono formati da piccolissimi nuclei, molto densi e a carica positiva, circondati da elettroni posti a distanza relativamente grande dai nuclei.

36 Dimensioni del nucleo rispetto a quelle dell atomo Facendo l ipotesi che l interazione di una particella α e il nucleo atomico bersaglio fosse di tipo coulombiano (di repulsione fra particelle dello stesso segno): E cin = ½ m α v α 2 E coulomb = (Z α e) (Z M e)/4πε r nucl la distanza minima alla quale la particella α si può avvicinare al nucleo del metallo M (r nucl ) si può calcolare dalla relazione: E cin = E coulomb Il raggio del nucleo di un atomo di Au (79 protoni) è di 4, m = 0,042 pm 1 picometro (pm) = m Il raggio di un atomo di Au è 1, m = 160 pm Raggio atomo/raggio nucleo = 160/0,042 =3810

37 Numero atomico (Z) Numero di protoni contenuti nel nucleo in un atomo. Tutti gli atomi di un determinato elemento hanno lo stesso numero di protoni. Atomo di idrogeno (H): Z=1 (1 protone, 1 elettrone) Atomo di uranio (U): Z=92 (92 protoni, 92 elettroni)

38 Il numero di massa e gli isotopi Numero di massa (A): è la somma del numero di protoni e di neutroni presenti nel nucleo. di un atomo. Gli isotopi sono atomi dello stesso elemento aventi differenti masse, in quanto contengono lo stesso numero di protoni, ma differente numero di neutroni. Un atomo per il quale si specifica il numero di neutroni viene detto nuclide

39 Gli isotopi di un elemento presentano tutti le stesse proprietà chimiche Solo nel caso dell idrogeno esistono significative differenze fra i vari isotopi. Es.: p.f. di H 2 13,957 K, p.f. di D 2 18,73 K ; p.eb. di H 2 20,39 K, p.eb. di D 2 23,67 K D 2 O (acqua pesante): p.f. 3,8 C; p.eb. 101,4 C

40 Spettrometro di massa e abbondanza isotopica Molecole di gas a bassa pressione sono ionizzate e accelerate da un campo elettrico. Gli ioni vengono deflessi da un campo magnetico che li divide in componenti aventi lo stesso rapporto carica/massa. A parità di carica degli ioni, particelle più leggere ( 4 He + ) vengono deflesse più di quelle pesanti ( 12 C + )

41 Spettro di massa del neo Il numero dei picchi indica il numero di isotopi presenti nel gas, mentre le intensità dei picchi rappresentano l abbondanza relativa dell isotopo. 20 Ne 19,99244 uma ; abbondanza isotopica: 90,48% 21 Ne 20,99384 uma ; abbondanza isotopica: 0,27% 22 Ne 21,99138 uma ; abbondanza isotopica: 9,25%

42 Composizione del nucleo dei tre isotopi del neo Su questa scala, l atomo misurerebbe pressappoco un kilometro!!!

43 Rapporto neutroni/protoni negli isotopi stabili

44 Massa atomica e scala delle masse atomiche La scala delle masse atomiche, o del peso atomico, si basa sulla massa dell isotopo 12 C (IUPAC,1962) Una unità di massa atomica (u o uma o Dalton) è esattamente un dodicesimo della massa di un atomo dell isotopo 12 del carbonio ( 12 C). Ne risulta che la massa di un atomo di 12 C è esattamente 12 uma.

45 Gli isotopi Un nuclide è un atomo di un qualsiasi elemento per il quale si specifica la composizione del suo nucleo. Ogni nuclide è caratterizzato da un certo numero atomico Z e da un numero di massa A A Z E 12 6 C 13 6 C 13C Nuclidi diversi dello stesso elemento si chiamano isotopi di quell elemento La maggior parte degli elementi è costituita da più di un nuclide (miscela isotopica naturale). Es.Sn è costituito da una miscela di 10 isotopi Solo 21 elementi sono costituiti da un solo nuclide (es. Be, F, P, Na, Al, Mn, Co As, I, Bi, Au, etc. hanno abbondanza isotopica del 100%): in questo caso tutti gli atomi hanno la stessa massa (come affermato da Dalton)

46 La massa degli atomi: quanto pesano gli atomi? La massa dei singoli atomi è compresa fra e g: non è possibile determinarla direttamente E possibile misurarla solo rispetto a quella di un atomo di un elemento preso come riferimento. Inizialmente l atomo di riferimento era quello di idrogeno Ora la massa di riferimento è quella dell atomo di 12 C cui è stata attribuita una massa convenzionale uguale a 12 (un numero esatto)

47 Particelle fondamentali della materia Protone (p o p + ): carica relativa +1 e massa relativa 1, Neutrone (n o n 0 ): carica relativa 0 e massa relativa 1, Elettrone (e - ): carica relativa -1 e massa relativa 0, unità di massa atomica (uma)= 1, g

48 Il numero atomico (Z): esperimento di Moseley (1913) I raggi X possono essere diffratti da solidi cristallini generando uno spettro (Max von Laue), analogamente a quanto si osserva con la luce visibile. H.G.J. Moseley ( ) generò raggi X bombardando con un fascio di elettroni ad elevata energia un bersaglio solido costituito da un unico elemento. Ogni elemento emette una sequenza di righe che sono caratteristiche dell elemento usato come bersaglio. Dal confronto di spettri di elementi diversi, si osservava che man mano il peso atomico dell elemento bersaglio aumentava alcune linee apparivano spostate a lunghezza d onda sempre più corte, con poche eccezioni (es. Ni: peso atomico = 58,69; Co 58,93).

49 Moseley dimostrò che le lunghezze d onda potevano essere meglio correlate con il numero atomico dell elemento bersaglio. Ogni elemento differisce dall elemento che lo precede per aver una carica positiva in più nel nucleo.

50 Ioni e composti ionici Uno ione è un atomo o un gruppo di atomi (ioni poliatomici) che porta una carica elettrica Carica positivacationi: Na +, Mg 2+, Al 3+, NH 4 +, Hg2 2+ Carica negativaanioni: Cl -, SO 4 2-, PO4 3-, OH - Alcuni composti come il cloruro di sodio, NaCl, sono formati da un gran numero di ioni.

51 Unità formula Le molecole di sostanze ioniche non esistono!! Per composti ionici si parla di unità di formula (unità stechiometrica). Es. NaCl Na + Cl - in rapporto 1:1 MgCl 2 Mg 2+ Cl - in rapporto 1:2 Unità formula: esprime il più piccolo rapporto possibile tra numeri interi di ioni che dà una condizione di neutralità (uguaglianza fra cariche positive e negative)