Chimica generale e inorganica

Corso di:
Chimica generale e inorganica
Prof. Roberta Spadaccini
[email protected]
Orario di ricevimento: lunedi’ 16-17
Libri di testo consigliati:
Brown-Lemay Fondamenti di chimica –EDISES
Giannoccaro Doronzo - Elementi di Stechiometria -EDISES
Primo Levi- Il Sistema Periodico -Einaudi
dott.ssa Rossella Bianco (responsabile
commerciale)
EdiSES srl
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La Chimica studia le proprietà della materia e le leggi
che ne governano le trasformazioni
Materia: Tutto ciò che ha una massa
e occupa spazio
Principi, leggi e postulati della chimica sono
basati su tre modelli fondamentali
Modello atomico della materia
Modello elettronico dell’atomo
Modello del legame chimico
Tre stati di aggregazione
Forma e
volume
propri
solido
Interazioni
forti
Volume
proprio
liquido
Interazioni
medie
Forma e
volume del
contenitore
gas
Interazioni
deboli
Proprietà fisiche si osservano senza alterare la
composizione
Temperatura, colore, densita’, conducibilita xes.
Proprietà chimiche si osservano quando avvengono
trasformazioni che alterano la composizione delle
sostanze
Sostanza: materiale puro, che non può essere
separato nei suoi componenti medianti metodi
fisici
H2O, glucosio
Elemento: sostanza costituita da atomi uguali
H2, N2, O2
Composto: sostanza costituita da almeno due
elementi
H2O H2O2
Miscele:
Combinazione fisica di due o piu’ sostanze. I
componenti della miscela conservano la propria
identita’
SIMBOLI ATOMICI
Notazione fatta di una o due lettere corrispondente ad
un particolare elemento.
Spesso si fa uso delle prime lettere del nome latino
Au
Na
Cl
Oro
Sodio
Cloro
da
da
Aurum
Natrium
Miscela eterogenea
Miscela omogenea
Sostanze elementari
Separazione fisica
Metodi fisici
Miscele
omogenee
Sostanze pure
eterogenee
Metodi chimici
composti
ionici
molecolari
elementi
Separazione fisica
Distillazione
Separazione chimica
Elettrolisi
Lavoisier e la legge di conservazione della massa
Lavoisier (1743-1794) riconobbe
l’importanza delle misurazioni
accurate e fece una serie di
esperimenti sulla combustione.
All’epoca si pensava che la combustione fosse
dovuta ad una proprietà chiamata flogisto
espulsa dal legno o dai metalli quando
bruciavano.
Lavoisier riscaldò dei metalli (stagno o piombo) in recipienti chiusi con
quantità limitate di aria. La calce che si formava pesava di più del metallo
originale, ma il peso dell’intero recipiente era immutato.
Analogamente bruciando la legna la cenere residua era più leggera del legno
di partenza ma il peso del recipiente rimaneva lo stesso.
La trasformazione del metallo (o della legna) non era conseguenza della
perdita di flogisto ma dell’acquisto di una parte di aria (ossigeno).
Legge di Conservazione di Massa:
“In una reazione chimica la massa totale si
conserva”
(la somma delle masse dei reagenti e’ uguale
alla somma delle masse dei prodotti)
2 g di Idrogeno + 16 g di Ossigeno =
18 g di Acqua
La teoria atomica di Dalton
1.
2.
3.
4.
Tutta la materia è composta da atomi
indivisibili. Un atomo è una particella
estremamente piccola che mantiene la sua
identità durante le reazioni chimiche.
Un elemento è un tipo di materia composto da
un solo tipo di atomo. Tutti gli atomi dello
stesso elemento hanno la stessa massa e le
stesse proprietà
Un composto è un tipo di materia costituito da
atomi di due o più elementi chimicamente uniti
in proporzioni fisse. Due tipi di atomi in un
composto si legano in proporzioni espresse da
numeri semplici interi
Una reazione chimica consiste nella
ricombinazione degli atomi presenti nelle
sostanze reagenti in modo da dare nuove
combinazioni chimiche presenti nelle sostanze
formate dalla reazione
John Dalton (1766-1844)
“Un nuovo sistema di filosofia chimica”
(1808)
STRUTTURA DELL'ATOMO
Vari esperimenti condotti all'inizio del 1900 dimostrarono
che gli atomi non sono indivisibili ma costituiti da particelle
più piccole (elementari).
Elettrone
Se a due elettrodi posti alle estremità di un tubo in cui è fatto
il vuoto viene applicato un alto voltaggio, dall'elettrodo
negativo (catodo) si dipartono dei raggi detti raggi catodici.
Thomson dimostrò che tali raggi sono costituiti da un flusso di
particelle cariche negativamente che chiamò elettroni.
Tubo a raggi catodici
La deviazione di un
raggio catodico da
parte di un campo
elettrico e di un
campo magnetico
ESPERIMENTO DI THOMSON
Misura del rapporto carica/massa dell'elettrone: un fascio di raggi catodici
attraversa un campo elettrico e un campo magnetico. L'esperimento è
predisposto in modo che il campo elettrico devii il fascio in una direzione
mentre il campo magnetico lo devia nella direzione opposta. Bilanciando gli
effetti è possibile determinare il rapporto carica/massa dell'elettrone.
e/m=1,7588 1011 C/Kg
Quantizzazione della carica elettrica: esperimento di Millikan
Gocce di olio cariche elettricamente vengono fatte cadere in
presenza
di un campo elettrico. Dalla massa nota delle
goccioline e dal voltaggio applicato per mantenere ferme le
gocce cariche si potè calcolare la carica presente sulle gocce. Fu
trovato che tutte le cariche elettriche sono multiple di una
carica elementare minima e assunta come carica dell'elettrone.
e=1,602 10-19 C (coulomb)
Thomson aveva calcolato:
e/m= 1,76 ×1011 C/Kg
da cui si dedusse:
m= 9,11×
×10-31 Kg
Modello atomico di Thomson
Dimensioni atomiche:
circa
10-10m = 1 Å = 0,1 nm
L'esperimento di Rutherford
Dimensioni atomiche: circa 1 Å
Dimensioni nucleari: circa 10-5 Å
La maggior parte dell'atomo è vuoto
Quasi tutta la massa atomica è quindi concentrata nel nucleo
STRUTTURA NUCLEARE
Ogni elemento è caratterizzato da una carica nucleare tipica
che è un multiplo della carica elettronica e. Questo multiplo
viene indicato con la lettera Z.
Ad ogni Z corrisponde un atomo
H
Z=1
He
Z=2
Li
Z=3
Nell'atomo neutro attorno a tale nucleo si muovono Z elettroni.
Un nucleo è costituito da due tipi di particelle:
Protoni
carica
+e
massa 1831 volte quella dell'elettrone
Neutroni
carica
0
massa 1831 volte quella dell'elettrone
Un nucleo è quindi caratterizzato da due numeri
Un numero atomico
Un numero di massa
neutroni
Z ⇒ numero di protoni
A ⇒ numero di protoni + numero di
Un nucleo particolare caratterizzato da Z e da A è anche chiamato
nuclide e rappresentato con la seguente notazione:
Numero di massa
23
11
Na
Numero atomico
Z=11
A=23
11 protoni
23-11= 12 neutroni
(definisce l'elemento Na)
Atomi i cui nuclei hanno lo stesso numero di protoni ma
diverso numero di neutroni sono detti isotopi.
Ad esempio l'idrogeno ha tre isotopi:
1
1
2
1
3
1
H
idrogeno
1 protone
nessun neutrone
H
deuterio
1 protone
1 neutrone
H
trizio
1 protone
2 neutroni
Gli elementi presenti in natura sono in genere miscele di isotopi:
Cloro
75,8 %
35
17
Cl
24,2 % 37 Cl
17
Abbondanza relativa: frazione del numero totale di atomi di un
dato isotopo.
Isotopi naturali di alcuni elementi
Nuclide
Massa relativa
% di nuclidi
1H
1,007825
2H
2,014102
3He
3,016030
4He
4,002604
6Li
6,015126
7Li
7,01605
9Be
9,012186
10Be
10,013535
10B
10,012939
11B
11,009305
11C
11,011433
12C
12,
13C
13,003354
14C
14,003142
99,985
0,015
~ 10-4
~ 100
7,42
92,58
~ 100
tracce
19,6
80,4
tracce
98,89
1,11
tracce
Ioni
Un elemento e’ caratterizato dal suo
numero atomico.
Nell’atomo neutro il numero di elettroni e’
uguale a quello di protoni.
Atomi che hanno ceduto o aquistato
elettroni rispetto all’atomo neutro si
dicono ioni:
Catione +
Anione -
Massa atomica relativa dei
nuclidi
La massa di un nuclide è troppo piccola rispetto
all’unità di misure del kg.
Viene quindi definita in rapporto a quella di un
nuclide di riferimento.
Per convenzione la massa del nuclide 12C è stata
definita come esattamente = a 12.
1/12 della sua massa è l’unità di riferimento.
1 uma = 1,6605 x 10-24 g
Metodo Scientifico.
La chimica è una scienza sperimentale basata sul metodo
scientifico.
Legge scientifica: Esperimento <=> Teoria
Nello scambio di informazioni tra i ricercatori sono importanti:
•Le definizioni
•Le unità di misura
Il valore di ogni misura dipende infatti dalla unità di misura con
la quale viene espresso.
X es. la misura di una lunghezza ha un valore differente se
espressa in cm o in pollici.
La misura e’ la determinazione delle dimensioni, della
capacita’,della quantita’, dell’estensione di qualcosa
Le misure di quantita’ fisiche devono essere espresse
come multipli di unita’ di riferimento di riferimento
Sistema Internazionale di misura
Lunghezza
Massa
Tempo
Corrente elettrica
Temperatura
Intensita’ luminosa
Ammontare di sostanza
metro
chilogrammo
secondo
Ampere
Kelvin
Candela
mole
m
Kg
s
A
K
Cd
mol
Accuratezza: quanto risulta vicina una misura rispetto
al valore vero o accettato come vero
Precisione: quanto sono vicine tra loro una serie di
misuresullo stesso oggetto
Incertezza sulle misure
29,25
29,2
Peso atomico
Si definisce peso atomico di un elemento la massa relativa e
media di quell'elemento rispetto ad 1/12 della massa di un
nuclide di 12C.
Il peso atomico dell'idrogeno è:
1,007825 × 0,9985 + 2,014102 × 0,0015 =
1,007976,
Quello del carbonio è:
12 × 0,9889 + 13 × 0,0111 = 12,0111
Il carbonio naturale ha la seguente composizione
isotopica:
98 892 % di
1 108 % di 13C
12C
12 uma
13.0034 uma
Calcolare la massa atomica del carbonio.
Consideriamo un campione di 100.000 atomi
La loro massa sarà:
98 892 x 12 + 1 108 x 13.0034 = 1 201 100 uma
Massa media di un atomo: 12.011 uma
Le masse relative di n, e p e per i
singoli nuclidi sono riferite a 1/12
della massa del 12C.
In questo modo, il protone, il
neutrone hanno massa relativa vicina
ad 1.
La massa dei vari nuclidi è vicina al
numero di massa A.
Peso molecolare: somma dei pesi atomici
di tutti gli elementi contenuti in una molecola
di una sostanza elementare o di un composto
1. I2: 126.9x2= 253.8
2. H2SO4: (1.00798 x 2) + 32.064 + (15.999 x
4) = 98.076
Quando una sostanza non è
formata da molecole discrete ma
da un insieme infinito di atomi o
ioni, si parla di peso formula
1. NaCl: 22.9898 + 35.453 = 58.443
2. K2Cr2O7: (39.10 x 2) + (51.996 x 2) +
(15.999 x 7) = 294.2
Peso atomico, peso
molecolare, peso formula
sono in realtà delle masse.
Gli atomi si combinano secondo rapporti
definiti per formare composti
Formula chimica: deve indicare come minimo
quali sono gli elementi che costituiscono la
sostanza e in quale rapporto gli atomi di
questi elementi si trovano.
H2O CO2 O2
CO
Formula minima o molecolare
Reazione chimica
•La combinazione degli atomi in un composto puo’
cambiare solo quando avviene una reazione chimica
•Una reazione chimica cambia il rapporto con cui gli
atomi si combinano, ma non altera la natura degli
atomi
C + O2
CO2