Dispense prodotte nel corso POF
“Giochi della Chimica 2012”
I Lezione
Per iniziare
La misura è la procedura con cui si assegna un valore numerico a
qualche aspetto della materia
la grandezza è la proprietà fisica di un sistema, come la lunghezza,
il volume e il peso.
Esistono grandezze intensive e grandezze estensive.
Le prime sono quelle proprietà che non dipendono dalla quantità di
materia o dalle dimensioni del campione ma soltanto dalla natura e
dalle condizioni nelle quali si trova (es. densità, temperatura). Le
seconde dipendono dalle dimensioni del sistema (es. massa,
volume).
Esistono grandezze indipendenti le cui unità di misura sono dette
unità fondamentali (lunghezza, massa, tempo, temperatura) e
grandezze derivate, le cui unità di misura sono dette unità di
misura derivate (densità, forza, energia, pressione, carica elettrica)
Ogni unità di misura ha poi i propri multipli e sottomultipli.
Materia
In fisica classica, con il termine materia, si indica genericamente qualsiasi cosa che abbia massa e
che occupi spazio. Per materiale si intende tutto ciò che è fatto di materia
Tutti i materiali sono costituiti da singole sostanze o da miscugli di due o più sostanze
Una sostanza è un materiale che possiede specifiche proprietà uguali in ogni punto e che,
inoltre, non può essere separato in un altro materiale per mezzo di processi fisici.
Le sostanze si distinguono in:
sostanze semplici, o elementi, quando non possono essere decomposte per mezzo di processi
chimici in sostanze più semplici (le sostanze semplici sono formate da atomi di un solo tipo, o
elementi);
sostanze composte, o composti, quando sono formate da due o più elementi differenti
chimicamente combinati secondo determinati rapporti fissi, identici in qualunque porzione di
materia considerata (i composti, per mezzo di processi chimici, possono essere separati negli
elementi costituenti).
I miscugli risultano dall'unione fisica di due o più sostanze e hanno una composizione e quindi
proprietà chimiche e fisiche variabili da punto a punto.
I miscugli si distinguono in:
miscugli eterogenei, quando sono individuabili due o più fasi e i componenti sono distinguibili a
occhio nudo o con l'ausilio di un microscopio (es. una sospensione, emulsione)
miscugli omogenei, quando si presentano in un'unica fase e i componenti non sono più
distinguibili, neppure al microscopio. I miscugli omogenei sono anche detti soluzioni, formate
da una solvente, il componente più abbondante (che determina lo stato fisico del sistema), e da
un soluto il componente dissolto nel solvente. Le soluzioni colloidali sono particolari sistemi
intermedi tra un miscuglio eterogeneo e un miscuglio omogeneo, in cui si distingue una fase
dispersa contenuta in una fase disperdente.
L'atomo
La materia è tutto ciò che occupa lo spazio e ha
massa;
La materia è fatta di atomi e molecole.
Un atomo è la più piccola parte di un elemento
che conserva tutte le proprietà chimiche
dell'elemento.
Una molecola è costituita dall'unione di due o
più atomi uguali o diversi, è la più piccola parte
di un composto.
L'atomo ha una parte centrale, nucleo, dove si
trovano protoni e neutroni, e una parte
periferica dove si trovano gli elettroni.
Leggi ponderali
Legge della conservazione della massa di Lavoisier
(1789)
Essa afferma che la materia non si crea e non si distrugge.
Pertanto, in una reazione chimica, la somma dei pesi dei
reagenti è sempre uguale alla somma dei pesi dei prodotti di
reazione".Legge delle proporzioni definite e costanti (Proust
1799)
"In un determinato composto chimico gli elementi che lo formano
stanno tra loro in proporzioni di peso definite e costanti".
Ad esempio per ottenere acqua dobbiamo sempre far reagire
Idrogeno ed Ossigeno nelle proporzioni di 1 g contro 8 g.
Qualsiasi eccesso di uno dei due elementi rispetto a tale
rapporto, non reagisce per dare acqua e rimane inalterato alla
fine della reazione
La legge di Proust suggerisce fortemente, la possibilità che ogni
elemento chimico sia costituito da particelle aventi una massa
caratteristica, in grado di unirsi tra loro solo in proporzioni fisse.
La legge delle proporzioni
multiple (Dalton).
Quando due elementi si combinano tra loro per
dare più di un composto, le quantità in peso di uno
che si combinano con una quantità fissa dell'altro
stanno tra loro in rapporti esprimibili mediante
numeri interi, in genere piccoli
Questa legge è servita anche a convalidare l’ipotesi di una materia formata
da particelle microscopiche, indivisibili, indistruttibili e non creabili (quindi
stabili), in quanto soltanto questo tipo di costituzione della materia spiega
i suddetti rapporti di combinazione degli elementi chimici nei composti
Protoni = hanno carica positiva, il numero di protoni in un atomo è
detto numero atomico
Neutrone = è elettricamente neutro, può essere considerato l'unione
di protone e elettrone, ha la funzione di rendere stabile il nucleo
Elettroni = hanno carica negativa e hanno dimensione molpo piccola
La massa di un nucleo è uguale alla somma delle masse dei suoi
costituenti (protoni e neutroni) e coincide con la massa dell'atomo
intero.
Il raggio di un atomo è molto più grande del raggio del suo nucleo
perciò l'atomo è praticamente vuoto.
Ogni elemento chimico ha un proprio simbolo, nella tavola periodica
troviamo ogni elemento accompagnato da numero di massa (in
basso) e numero atomico (in alto)
Isotopi
Gli isotopi sono atomi dello stesso elemento ma con
diverso numero di massa perchè contengono un diverso
numero di neutroni.
Quindi sono atomi con stesso numero di protoni ma
diverso numero di neutroni.
Solo nell'idrogeno gli isotopi hanno nomi differenti:
• prozio: 1 protone;
• deuterio: 1 protone e 1 neutrone;
• trizio: 1 protone e 2 neutroni.
Prime teorie sull'atomo
Il concetto di atomo è molto antico, già Democrito
aveva proposto una sua teoria atomica. Le più
importanti e in ordine cronologico sono:
-Teoria atomica di Dalton (1802): tutti gli elementi
sono fatti diparticelle piccolissime chiamate atomi,
nelle relazioni chimiche gli atomi conservano la loro
identità, atomi diversi si combinano tra loro creando
composti.
-Modello di Rutheford (1911): gli elettroni ruotano
intorno al nucleo su orbite circolari, non si avvicina al
nucleo per via della forza centrifuga [errato!]
- Modello di Bohr (1913): gli elettroni si muovono su
orbite stazionarie nelle quali non perdono energia,
all'aumentare del raggio dell'orbita aumenta l'energia
dell'elettrone.
Teoria odierna
- Modello ondulatorio dell'atomo (1930): l'elettrone si muove lungo un orbitale. Per
orbitale si intende il luogo dove vi è più del 90% delle probabilità di trovare un
elettrone, perciò non si può parlare di traiettoria, così facendo crea una nube di
carica elettrica negativa.
Gli orbitali si distribuiscono su diversi livelli energetici individuati da un numero
quantico principale (indicato con la lettera n) che varia da 1 a 7 a cui corrispondono
distanze crescenti dal nucleo
All’interno di ogni livello gli orbitali possono assumere forme diverse individuate da
un numero quantico azimutale (indicato con la lettera l) che può variare da 0 a n-1
e che viene comunemente contraddistinto da una lettera: s, p, d, f
Ogni forma può avere un diverso orientamento nello spazio individuato dal numero
quantico magnetico (denominato m) che può variare da –l a +l, per cui esistono un
orbitale di tipo s, 3 di tipo p, 5 di tipo d e 7 di tipo f
Ogni orbitale non può contenere più di 2 elettroni; principio di Pauli. In più gli
elettroni di uno stesso orbitale devono avere spin diverso, ovvero diverso
movimento sull'asse (numero quantico di spin.
Tipo d
Tipo f
Disposizione degli elettroni nell'atomo
L'ordine di riempimento degli orbitali segue anche l'ordine
dato dalla loro energia.
1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p...
Tavola periodica degli elementi
E' stata messa a punto da Mendeleev, in essa gli elementi sono
incasellati in ordine di numero atomico crescente in file
orizzontali.
Ogni riga orizzontale è detta periodo e corrisponde al
riempimento degli orbitali di un livello.
Ogni colonna è detta gruppo dove gli elementi hanno stessa
configurazione elettronica esterna.
Il termine periodico sta ad indicare la periodicità di alcune caratteristiche degli
elementi, che variano in maniera graduale lungo un periodo e si ripresentano allo
stesso modo nel periodo successivo, per cui elementi dello stesso gruppo hanno
comportamenti simili
Le proprietà chimiche e fisiche degli elementi non dipendono, quindi, dal numero
totale degli elettroni ma dalla configurazione elettronica esterna.
Gli elementi dell'ottavo gruppo sono elementi estremamente stabili, sono gas poco
reattivi e per questo detti gas nobili.
Alcuni gruppi della tavola periodica hanno denominazioni
proprie, in quanto gli elementi che vi appartengono sono
contraddistinti da particolari caratteristiche fisiche e
chimiche:
• I A : metalli alcalini;
• II A : metalli alcalino-terrosi;
• VII A : alogeni;
• VIII A : gas nobili.
La mole
Una mole di qualsiasi sostanza contiene 6*1023 unità
elementari di quella sostanza.
Numero di Avogadro
Il rapporto tra il peso delle moli di due sostanze è
uguale pertanto al rapporto tra I loro pesi atomici
Il peso di una mole (detto massa molare) dipende dal peso molecolare della
sostanza. Una mole di una sostanza ha un peso (o massa), espresso in grammi,
pari numericamente al suo peso atomico (o peso molecolare, o peso formula).
Ad es.
- una mole di C, contiene 6*1023 atomi di carbonio e pesa 12 g
- una mole di acqua contiene 6*1023 molecole di acqua e pesa 18 g
I g di sostanza corrispondenti ad un certo numero di moli si ottengono g=mol*PM
dove PM sta per peso molecolare, ovvero la somma dei pesi atomici degli atomi che compongono la
molecola
Viceversa, il numero di moli contenuti in una certa quantità in g di sostanza si
calcola attraverso la formula mol=g/PM
Per ricavare la formula molecolare di un composto è
necessario misurare sperimentalmente anche la sua massa
molecolare.
La formula molecolare è un multiplo della formula minima.
I legami chimici
Nella formazione di legami chimici sono coinvolti gli elettroni
esterni, ogni elemento cerca di raggiungere l'ottetto, ovvero
la configurazione più stabile tipica dei gas nobili.
L'ottetto viene raggiunto attraverso la condivisione di
elettroni (legame covalente) o attraverso la perdita o
acquisizione di elettroni (legame ionico).
Covalente omopolare
Covalente eteropolare
Ionico
Ci possono essere comunque delle eccezioni alla regola !!!
Legame covalente
Due atomi condividono una coppia di elettroni per raggiungere
l'ottetto.
Se gli atomi hanno la stessa elettronegatività il legame si chiama
covalente apolare (o omopolare).
Se gli atomi hanno diversa elettronegatività il legame si chiama
covalente polare (o eteropolare).
In base al numero di elettroni condivisi si avranno legami
semplici, doppi o tripli.
Se il legame è semplice il legame è di tipo σ (sigma), in quanto
l'orbitale degli elettroni condivisi circonda l'asse che congiunge i
2 nuclei.
Se il legame tra due atomi è doppio o triplo, un legame è di tipo
tipo σ (sigma), l’altro o gli altri due sono di tipo π e si
estendono al di sopra e al di sotto il piano in cui giace il legame
σ che congiunge i due stessi nuclei,
Legame dativo
E' una forma particolare di legame covalente: un atomo
condivide un doppietto di elettroni libero con un orbitale vuoto
di un altro atomo.
Ibridazione
L'ibridazione è un fenomeno per cui orbitali esterni con
diversa energia si combinano tra loro per formare orbitali
ibridi.
Un semplice esempio è dato dal carbonio:
L'ibridazione può essere di 3 tipi:
• Ibridazione sp: coinvolge un orbitale p e un
orbitale s e forma due orbitali ibridi.
• Ibridazione sp2: quando due orbitali p e un orbitale
s di uno stesso atomo si combinano formando tre
orbitali ibridi.
• Ibridazione sp3: quando un orbitale s e tre orbitali
p di uno stesso atomo si combinano formando 4
orbitali ibridi.
L'ibridazione è un processo spontaneo in quanto
favorisce la stabilità delle molecole.
Osserva questo interessante filmato sulla ibridazione
http://www.sis_scienze.unito.it/legame/hybrv18.swf
Legame ionico e legame metallico
Legame ionico
E' un legame che si forma tra atomi con elevata differenza di
elettronegatività; è un attrazione di tipo elettrostatico tra due ioni di
carica elettrica opposta, che si formano in seguito al passaggio di uno o
più elettroni dall’atomo meno elettronegativo a quello più
elettronegativo. Nel caso del legame ionico non si formano né orbitali
molecolari, né molecole, ma strutture regolari (cristalli) in cui si
alternano in maniera regolare nelle tre direzioni dello spazio ioni positivi
(cationi) e ioni negativi (anioni). I composti ionici sono invariabilmente
solidi.
Legame metallico.
Il legame metallico è un caso particolare di legame chimico delocalizzato e
consiste in una attrazione elettrostatica che si instaura tra gli elettroni di
valenza e ioni positivi metallici.
Gli atomi di metallo hanno in genere pochi elettroni di valenza che sono
facilmente delocalizzabili in un reticolo di atomi metallici caricati
positivamente. Si può visualizzare questo tipo di legame immaginando un
metallo come un reticolo di ioni positivi tenuti uniti da un' "atmosfera" di
elettroni.
Come nel caso del legame ionico non esistono quindi molecole vere e proprie
ma aggregati reticolari di atomi metallici tenuti insieme da questa forza di tipo
elettrostatico.
Questo modello spiega alcune proprietà dei metalli come le loro
elevate conducibilità elettrica (infatti, essendo tali elettroni non legati a
nessun atomo particolare, risultano essere estremamente mobili) e termica, la
loro malleabilità e duttilità.
Legame a idrogeno
E' un legame intermolecolare
elettrostatico che si forma tra un
atomo di idrogeno già legato
covalentemente e un altro atomo
molto elettronegativo.
E' un legame molto debole che
richiede poca energia per essere
spezzato, è il legame tipico delle
molecole d'acqua. Nel caso dell'acqua
il legame ad idrogeno determina che
allo stato solido il ghiaccio abbia una
struttura cristallina e occupi maggiore
spazio rispetto allo stato liquido.
Le soluzioni
Una soluzione è una miscela omogenea tra 2 componenti: il solvente,
componente più abbondante; e il soluto, componente meno presente.
L'acqua è un buon solvente per la maggior parte dei composti ionici.
Soluzione satura: una soluzione che contiene la massima quantità di un
dato soluto che il solvente è in grado di sciogliere ad una determinata
temperatura.
La solubilità è influenzata da: la natura del solvente e del soluto
(simile scioglie simile), la temperatura (se il processo di
solubilizzazione è endotermico, esso aumenta con la temperatura, se
è esotermico diminuisce all'aumentare della temperatura), la pressione
nella solubilità tra gas e liquidi.
Vi sono poi anche fattori che aumentano la velocità di dissoluzione
come l'agitazione, la temperatura e il grado di suddivisione del soluto.
Proprietà colligative delle soluzioni
Le proprietà colligative sono proprietà delle coluzioni che
dipendono dalla concentrazione e non dalla natura chimica del
soluto;
Nelle soluzioni viene variata la temperatura di ebollizione (punto
ebullioscopico) e di gelo (punto crioscopico), infatti una soluzione
gela al di sotto dei 0° e bolle al di sopra dei 100°.
Altra importante proprietà colligativa è l'osmosi, un fenomeno per
cui si ha la migrazione spontanea delle molecole del solvente da
una soluzione più diluita verso una più concentrata, quando le
due soluzioni sono separate da una membrana semimpermeabile.
La pressione osmotica è la pressione che bisogna applicare alla
soluzione più concentrata perchè questa non venga diluita.
Due soluzioni con pressione osmotica uguale sono dette
isotoniche.
Composti inorganici e nomenclatura
Il numero di ossidazione di un atomo in un composto indica il numero
di elettroni che l'atomo acquista o cede (realmente o formalmente) a
seconda che gli atomi è legato siano meno elettronegativi o più
elettronegativi.
Altra definizione: il numero di ossidazione indica la carica, reale o
formale, che acquista un atomo rispetto alla condizione di neutralità
quando si assegnano convenzionalmente gli elettroni di legame
all'atomo più elettronegativo.
In genere il numero di ossidazione dell'ossigeno è -2 mentre quello
dell'idrogeno è +1.
Gli elementi però possono avere più numeri di ossidazione, nella
maggior parte dei casi sono i metalli di transizione e I non metalli.
Il nome del composto dipende dal numero di ossidazione degli
elementi nel composto.
Nel caso di 2 diversi numeri di ossidazione:
• desinenza -oso, per il numero di ossidazione minore
(ferroso, rameoso, piomboso)
• desinenza -ico, per il numero di ossidazione maggiore
(ferrico, rameico, piombico)
Nel caso in cui vi siano vi siano più di 2 numeri di ossidazione
si usa questa nomenclatura:
• +1 o +2; ipo- -oso, acido ipocloroso
• +3 o +4; -oso, acido cloroso
• +5 o +6; -ico, acido clorico
• +7; per- -ico, acido perclorico
Ossidi
Gli ossidi sono composti binari formati dalla combinazione di un
elemento (tranne i gas nobili e il fluoro) con l'ossigeno. Esistono gli
ossidi dei metalli, ossidi basici; e gli ossidi dei non metalli, ossidi
acidi o anidridi.
Ossidi basici: composti ionici binari formati da un catione metallico
(elemento con n° di ossidazione +n) e dallo ione ossido (l'ossigeno con
n° di ossidazione -2).
Anidridi o ossidi acidi: composti binari formati da un non metallo e
ossigeno; in questo caso se il numero di ossidazione dell'elemento è
unico allora il nome del composto sarà:
anidride+radice del nome del non metallo+ desinenza -ica (anidride
carbonica)
Idracidi
Sono composti binari formati da H (idrogeno) e uno dei
seguenti non metalli S (zolfo), F (fluoro), Cl (cloro), Br
(bromo) e I (iodio).Questi composti possono essere sciolti in
acqua e in questo caso si comportano come acidi.
Il nome viene attribuito aggiungendo la desinenza -idrico alla
radice del nome del non metallo, preceduto dalla parola
acido.
Idrossidi o basi.
Composti ionici ternari (ovvero tre elementi) formati da un
catione metallico (numero ossidazione +) e da tanti ioni
idrossido (OH-) quanti ne occorrono per neutralizzare la carica
del catione.
es. idrossido di calcio Ca(OH)2
Gli idrossidi si preparano facendo reagire gli ossidi basici con
l'acqua.
La nomenclatura in questo caso si ottiene sostituendo la
parola idrossido a quella dell'ossido corrispondente.
Ossiacidi o acidi ossigenati
Composti ternari molecolari formati da idrogeno, un non
metallo oppure un metallo di transizione e ossigeno, scritti
nella formula in quest'ordine.
La nomenclatura deriva da quella degli anidridi, sostituendo
alla parola anidridi la parola acido mantenendo invariati
prefissi e desinenze.
es. acido borico; acido carbonico...
Sali
Sono composti ionici formalmente derivati dagli acidi per
sostituzione totale o parziale degli atomi di idrogeno con uno
o più cationi metallici.
Schema generale:
Bilanciamento delle reazioni chimiche
Nelle reazioni chimiche la massa dei reagenti deve essere
uguale a quella dei prodotti; per questo deve essere
bilanciata. Per bilanciare un'equazione bisogna seguire delle
regole:
• il numero di atomi di un dato elemento presente nel lato
reagenti e nel lato prodotti deve essere lo stesso.
• il coefficiente 1 non si indica.
• tutti i coefficienti devono avere il minimo valore intero
possibile.
Chimica organica
