01-Chimica_0

CHIMICA GENERALE
ORGANICA ED INORGANICA
Prof. Adolfo Amici
Testi consigliati:
•Chimica e Propedeutica Biochimica - A. Fiecchi, M. Galli Kienle e A. Scala Edi-Ermes, Milano
•Chimica Generale ed Inorganica - G. Ponticelli e G. Usai - Piccin Padova
•Principi Di Chimica Generale E Organica – E. Santaniello, M. Alberghina, M.
Coletta, S. Marini, Piccin Padova.
•Chimica base per le scienze della vita - A. Anastasia, Delfino Editore, Roma.
Corso di Laurea Tecnico della Prevenzione nell’Ambiente e nei Luoghi di Lavoro –
TPALL
A.A. 2013/2014 - I anno – I semestre
Corso di CHIMICA GENERALE ORGANICA ED INORGANICA
(C.I. Scienze Propedeutiche)
Prof. Adolfo Amici
Programma in forma breve:
Atomo, isotopi, radioattività, cenni su teorie atomiche, orbitali , metodo Aufbau. Tavola
periodica. Legami covalente e ionico. Doppi e tripli legami. Strutture di Lewis. Orbitali
ibridi. Cenni su orbitali molecolari. Legami intermolecolari. Stati della materia. Soluzioni..
Equilibrio chimico. Termochimica, cinetica chimica, cenni di elettrochimica. Acidi e basi.
Nomenclatura composti. Idrolisi. Soluzioni tampone. Titolazioni. Prodotto di solubilità.
Generalità sulla chimica organica. Principali gruppi funzionali dei composti organici.
Alcani, alcheni, alchini e loro principali reazioni. Cicloalcani. Cenni su idrocarburi
aromatici, aldeidi, chetoni, acidi carbossilici e derivati. Isomerie dei composti organici.
Definizioni reagenti elettrofili, nucleofili, radicali. Tipi di reazioni organiche, sostituzioni
nucleofile ed elettrofile, eliminazioni, addizioni. Meccanismi delle principali reazioni dei
gruppi funzionali organici.
Esercizi di stechiometria riguardanti le soluzioni (unità di concentrazione, diluizione, ecc.)
e il pH (acidi forti e deboli, idrolisi, tamponi).
Stati della materia:
condensazione
gassoso
liquido
ebollizione
brinamento
fusione
solidificazione
sublimazione
solido
Unità di misura
delle proprietà fisiche
Grandezza
•
•
•
•
•
•
•
Lunghezza
Massa
Tempo
Temperatura
Quant. Sost.
Corrente el.
Int. Lum.
Simb.
grand.
l
m
t
T
n
I
Iv
Unità
SI
metro
chilogrammo
secondo
kelvin
mole
ampere
candela
* Ricordare anche i prefissi alle unità di misura
Simb. Unità
di misura
m
kg
s
K
mol
A
cd
Unità di misura derivate
Grandezza
fisica
•
•
•
•
•
•
•
•
Forza
Pressione
Energia
Carica elettrica
Temp. celsius
Area
Volume
Densità
Nome
unità
simbolo
newton
pascal
joule
coulomb
gradi celsius
metro quadro
metro cubo
massa volumica
Unità di misura intensive ed estensive
N
Pa
J
C
°C
m2
m3
kgm-3
Unità
dimensionali
m kg sec-2
Nm-2
Nm
As
K
Multipli - prefissi e suffissi
prefisso simbolo
10-1
10-2
10-3
10-6
10-9
10-12
10-15
10-18
10-21
10-24
deci
centi
milli
micro
nano
pico
femto
atto
zepto
yocto
d
c
m
µ
n
p
f
a
z
y
prefisso simbolo
10
102
103
106
109
1012
1015
1018
1021
1024
deca
ecto
chilo
mega
giga
tera
peta
exa
zetta
yotta
da
h
k
M
G
T
P
E
Z
Y
Cifre significative dei dati e precisione
4,5674 +
4,597 +
4,56 =
------------13,72
0,000567
0,000003
104.000
56.000.000
104.727
55.897.324
2,32 x 1,343
------------------- = 9,2
0,34
5,3478 ± 0,0065 cm
K = C + 273,15°C
MATERIA - CLASSIFICAZIONE
Sostanze pure
composti
Materia
Miscele
omogenee
Miscele
eterogenee
elementi
(atomi)
Atomi - struttura
particella simbolo carica (coulomb, relativa) Massa
• Protone
p+
1,6022 10-19
+1
1,67252 10-27 kg
• Neutrone n0
0
0
1,67495 10-27 kg
• Elettrone
e1,6022 10-19
-1
9,10953 10-31 kg
• Atomo H
•
“
U
0,0000
0,0000
raggio di un atomo circa 10-10m
raggio di una particella circa 10-14m
0
0
1,6752 10-27 kg
3,94987 10-25 kg
NUCLIDI - ISOTOPI
Gli atomi caratterizzati da numero atomico e numero di massa
sono detti NUCLIDI
Numero di massa
A
Z
Numero atomico
1
X
1
12
H
6
1
14
C
7
12
H
18
N
8
14
C
18
N
O
ISOTOPI
1
2
3
12
H
H
H
prozio deuterio trizio
H
D
T
13
C
14
C
O
C
Ioni
Acquisto o perdita di elettroni:
-catione quando ha carica positiva, ha cioè perso uno
o più eletroni periferici.
-anione quando ha carica negativa, ha cioè acquistato
elettroni periferici.
Na+
Cl-
Sodio
cloruro
Fe++
ferro
Fe2+
Cr3+
SO42-
cromo
solfato
S2 solfuro
PESO ATOMICO e MOLE
La massa dell’atomo per gli elementi noti è compresa tra 1,673 x 10-24 g e circa 4,3 x 10 -22 g
Le bilance arrivano a 10-6 g
Possiamo stabilire i rapporti tra gli atomi e quindi un peso atomico relativo.
Nell’acqua sono presenti 11,19g di idrogeno e 88,81g di ossigeno per 100g di acqua pura.
Quindi, siccome gli idrogeni sono due si ha che ciascuno contribuisce per 5,595g e che li
rapporto tra i due elementi è di 15,873.
L’ossigeno pesa 15,873 volte l’idrogeno, si dice che il suo Peso Atomico vale: PA = 15,873.
I pesi atomici, o meglio masse atomica relative, sono attualmente riferite all’isotopo 12C al
quale è assegnato arbitrariamente il valore di 12,000.
L’unità di massa atomica è la quantità di materia pari a 1/12 della massa del 12C, si indica
come a.m.u. (atomic mass unit) o Dalton
La massa assoluta del 12C è pari a 1,99 x 10-23g, quindi una a.m.u. vale 0,166 x 10-23g
PESO ATOMICO e MOLE
Il peso molecolare è dato dalla somma dei pesi atomici, per es.l’acqua, composta da due
idrogeni ed un ossigeno, H2O , ha PM (peso molecolare):
2 x 1,0079 + 15,99994 = 18,0157
Se considero una quantità di elemento o composto pari al peso molecolare espresso in
grammi avremo una mole di sostanza.
Quante a.m.u. ci sono in 1g si sostanza?
1
------------ = 6,02 x 10 23 una mole di particelle.
0,166 x 10 -23
La massa di una mole di atomi o di molecole è numericamente uguale al peso atomico o
molecolare, rispettivamente.
Esperimento di Rutherford
13.214
Esperimento di Millikan e la
carica dell’elettrone
atomizzatore
Gocce di olio
Gocce di olio
cariche
Elettrodo
Metallico (+)
Cannocchiale
microscopio
Elettrodo
metallico (-)
Radiazione
ionizzante
illuminazione
La radiazione elettromagnetica
l
|
max
ampiezza
|
0
n=2
0
min
Distanza
Tempo
c= l n
c = 3 108 m sec-1
1s
Spettro della radiazione elettromagnetica
frequenze
1·108 1·109
1·104 1·107
1·1012
4·1014
1·1016 1·1019
8·1014
1·1024
(cicli/sec)
tipo di onde
radio televisione radar microonde infrarosso visibile ultravioletto raggi x raggi g
lunghezze
l~ 760 nm
102
500
10-1
violetto
104
blu
107
verde
109
giallo
1010
arancio
1012
rosso
(nm)
l~ 380nm
10-5
Spettro della radiazione elettromagnetica
Rifrazione della luce bianca
Lunghezze d’onda delle bande dei colori
Luce visibile
l min
l max
n min
nm
n max
10-14 sec-1
violetto
400
424
7.08
7.50
indaco e blu
424
491
6.11
7.08
verde
491
575
5.22
6.11
giallo
575
585
5.13
5.22
arancio
585
647
4.64
5.13
rosso
647
700
4.28
4.64
Spettri di emissione discontinui degli ioni di metalli
Spettri di emissione discontinui degli ioni di metalli
Principali righe di emissione dell’idrogeno
L’effetto fotoelettrico dimostra
l’esistenza dei fotoni
E=hn
In meccanica quantistica
l’energia fluisce in quanti
Gli elettroni sono organizzati in
orbitali atomici
Il più semplice è di forma sferica dettata
dalle equazioni di Schroedinger per la
distribuzione di probabilità
Atomo quantistico
•
•
•
•
Natura dell’elettrone - onda/particella
Principio di indeterminazione (Dx Dp>h/2P)
Distribuzione della densità elettronica
Numeri quantici - principale, secondario,
magnetico, di spin.
Numeri quantici
definiscono l’energia dell’elettrone
•Principale,
•Secondario,
•Magnetico,
•Spin,
n,
l,
m,
1,2,3,...,
0,1,...,n-1
interi da -l a +l, 0 compreso
+½, -½
n=1
Forme degli
orbitali in
funzione dei
numeri
quantici degli
elettroni
n=2
n=3
l=0
m=0
l=1
m = -1,0,1
l=2
m = -2,-1,0,1,2
Orbitali 1s e 2s
1s
2s
Orbitali
2p
2px
2px
2px
2px
2py
2pz
Orbitali
3d
3dxy
3dyz
3dy2-x2
3dxz
3dz2
Livelli energetici degli orbitali
e il loro riempimento
Livelli energetici e righe di emissione
dell’atomo di idrogeno
Gli elettroni si posizionano a coppie, con spin opposti,
negli orbitali a più bassa energia
Due elettroni non possono avere i quattro numeri quantici uguali
Periodicità di proprietà degli elementi
Valori di affinità elettronica i kJmol-1
H
384
K
48
He
<0
Ca
2,37
Li
60
Ba
13,95
Be
<0
Br
324,5
C
122
Xe
<0
Mg
<0
I
295
O
142
Cl
349
F
328
Ar
<0
Ne
<0
Periodicità di proprietà degli elementi
energia di prima ionizzazione
Legame chimico ionico
+
-
+
-
+
-
+
-
+
-
+
-
+
-
+
+
+
+
-
+
-
+
-
+
-
Cristallo di NaCl
-
Cl
Na+
Il legame covalente e la formazione di molecole
Il legame covalente legante ed antilegante
antilegante
Struttura elettronica
di una molecola di
idrogeno
legante
Struttura elettronica di
una molecola di azoto
Struttura elettronica di
una molecola di ossido
di azoto
N
N2
N
Il legame
covalente tra
orbitali a
diversa
geometria:
Legami s e p
Formule rappresentate secondo i simboli di Lewis
N
O
Cl
H
+
Cl
F
Cl
=
Cl
Ne
Cl
H
O
H
Risonanza nella distribuzione degli elettroni
+ ·· ·· ··
O S O
··
··
··
··
··
··
··
··
····
- +
·· ·· ··
O S O
··
··
Anidrite solforosa
- ··
··
O C O
·· ·· ··
O
··
-
··
··
··
··
··
··
··
··
··
··
··
··
·· ··
O C O
·· ·· ··
O
·· -
··
··
··
··
·· - ··
O C O
·· ··
·· ··
O
Ione carbonato
··
··
Ibridazione sp3 e la configurazione
tetraedrica delle molecole
carbonio
metano
109°
ossigeno
acqua
105°
azoto
ammoniaca
107°
Ibridazione sp2 e la configurazione planare
BF3
120°
Ibridazione sp e la configurazione lineare
BeCl2
Il legame metallico
Orbitali molecolari che coinvolgono tutto il volume del cristallo metallico
Forze interattive tra le molecole
Polarizzazione dei legami covalenti
L’elettronegatività
Cl
Elettronegatività degli elementi secondo Pauling
H
2,1
He
=
Li
1,0
Be
1,5
B
2,0
C
2,5
N
3,0
O
3,5
F
4,0
Ne
=
Na
0,9
Mg
1,2
Al
1,5
Si
1,8
P
2,1
S
2,5
Cl
3,0
Ar
=
K
0,8
Ca
1,0
Sc
1,3
Ti
1,5
V
1,6
Cr
1,6
Mn
1,5
Fe
1,8
Co
1,8
Ni
1,8
Cu
1,9
Zn
1,6
Ga
1,6
Ge
1,8
As
2,0
Se
2,4
Br
2,8
Kr
=
Rb
0,8
Sr
1,0
Y
1,2
Zr
1,4
Nb
1,6
Mo
1,8
Tc
1,9
Ru
2,2
Rh
2,2
Pd
2,2
Ag
1,9
Cd
1,7
In
1,7
Sn
1,8
Sb
1,9
Te
2,1
I
2,5
Xe
=
Cs
0,7
Ba
0,9
La1,1
Hf
1,3
Ta
1,5
W
1,7
Re
1,7
Os
2,2
Ir
2,2
Pt
2,2
Au
2,4
Hg
1,9
Tl
1,8
Pb
1,8
Bi
1,9
Po
2,0
At
2,2
Rn
=
Fr
0,7
Ra
0,9
Ac1,1
Th
1,3
Pa
1,5
U
1,7
Np1,3
Forze interattive tra le molecole
Forze di van der Waals
Dipoli istantanei
Non direzionali
2-20kJ mole-1
distanza
(pm)
energia (kJ
-1
mol )
H-H
74
435
C-C singolo
154
347
C-C doppio
135
522
C-C triplo
121
961
N-N singolo
147
159
N-N doppio
124
350
N-N triplo
110
940
F-F
144
155
Cl-Cl
199
242
Br-Br
228
192
I-I
267
150
H-F
92
564
H-I
161
297
O-H (in H2O)
96
469
N-H (in NH3)
101
389
C-H (in CH4)
109
414
Energia / lunghezza (di legame)
1200
1000
800
Energia (kJ/mole)
tipo di
legame
600
400
200
0
0
50
100
150
200
Lunghezza (pm )
250
300
Interazioni tra molecole attraverso dipoli indotti
Interazioni attraverso il legame idrogeno
I legami idrogeno si formano solo se i componenti
sono posizionati in linea retta, cioè è direzionale
20-40kJ mole-1
Il legame idrogeno e le
proprietà dell’acqua
20-40kJ mole-1
Il legame idrogeno
intramolecolare
Temperature di fusione di composti
e tavola periodica
Potere schermante
dell’acqua verso le cariche,
solubilizzazione dei sali,
solvatazione degli ioni.