Chimica Applicata allAmbiente Lezione 1 - E

Chimica Applicata all’Ambiente e Tecnologia
dei Materiali
Introduzione: definizioni fondamentali: atomi, molecole, peso
molecolare, peso atomico, tavola periodica;
Stato gassoso, liquido e solido: classificazioni e leggi fondamentali;
Le reazioni chimiche: classificazioni ed esempi;
Soluzioni e proprietà colligative;
Acidi e basi;
STRUTTURA DEI MATERIALI (Prof. Andrea Lazzeri)
Interazione dell’ ecosistema, naturale ed antropizzato, con
materiali da costruzione posti in opera.
Interazioni gassose: gas atmosferici ed emissioni antropiche
ed effetto sui materiali
Interazioni liquide: classificazione delle acque e loro
interazione con i materiali da costruzione
Interazioni solide: particolato atmosferico e effetto di
microorganismi
Cenni di degrado e restauro di beni culturali
La selezione di un materiale deve essere basata sulla scienza
chimica
struttura chimica
fisica
morfologia
ingegneria
proprietà
Interazione con l’ambiente:
• origine
• durabilità e rilascio
• fine vita
MATERIALI ED AMBIENTE
INORGANICI
Crosta terrestre
Crosta terrestre
ceramici
metallici
polimerici
RIFIUTI
ORGANICI
Petrolio (nella crosta terrestre)
inorganica
Secondo la definizione storica la chimica
inorganica si occupa delle sostanze non prodotte
dalla materia vivente, oggetto di studio della
chimica organica, quali sono i composti derivati
dal regno minerale che non possiede forza vitale
chimica
organica
La chimica organica si occupa delle
caratteristiche chimiche e fisiche delle molecole
organiche. Si definiscono convenzionalmente
composti organici i composti del carbonio con
eccezione degli ossidi, monossido e diossido, e
dei sali di quest'ultimo
In realtà il confine tra i due tipi di chimica sono molto labili. E’ infatti possibile
sintetizzare in laboratorio composti organici (es. Urea) a partire da composti inorganici
(cianato di ammonio). Inoltre la chimica organica comprende molte branche che non
hanno a che fare con la chimica della vita.
MATERIALI POLIMERICI
I materiali polimerici costituiscono il 4% del petrolio consumato nel mondo. Il resto è
utilizzato per scopo energetico o per altri scopi (industria farmaceutica e industria chimica
non connessa alla produzione di polimeri)
Con la scarsità del petrolio tutta la chimica ORGANICA entrerebbe in crisi. Per questo da
parecchi anni si ricerca su come approvvigionarsi di sostanze chimiche a partire da
sostanze naturali e, possibilmente, di scarto (non edibili) e rinnovabili
BIOREFINERY
In analogia alla raffineria, che fornisce sostanze per uso chimico ed energetico, la bioraffineria integra la conversione di biomassa con la produzione di carburante, calore
e sostanze chimiche di base.
Alcune delle difficoltà:
- Spesso i prodotti naturali hanno composizioni complesse ed è difficile isolare i
composti di interesse od ottenere rese significative
- I composti che si ottengono possono avere strutture diverse da quelli
normalmente sintetizzate e di uso comune
- Necessità di riconversione degli impianti di lavorazione (costi)
Atomi, molecole, macromolecole, ioni
He
atomo
H2O
molecola
Amilopectina
macromolecola
Na+
ione sodio
ATOMO
Un atomo è costituito da una parte centrale detta nucleo, estremamente densa, che
contiene protoni e neutroni. Gli elettroni si trovano in zone dello spazio denominate
orbitali.
Nucleo:
protoni (carica positiva)
e neutroni (neutri)
Elettrone: carica
negativa
NUMERO ATOMICO
Il numero atomico indica il numero di protoni presenti in un atomo. Se
L’atomo è neutro (privo di carica netta) il numero atomico corrisponde
anche al numero di elettroni.
MASSA ATOMICA
Sulla Tavola periodica il carbonio ha massa 12,0107 uma. Vediamo perché.
Struttura elettronica degli atomi
Perché si studia?
• La struttura elettronica è alla base della reattività chimica dei diversi
elementi
• E’ anche alla base della forma chimica in cui gli atomi si trovano nei
materiali
• Inoltre lo studio della struttura elettronica permette di approfondire la
conoscenza degli elementi sfruttando al massimo le informazioni
disponibili nella tavola periodica degli elementi
Struttura elettronica degli atomi
L’atomo di idrogeno
Atomo di idrogeno. L’elettrone non può assumere infiniti valori di energia. Solamente
alcuni livelli di energia (orbitali) sono permessi.
Meccanica quantistica
L’eccitazione di atomi produce emissione di energia a determinate frequenze
PlancK
DE = hn
h= 6,63 x 10-34 J·s
Energia correlata al livello elettronico
2 2 me 4
13.6
E   2 2   2 eV
n h
n
Numero quantico principale
Bohr
Energia di ionizzazione: energia necessaria per rimuovere l’elettrone al
livello fondamentale dall’atomo.
Nel caso dell’idrogeno l’energia di ionizzazione è pari a 13,6 eV
H+
Dove si trova l’elettrone?
Principio di indeterminazione di Heisenberg
La posizione ed il momento (massa x velocità) di una particella infinitamente piccola
non possono essere determinati completamente.
Tenendo conto della natura ondulatoria dell’elettrone , nel 1926 il fisico austriaco E.
Schrodinger formulò un'equazione matematica che ne descrive il comportamento
ondulatorio. Le soluzioni dell'equazione di Schrodinger, dette funzioni d'onda e indicate
con la lettera Ψ (psi), permettono di conoscere lo stato di un elettrone. Anche se la
funzione Ψ non ha significato fisico diretto, la funzione Ψ2, calcolata per una determinata
porzione di spazio, fornisce la probabilità di trovare l'elettrone in essa.
Mentre il modello atomico di Bohr considerava che gli elettroni si muovessero intorno al
nucleo secondo orbite circolari, il modello atomico di Schrodinger definisce le regioni
dello spazio in cui il quadrato della funzione d'onda raggiunge i valori più alti. Tali regioni
furono chiamate orbitali. L'orbitale è quella zona in cui la probabilità di trovare
l'elettrone è maggiore del 90%.
Racchiudendo entro una superficie limitante tutti i punti per i quali l'elettrone ha la
massima probabilità di passare nel suo moto intorno al nucleo, si ottiene una figura
geometrica, simmetrica rispetto al nucleo, che dà un idea della "forma" dell'orbitale.
L'orbitale non è un contenitore all'interno del quale si muove l'elettrone, ma solo la zona
in cui è probabile trovarlo. A definire dimensione, forma e orientamento di un dato
orbitale, concorrono i numeri quantici.
Numeri quantici degli elettroni degli atomi
n
l
ml
ms
Numero quantico principale
n= 1, 2, 3, …
Numero quantico azimutale
l= 0, 1,2,…,n-1
orbitale
Numero quantico magnetico
ml= -l, ….0, …, +l
Numero quantico di spin
+1/2 e -1/2
ORBITALI
Orbitali S (l=0)
n>1
Orbitali p
(l=1; ml= -1, 0, +1)
n>2
Orbitali d
(l=2; ml=-2,-1,0,1,2)
n>3
Orbitali f
(l=3; ml= -3,-2,-1,0,1,2,3)
Struttura elettronica degli atomi con più elettroni
Numero
quantico
principale
Massimo
numero di
elettroni in
ciascun
guscio (2n2)
Orbitali
Tipi di orbitali
1
2
1
1 di tipo s
2
8
4
1 di tipo s, 3 di tipo p
3
18
9
1 di tipo s, 3 di tipo p, 5 di tipo d
4
32
16
1 di tipo s, 3 di tipo p, 5 di tipo d, 7 di
tipo f
5
50
25
1 di tipo s, 3 di tipo p, 5 di tipo d, 7 di
tipo f, …
6
72
36
1 di tipo s, 3 di tipo p, …
7
98
49
1 di tipo s, …
Struttura elettronica degli atomi con più elettroni
Configurazioni elettroniche degli elementi
Ordine di riempimento degli orbitali:
1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d107p6
Ferro (Z= 26)  1s22s22p63s23p64s23d6
Oppure [Ar]4s23d6
Osmio (Z=76) 
Errore su Smith, ed.3 !
1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d6
Oppure [Xe] 6s24f145d6
1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d107p6
Dimensione atomica
Reattività chimica
Gas nobili
Elementi elettropositivi ed elettronegativi
Cationi ed anioni
Elettronegatività: grado di attrazione degli elettroni da parte di un atomo:
Il meno elettronegativo: Cs ha elettronegatività 0,9
Il più elettronegativo : F ha elettronegatività 4,1
metalli
Non metalli
Hanno pochi elettroni nei gusci esterni (tre o meno)
Formano cationi cedendo elettroni
Hanno bassa elettronegatività
Hanno 4 o più elettroni nei gusci esterni
Formano anioni acquisendo elettroni
Hanno alta elettronegatività
Numeri di ossidazione
Il numero di ossidazione è "la carica che assumerebbe un
elemento in un composto, se si assegnassero gli
elettroni di legame all'elemento più elettronegativo"
LEGAMI CHIMICI
Legami atomici primari
Legami ionici
Legami covalenti
Legami metallici
Legami intramolecolari o tipici di strutture
solide estese
Legami atomici o molecolari secondari
Legami a dipolo permanente
Legami a dipolo fluttuante
Legami intermolecolari
LEGAME IONICO
I legami ionici si formano tra elementi molto elettronegativi (non metalli) ed
elementi elettropositivi (metalli)
n varia tra 7 e 9
L'energia reticolare di un solido ionico è la variazione standard di entalpia che si
accompagna alla trasformazione del solido in un gas costituito dai suoi ioni
LEGAME COVALENTE
Il legame covalente ha luogo tra atomi con bassa differenza di elettronegatività e che
sono vicini l’uno all’altro nella tavola periodica.
Molecole biatomiche
LEGAMI COVALENTI ETEROPOLARI: coinvolgono atomi differenti
Lewis: Regola dell'ottetto
• Gli atomi tendono il più possibile a completare i
loro ottetti mediante coppie di elettroni messi in
compartecipazione.
 funziona bene per gli elementi del secondo
periodo, come C, N, O e F
 Quando invece vi sono orbitali d disponibili, più
di otto elettroni possono essere sistemati intorno
ad un atomo e la regola non funziona bene
Atomi del 2° periodo e relativi
composti con l'idrogeno.
C nello stato fondamentale
avrebbe 2 elettroni nel 2s e due
spaiati nei 2p,
uno dei due elettroni 2s viene
"promosso" al 2p libero perché
ciò permette di ottenere 4 legami
a
Un trattino che congiunge due
atomi rappresenta un legame
covalente,
uno accostato all'atomo
rappresenta un doppietto di
elettroni non impegnato in
legame (detto anche doppietto
libero).
Ne non può fare legami poiché
tutti gli orbitali sono occupati da
un doppietto.
Metano
CH4
Ibridizzazione sp3
Metano ed idrocarburi saturi
Etene (o etilene)
C2H4
Ibridizzazione sp2
Alcheni ( i doppi legami, planari, creano rigidità nelle molecole)
Etino (o acetilene)
C2H2
Ibridizzazione sp
Benzene
C6H6
Ibridizzazione sp2
L’applicazione della teoria del legame di valenza spiega la geometria di molte molecole che
poi è correlata alle loro proprietà e reattività.
Legame metallico
Legami secondari
-
+
m=qd
distanza tra centro + e centro -
Molecola a dipolo permanente
carica
DIPOLO FLUTTUANTE
Si crea un dipolo fluttuante.
Un esempio sono le interazioni tra atomi di
gas nobili, che hanno T di fusione ed
ebollizione molto basse.
(-300 a -100°C)
Dipoli permanenti
Legame idrogeno (caso particolare di legame dipolo-dipolo): si ha quando un legame
polare conteente un atomo di idrogeno, O-H o N-H, interagisce con gli atomi
elettronegativi O, N, F o Cl.
molecolari
solidi
covalenti
Nei nodi del reticolo cristallino dei solidi molecolari
sono presenti molecole legate con deboli legami
intermolecolari
Esempi: ghiaccio, naftalina
Esempi: silice, diamante
•
•
•
•
•
•
Temperatura di fusione bassa
Scarsa durezza
Temperatura di fusione molto alta
In generale grande durezza
Isolanti o semiconduttori
Insolubili in acqua
solidi
ionici
metallici
Nei nodi del reticolo cristallino dei solidi metallici sono
presenti ioni positivi legati da legame metallico. Il
reticolo è avvolto dalla nuvola elettronica
Ione Na+, Ione Cl-
Esempi: i vari metalli
NaCl
Solido ionico
•
•
•
•
•
•
Temperatura di fusione relativamente alta
Fragilità alla trazione
Sfaldamento diagonale rispetto ai piani reticolari
Allo stato fuso conducono la corrente elettrica
Solubili in acqua
In soluzione acquosa conducono la corrente
•
•
•
•
Temperatura di fusione generalmente alta
Elevata densità
Buona conducibilità termica ed elettrica
Lucentezza al taglio