Chimica generale
Corsi di laurea in
- Tecnologie alimentari
- Viticoltura ed enologia
PARTE 1
1
Michèle Nègre
DI.VA.P.R.A. Settore di chimica agraria
Tel: 011 6708508
[email protected]
2
Chimica generale e analisi chimico-agrarie
(8 CFU)
AA. 2009-2010
Obbiettivi
• Fornire gli strumenti chimici minimi richiesti nei corsi successivi,
rispettando una sequenza logica e dando la possibilità di apprendere
mediante ragionamento
• Acquisire le capacità di:
- Utilizzare in modo corretto la vetreria e la strumentazione di base del
laboratorio
- Eseguire le analisi di base del laboratorio chimico agrario
- Analizzare in modo critico i risultati
- Presentare i risultati
3
Programma
Lezioni (56 h)
• Struttura dell'atomo:
• Sistema periodico degli elementi:
• Legame chimico:
• Simboli, formule, nomenclature.
• Molecole, moli, reazioni chimiche
• Stati di aggregazione della materia.
• Soluzioni: preparazione, concentrazione, proprietà
• Composti acidi, basici, soluzioni tamponi
• Titolazioni: acido-base, ossido-riduzione, complessometria.
• Solubilità dei composti.
• Introduzione al laboratorio
• Trattamento dei dati e presentazione dei risultati:
• Calibrazione degli strumenti
4
Esercitazioni in laboratorio (24 h)
• Preparazione di soluzioni a titolo noto (standard primari)
• Preparazione di soluzioni di acidi e basi (concentrazione in peso,
normalità, molarità)
• Titolazioni acido-base: applicazione alla determinazione dell’acidità
dell’aceto e del limone
• pH-metro: principio e applicazione alla determinazione del pH di liquidi
alimentari
• Titolazione di ossido riduzione: applicazione alla determinazione della
concentrazione di una soluzione di Fe (II).
• Titolazione complessometrica: applicazione alla determinazione della
durezza dell’acqua
• Preparazione di standard analitici, calibrazione degli strumenti:
applicazione alla determinazione della concentrazione di fosforo in
soluzione acquosa con metodo colorimetrico
5
•Carmine Rubino, Italo Venzaghi, Renato Cozzi
Stechio & Lab
Le basi dell'analisi chimica
1-Stechiometria
2-Principi e Metodologia
Ed. Zanichelli
6
/www.chemistryland.com
7
Prima parte
• Atomi, molecole, tavola periodica, legame
chimico
8
L’atomo
9
• il n u c leo è c o s titu ito d a :
- p ro to n i (p ) c a ric a ti p o s itiv a m e n te
- n e u tro n i (n ) n o n ca rica ti
• Il n u c le o è c irc o n d a to d a :
- e le ttro n i (e -) c a ric a ti n e g a tiv a m e n te
P ro t o n e (p )
N e u t ro n e (n )
E le ttro n e (e - )
m a s sa (g )
1 .6 7 2 5 .1 0 -2 4
1 .6 7 4 8 .1 0 -2 4
9 .1 0 9 6 .1 0 -2 8
c a ric a (C )
+ 1 .1 6 0 2 2 .1 0 -19
0
-1 .1 6 0 2 2 . 1 0 -1 9
10
1-2 Numero atomico- massa atomica
•
Gli atomi sono elettricamente neutri per cui:
numero di protoni = numero di elettroni
•
Numero atomico (Z) = numero di protoni = numero di elettroni
•
Numero di massa (A) = numero di protoni + numero di neutroni
•
La massa atomica è nell’intervallo 10-21 -10-24 g
•
Unità di massa atomica = dalton
1 dalton = 1/12 della massa dell’atomo di carbonio 12C.
•
Il 12C ha massa 12.00000 u
1 dalton = 1.6605. 10-24 g
11
1-3-Rappresentazione semplificata di alcuni atomi
Atomo d’idrogeno: 1 protone, 1 elettrone
numero atomico (Z) = 1
numero di massa (A) = 1
-
elettrone
+ protone
nucleo
Nube elettronica
12
Atomo di elio: 2 protoni, 2 neutroni, 2 elettroni
numero atomico (Z) = 2
numero di massa (A) = 4
-
elettrone
+ protoni
+
n neutroni
n
nucleo
-
elettrone
13
14
1-4- Isotopi
Possono esistere atomi dello stesso elemento con lo stesso numero di protoni
e diverso numero di neutroni = isotopi
idrogeno
-
elettrone
+ protone
nucleo
elettrone
neutrone
n
+ protone
nucleo
Idrogeno “comune” 1H
1 elettrone
1 protone
-
1
1
deuterio 2H = D
1 elettrone
1 protone
1 neutrone
1
15
idrogeno
-
elettrone
+ protone
n
n
neutroni
nucleo
tritio
1 elettrone
1 protone
2 neutroni
3
1
H = Trizio
16
Carbonio 12 e 13 (12C, 13C)
6
-
6 +
6
6 +
n
Carbonio 12
6 elettroni
6 protoni
6 neutroni
-
6
7
C
12
6
n
Carbonio 13
6 elettroni
6 protoni
7 neutroni
13
6
C
17
Carbonio 14 (14C)
6 -
6 +
8
Carbonio 14 (radioattivo)
6 elettroni
6 protoni
8 neutroni
n
C
14
6
18
1-5 Massa atomica media
•
Quando un elemento ha due o più isotopi, si parla di massa atomica
media.
• La massa atomica media dipende dalla massa di ogni isotopo e
dalla sua abbondanza naturale relativa.
• Esempio: il carbonio naturale consiste principalmente di due
isotopi,, 98.892 % in numero, di carbonio-12 e 1.108 % di
carbonio-13.
1atomo di carbonio naturale pesa:
12x 98.892/100 + 13x 1.108/100 = 12.011 uma
1 atomo di carbonio pesa 12.011 uma
19
1-6- Mole e numero di Avogadro
20
Un campione macroscopico contiene una numero molto grande di
atomi
L’unità usata dai chimici è la mole (mol). Una mole di atomo (grammo
atomo) contiene N atomi.
N = 6.0223x1023 = numero di Avogadro
La massa espressa in g di una mole di atomo = la massa espressa in
unità atomica di un atomo
1 atomo di 12C pesa 12,00 u →1 mole di C contiene N atomi di C e
pesa 12,00 g
1 atomo di 1H pesa 1.00 u → 1 mole di H contiene N atomi di H e
pesa 1,00 g
21
2- Gli ioni
Un atomo può perdere o acquistare elettroni, diventando così una specie
elettricamente carica detta ione.
Un atomo che perde uno o più elettroni diventa carico positivamente,
(catione).
Un atomo che acquista uno o più elettroni diventa carico negativamente,
(anione).
Carica ionica = numero di protoni – numero di elettroni
Na+, Ca2+
Cl-,
22
3-Modelli di struttura dell’atomo
3-1 Modelli di Rutherford (1909) e Bohr (1913)
Modello di Rutherford: Il nucleo occupa il centro dell’atomo e porta una
carica positiva Ze+
La neutralità elettrica è garantita da Z elettroni che ruotano attorno al nucleo
secondo determinate traiettorie (orbite)
23
Da Prof. A Credi
Bohr (1913) propone un modello simile ma più dettagliato
Modello di Bohr ispirato dalla teoria dei quanti di Max Planck : energia
luminosa può essere emessa o assorbita solo in quantità finite (quanto)
o particelle di luce (fotoni)
L’elettrone si muove in orbite (traiettorie)
circolari attorno al nucleo secondo un moto
descritto dalla fisica classica.
L’elettrone può occupare orbite privilegiate
sulle quali non emette energia. Tali orbite
corrispondono a dei livelli energetici
dell’atomo.
Una variazione energetica dell’atomo
corrisponde ad un “salto” dell’elettrone da
una orbita ad un’altra
L’elettrone possiede solo una serie fissa di orbite permesse. Gli stati
permessi per l’elettrone sono numerati con n = 1, 2, 3, 4, ….
24
25
• La differenza di energia fra due livelli corrisponde
all’emissione o all’assorbimento di un quanto o fotone in
accordo con l’equazione di Plank:
ΔE = hν = hc/λ
h = 6.6262 x 10-34 J.s
• Finché un elettrone resta in una data orbita la sua
energia resta constante e non si ha emissione di energia
• Energia dell’elettrone nelle orbite permesse: E = E0/n2
26
4- Meccanica quantistica
4-1Principi generali
•
Il modello di Bohr, basato sulla meccanica classica, non descrive
in modo soddisfacente atomi multielettronici e non permette di
spiegare la formazione dei legami chimici.
•
Louis de Broglie (1924) propone una nuova teoria: ogni particella
in movimento si comporta come un onda, come la radiazione
luminosa. La lunghezza d’onda dell’onda di materia è data da:
λ = h/mv
h costante di Planck
mv momento della particella
•
La meccanica ondulatoria introduce la nozione di probabilità di
presenza invece di localizzazione.
27
• Il concetto di onda associata ad un elettrone non permette di
assegnare a questa particella una posizione esattamente determinata
nello spazio.
•
Il principio di indeterminazione di Heisenberg (1927) stabilisce che la
contemporanea conoscenza del momento e della posizione di una
particella comporta una certa indeterminazione di queste grandezze.
• Non si può assegnare agli elettroni un orbita definita, ma si può
calcolare la probabilità di trovare un elettrone in un certo punto
dell’atomo (metodo di calcolo sul quale si fonda la meccanica
ondulatoria).
28
Equazione di Schrödinger è una funzione d’onda che permette di calcolare la
posizione di un determinato elettrone lungo le tre coordinate, rispetto al nucleo
posto all’origine.
29
4-2 L’orbitale
L’orbitale rappresenta uno spazio al di fuori del quale la probabilità di
trovare l’elettrone è trascurabile
Le funzioni d’onda dell’equazione di Schrödinger sono caratterizzate da
tre parametri chiamati numeri quantici
30
4-2 I numeri quantici
I numeri quantici descrivono stati energetici permessi di un elettrone
•
Il numero quantico principale = n
n determina l’energia dell’ elettrone
n è sempre intero e positivo (1, 2, 3,..∞).
più alto è il valore di n, maggiore è l’energia dell’elettrone e
maggiore è la sua distanza dal nucleo.
n → livello energetico principale
31
• Numero quantico secondario o azimutale = l
determina la forma geometrica della nuvola elettronica
l è sempre intero, varia da 0 a (n -1)
z
l = 0 → orbitale s (sferica)
l = 1 → orbitale p (a 8)
l = 2 → orbitale d (forma + complessa)
l = 3 → orbitale f (forma + complessa)
x
y
z
x
y
32
•
•
Numero quantico magnetico = m
determina l’orientazione degli orbitali l’uno rispetto all’altro.
z
z
z
x
x
x
y
y
•sempre intero, varia da – l a + l,
y
l= 0 → m = 0
l = 1 → m = -1, 0, +1
l = 2 → m = -2, -1, 0, +1, +2
33
l
=0m=0
orbitale s
z
x
x
y
34
l= 1 → m = -1, 0, +1
• Orbitali p
l=1
m= 0, -1, +1
z
x
y
z
z
x
y
x
y
35
l= 2 → m = -2, -1, 0, +1, +2
5 tipi di orbitali d
36
http://rosa.physik.tu-berlin.de/ dschm/lect/schrdlek/q-zahlen.html
37
Riassunto
n
1
l
0
m
0
nome orbitale
1s
5
0
1
0
-1
0
+1
2s
0
-1
0
+1
3s
3
0
1
2
-2
-1
0
+1
+2
2p
3p
3d
38
Numero di spin
•
•
L’elettrone ruota attorno al proprio asse.
Esistono due possibilità: senso orario (+½, ), senso antiorario (½, ).
•
In ogni orbitale possono stare 2 elettroni a spin opposto.
39
4-3 Configurazione elettronica
•
E’ l’indicazione di come gli elettroni di un dato atomo sono
distribuiti nei vari orbitali.
•
L’ordine con cui gli elettroni occupano gli orbitali è tale da
minimizzare l’energia dell’atomo.
• Principio di esclusione di Pauli:
In un atomo, non possono esistere due elettroni aventi
tutti i quattro i numeri quantici uguali.
• Regola di Hund:
Quando sono disponibili orbitali di identica energia, gli
elettroni
inizialmente
occupano
questi
orbitali
singolarmente
40
Diagramma orbitalico
H (1 elettrone)
He (2 elettroni)
1s1
1s2
Li (3 elettroni)
1s2, 2s1
Be (4 elettroni)
1s2, 2s2
B (5 elettroni)
1s2, 2s2, 2p1
C (6 elettroni)
1s2, 2s2, 2p2
N (7 elettroni)
1s2, 2s2, 2p3
Ne (10 elettroni)
1s2, 2s2, 2p6
41
1s2, 2s2, 2p6, 3s2,3p6
Ar (18 elettroni)
Kr (36 elettroni)
1s2, 2s2, 2p6, 3s2,3p6, 3d10,4s2,4p6
42
