Nessun titolo diapositiva - Corso di Laurea Magistrale in Scienza dei

CHIMICA GENERALE
(Lorenza OPERTI)
•Le leggi fondamentali della chimica; nucleo
atomico e proprietà correlate; orbitali atomici e
configurazione elettronica.
•Il sistema periodico degli elementi: generalità
e proprietà periodiche.
•Il legame chimico: legame ionico, legame
covalente, strutture di Lewis, geometria
molecolare, orbitali ibridi, orbitali molecolari.
•Aspetti
quali-quantitativi
delle
reazioni
chimiche: masse atomiche e molecolari,
distribuzione isotopica, definizione di mole e
numero di Avogadro, formule minime e
molecolari, bilanciamento delle reazioni, resa di
reazione, nomenclatura.
•Gli stati di aggregazione della materia: stato
gassoso (teoria cinetica, equazione di stato, gas
perfetti e gas reali); stato liquido (soluzioni e
proprietà colligative); stato solido (reticoli e
celle elementari, tipi di solidi e loro proprietà, il
legame metallico); i diagrammi di stato.
•La cinetica chimica ed i meccanismi di
reazione.
•Termodinamica chimica: definizione delle
funzioni
termodinamiche,
spontaneità
di
reazione.
ORARIO
Martedì
8.30 - 11
Mercoledì
11 - 13
Giovedì
8.30 – 10
(Venerdì
9 – 11)
MODALITA’ DI ESAME
Prova scritta
(domande + esercizi)
+
Prova orale
TESTI DI RIFERIMENTO
Manotti Lanfredi, Tiripicchio: Fondamenti di
Chimica; Ed. Ambrosiana
Michelin Lausarot, Vaglio: Fondamenti di
Stechiometria; Ed. Piccin
Tavola Periodica
CHIMICA
Scienza che studia la STRUTTURA
e le PROPRIETA' della MATERIA e
il modo in cui le SOSTANZE
possono essere TRASFORMATE le
une delle altre.
MATERIA
è tutto ciò che ci circonda e noi
stessi siamo costituiti di materia
MATERIA
Sostanze
Miscele
elementi
materia omogenea
costituita da atomi
della stessa specie
composti
miscela
omogenea
(fisicamente, non
chimicamente)
materia omogenea
costituita da atomi
di specie diverse
miscela
eterogenea
(fisicamente e
chimicamente)
STRUTTURA DELLA MATERIA
IV sec. a.C.
Democrito postula l'esistenza degli atomi
CHIMICA MODERNA
1785
Lavoisier
formula
la
Legge
della
conservazione della massa:
"La massa delle sostanze che si
formano in seguito ad una reazione
chimica è la stessa della massa delle
sostanze
che
partecipano
alla
reazione."
1799
Proust
formula
la
Legge
della
composizione costante:
"Tutti i campioni di una sostanza
hanno la stessa composizione; le
stesse proporzioni in peso degli
elementi.
1803 - 1808
Dalton formula la Teoria atomica:
1.
la materia è costituita da
minuscole
particelle
indistruttibili
chiamate atomi;
2.
non è possibile creare o
distruggere atomi nel corso di una
reazione chimica;
3.
tutti gli atomi di un elemento
hanno uguali proprietà chimiche,
mentre gli atomi di elementi diversi
hanno proprietà diverse tra loro;
4.
gli atomi di elementi diversi si
combinano tra loro secondo un
rapporto numerico semplice.
1811
Il Principio di Avogadro:
"volumi uguali di gas diversi, nelle
stesse condizioni di temperatura e di
pressione, contengono lo stesso
numero di molecole"
Ipotizzò l'esistenza di elementi allo stato
gassoso come molecole biatomiche:
1 vol. idrogeno
1 vol. cloro
2 vol. cloruro di idrogeno
H + Cl -----> HCl
H2 + Cl2 -----> 2HCl
2 vol. idrogeno
1 vol. ossigeno
2 vol. acqua
2H + O -----> H2O
2H2 + O2 -----> 2H2O
1858
La Regola di Cannizzaro:
"la massa atomica di un elemento si
ottiene dalla quantità più piccola con
cui l'elemento si trova nelle masse
molecolari dei suoi composti"
Misurò masse (pesi) molecolari dalla densità
relativa
di
gas
rispetto
all'idrogeno;
determinò la quantità di ogni elemento nei
composti.
Sostanza
Massa
molecolare
ossigeno
ossigeno
ossido di azoto
acqua
acqua ossigenata
ossido di carbonio
diossido di carbonio
diossido di zolfo
triossido di zolfo
32
30
18
34
28
44
64
80
Contributo
di
32
16
16
32
16
32
32
48
STRUTTURA DELL'ATOMO
1832
Faraday studia processi elettrolitici:
decomposizione di sali fusi con migrazione di
ioni positivi al catodo e di ioni negativi
all'anodo
natura elettrica dell'atomo
Crookes dimostra che gli elettroni sono
particelle:
flusso
a)
b)
c)
di particelle verso l'anodo (positivo)
raggi catodici con carica negativa,
hanno una massa,
sono uguali per qualsiasi gas.
1881
Stoney chiama elettroni i raggi catodici
Misura del campo elettrico necessario per
fermare le goccioline d'olio con carica
negativa; carica sempre multiplo intero di:
1,59x10-19 C
in realtà
1,6021773x10-19 C
m=
1,6021773x10-19 C
1,7588x10-8 C/g
9,1096x10 -28 g
1898
Thomson propone un modello atomico come
sfera con carica positiva in cui sono dispersi
gli elettroni di carica negativa.
Praticamente tutta la massa è dovuta alla
specie positiva, sparsa su tutto il volume
dell'atomo.
- - - - - -
1911
Rutherford dimostra che la carica positiva e
la sua massa sono concentrate in una parte
piccolissima al centro dell'atomo (nucleo).
+
R = sorgente radioattiva di particelle α
(atomi di He senza 2 elettroni, carica
positiva)
F = lamina di metallo
M = rivelatore (solfuro di zinco)
Secondo il modello di Thomson si
prevedevano piccole deflessioni.
Si osservano deflessioni con angoli
molto ampi ed anche riflessioni
verso la sorgente.
Quindi
massa e carica positiva sono
concentrate in una zona molto piccola
Misure quantitative:
raggio NUCLEO 10-13 cm
raggio ATOMO
10-8 cm
Moseley mediante misure di energia di raggi
X emessi da elementi diversi scopre e
determina il numero atomico (Z = numero
di cariche positive nel nucleo, i protoni),
che regola l'ordine degli elementi nella
Tavola periodica.
1932
Chadwick: per la discrepanza tra numero
atomico (cariche positive) e massa
(nucleo)
postula l'esistenza di particelle
neutre nel nucleo, i neutroni.
STRUTTURA DELL'ATOMO
protoni (p)
massa (g)
carica (C)
1,6725x10-24
+1,6022x10-19
neutroni (n) 1,6748x10-24
-----
elettroni (e-) 9,1096x10-28
-1,6022x10-19
Gli atomi sono elettricamente neutri per
cui:
numero protoni = numero elettroni
Numero atomico = numero di cariche
positive del nucleo = numero di protoni =
numero di elettroni
caratteristico di ogni elemento
correlato alle proprietà chimiche
Numero di massa = numero di protoni +
numero di neutroni
può variare in uno stesso elemento
correlato alle proprietà fisiche
ISOTOPI
Atomi di un medesimo elemento (uguale
numero di protoni), ma con massa
diversa (diverso numero di neutroni).
IDROGENO
1
1H
-
+
1 protone: numero atomico = 1
0 neutroni: numero di massa = 1+0 = 1
2
1H
-
+
=D
1 protone: numero atomico = 1
1 neutrone: numero di massa = 1+1 = 2
3
1H
=T
+
1 protone: numero atomico = 1
2 neutroni: numero di massa = 1+2 = 3
CARBONIO
12
6C
6-
6
6+
6 protoni: numero atomico = 6
6 neutroni: numero di massa = 6+6 =
12
13
6C
6-
7
6+
6 protoni: numero atomico = 6
7 neutroni: numero di massa = 6+7 =
13
Massa atomica assoluta
nell'intervallo 10-21 - 10-24 g
Allora, massa atomica relativa:
1° riferimento (1858): H -----> 1 unità
masse atomiche determinate in rapporto
all'ossigeno e poi da rapporto O/H
(impreciso)
2° riferimento (1899): O -----> 16 unità
rapporto diretto, ma O ha tre isotopi
(scoperti nel 1929); diverso riferimento
per fisici (isotopo 16O) e chimici (massa
atomica media)
3° riferimento (1961):
C -----> 12 unità
12
dalton (u, Da) = 1,66057x10-27 Kg
dalton (u, Da) = 1/12 della massa del
12
quindi, per convenzione, la massa del
12
vale 12,00000000........ da
C
C
LA TEORIA QUANTISTICA
Planck - 1901
Radiazioni elettromagnetiche: onde
caratterizzate da campo elettrico e
campo magnetico perpendicolari
tra loro.
λ = lunghezza d’onda
ν = frequenza = c/ λ
(c = 2,998x108 m/s)
a = ampiezza (intensità = a2)
Natura della luce emessa da corpi incandescenti;
colori emessi separati da un prisma in base alle
lunghezze d'onda; spettro a righe (discreto, non
continuo)
ex. idrogeno, H2
E = hν = hc/λ
h = costante di Planck =
6,626x10-34 J.s
1. Gli atomi e le molecole possono esistere
solo in certi stati caratterizzati da quantità di
energia ben definite. Quando atomi o
molecole cambiano il loro stato assorbono o
emettono quantità di energia esattamente
uguali a quelle necessarie a raggiungere lo
stato successivo (quanti)
2. La lunghezza d’onda della radiazione
emessa è correlata a questa differenza di
energia
3.Gli stati energetici permessi possono essere
descritti da una serie di numeri detti numeri
quantici
L'ATOMO DI IDROGENO DI BOHR
1913
1. l'elettrone si muove in orbite circolari
intorno al nucleo secondo un moto descritto
dalla fisica classica
2. l'elettrone possiede una serie fissa di
orbite permesse; finche resta in una data
orbita la sua energia rimane costante e non
si ha emissione di energia
3. un elettrone può passare da un'orbita
permessa ad un'altra; in queste transizioni
vengono coinvolte quantità fisse di energia
(i quanti) in accordo con l'equazione di
Planck.
Forza di attrazione
tra nucleo positivo e
elettrone negativo:
Forza di un moto
lungo un cammino
curvo:
v2
(Ze)(e)
= m
2
r
r
Condizione quantica: il momento angolare
può assumere solo certi valori multipli interi
di h/2π
h
mvr = n
2π
n = 1, 2, 3, .....
n = numero quantico principale
m2 v2r2 = mrZe2
2
h
m2v2r2 = n2
4π 2
2
h
Ze2mr = n2
4π 2
 n2
h2
=
r = n  2
a0
2
 4π mZe  Z
2
Per H -----> Z = 1 -----> r = n2a0
a0 = raggio di Bohr = 53 pm = 0,53 Å
Energia degli elettroni = Ecinetica + Epotenziale
2
2
2
2
1
Ze
Ze
Ze
Ze
E = mv2 =
=2
r
2r
r
2r
1 2 Z
Z2e2
E = - Ze 2
=2
n a0
2n2a0
Allo stato
fondamentale
l'energia è minima e
n=1
e per
l'idrogeno, Z =
1, sarà:
per tutti i
successivi livelli
l'energia varia al
crescere di n:
Z2e2
E = - E0 = 2a0
e2
E = - E0 = 2a0
E0
Z2e2
En = =- 2
2
2a0n
n
TRANSIZIONI ELETTRONICHE
Si misura la differenza di energia tra
stato finale (minore energia, n = a) e
stato iniziale (maggiore energia, n = b)
E0 E0
∆E = Ea − Eb = - 2 + 2
a
b
1 1
∆E = hν = - E0  2 - 2 
a b 
E0  1 1 
1 1
ν = 2 - 2  = RH  2 - 2 
h a b 
a b 
R = costante di Rydberg
Per l’idrogeno, RH = 3,290x1015
1. per a = 3, transizioni a bassa ∆E, bassa ν
e alta λ
1 1 
15

ν = 3,290x10  
2
9

b 
serie di PASCHEN, b = 4, 5, 6, ...; IR
2. per a = 2, transizioni a media ∆E, media ν
e media λ
1 1 
15

ν = 3,290x10  
 4 b2 
serie di BALMER, b = 3, 4, 5, ...;
visibile
3. per a = 1, transizioni ad alta ∆E, alta ν e
bassa λ

1 
15

ν = 3,290x10 1 

b2 
serie di LYMAN, b = 2, 3, 4, ...; UV
IR (infrarosso):
mm > λ > µm
visibile:
750 nm > λ > 410 nm
(rosso, arancio, giallo, verde, azzurro, blù, violetto)
UV (ultravioletto):
400 nm > λ > nm
MECCANICA QUANTISTICA ONDULATORIA
Descrive
le
proprietà
ondulatorie
particelle molto piccole come l'elettrone
1924
Postulato di De Broglie
Particelle molto piccole
hanno
doppia
natura
onda-particella.
delle
h
λ=
mv
Si ha un'onda stabile solo quando un
numero intero di lunghezze d'onda è
contenuto nella circonferenza.
nλ = 2πr
 h 
n
 = 2πr
 mv 
mvr = n
h
2π
1927
indeterminazione
Principio
di
di
Heisenberg
Non si possono conoscere con precisione
posizione e momento di particelle molto
piccole.
h
h
∆x • ∆( mv ) ≈
∆x • ∆v ≈
4π
4πm
1927
Equazione d'onda di Schrödinger
Non si può assegnare agli elettroni
un'orbita definita, ma si può parlare di
probabilità di trovare un elettrone in un
certo punto dell'atomo, orbitale.
d2ψ
8π2m 
Ze2 
+
E+
ψ=0
2
2 

r 
dr
h 
Le soluzioni, ψn,l,m (funzioni d'onda), sono
caratteristiche per ogni orbitale, dipendono
dai tre numeri quantici n, l, m, e sono
funzioni di x, y e z.
ψ100 =
3
 2 -Zr/a0
1  Z


π  a0 
e
ψ2 rappresenta la
probabilità
per
unità di volume di
trovare l'elettrone.
(ψ2)(4πr2dr) rappresenta la probabilità di
trovare l'elettrone nel guscio di volume
4πr2dr.
RETICOLI CRISTALLINI E CELLE
ELEMENTARI
Solidi geometrici a facce piane ed angoli
diedri definiti: la disposizione di atomi,
ioni o molecole ripetendosi un gran
numero di volte dà la regolarità
dell'aspetto esterno del cristallo.
Quindi: disegno tridimensionale con
ripetizione di un determinato schema
(reticolo cristallino = insieme di nodi
che riproduce la regolarità e periodicità
del cristallo).
L'unità
minima
si
chiama
cella
elementare (parallelepipedo definito
parametri di cella: a, b, c, α, β e γ).
Si
1.
2.
3.
considerano appartenenti alla cella:
gli atomi interni
1/2 degli atomi sulle facce
1/8 degli atomi sugli angoli
Esistono 7
primitive.
tipi
di
celle
elementari
cella cubica
primitiva
(1 atomo)
cella cubica a
corpo centrato
(2 atomi)
cella cubica a
facce centrate
(4 atomi)