CORSO DI CHIMICA GENERALE
ED INORGANICA
(9 CFU: 48 ore di lezione e 36
di esercitazione)
Docente: LUCIA GUIDI
Dipartimento di Scienze Agrarie, Alimentari e Agro-Ambientali
Via San Michele degli Scalzi 2
Telefono: 050 2216613
Email [email protected]
LEZIONI FRONTALI
1. STRUTTURA DELL’ATOMO
2. SISTEMA PERIODICO DEGLI ELEMENTI
3. COMPOSTI E NOMENCLATURA CHIMICA
4. LEGAME CHIMICO
5. GEOMETRIA MOLECOLARE
6. LEGAME A IDROGENO E INTERAZIONI INTRAMOLECOLARI
7. REAZIONI CHIMICHE
8. STATI DI AGGREGAZIONE DELLA MATERIA
9. SOLUZIONI
10. CINETICA CHIMICA
11. EQUILIBRIO CHIMICO
12. EQUILIBRI CHIMICI IN SOLUZIONE ACQUOSA
13. TERMODINAMICA CHIMICA
14. ELETTROCHIMICA
15. CENNI DI CHIMICA INORGANICA
ESERCITAZIONI NUMERICHE (Dott.ssa Chiara MANZINI)
- CONVERSIONE DELLA MASSA IN NUMERO DI MOLI
- COMPOSIZIONE PERCENTUALE DEI COMPOSTI
- CALCOLO FORMULE EMPIRICHE E MOLECOLARI
- STECHIOMETRIA DELLE MISCELE
- NOMENCLATURA CHIMICA
- STECHIOMETRIA DI REAZIONE (COEFFICIENTI, REAGENTE
LIMITANTE, RESA DI REAZIONE, BILANCI DI MASSA)
- BILANCIAMENTO DI UNA REAZIONI REDOX
- CALCOLO DELLA COMPOSIZIONE DI UNA SOLUZIONE
(PERCENTUALE, MOLALITA’, MOLARITA’ E NORMALITA’)
- PREPARAZIONE DI SOLUZIONI A TITOLO E COMPOSIZIONE
NOTA
- ESERCIZI SULLE PROPRIETA’ COLLIGATIVE
- CALCOLI RELATIVI A EQUILIBRI ACIDO-BASE (pH)
ESAME
PER GLI STUDENTI CHE FREQUENTANO: VERIFICHE IN ITINERE
E FINALE CHE INSIEME CONCORRONO ALLA FORMAZIONE DEL
VOTO
IN ASSENZA DI VERIFICHE IN ITINERE: PROVA SCRITTA PER
L’ACCESSO ALL’ORALE
COMMISSIONE DI ESAME
Lucia GUIDI (Presidente)
Mike Frank QUARTACCI (membro)
Roberto CARDELLI (supplente)
LIBRI DI TESTO E CONSULTAZIONE
• Bertini, Luchinat, Mani (2011) – Chimica. Casa Editrice
Ambrosiana, Seconda edizione.
• Bertani, Clemente, Depaoli, Di Bernardo, Gleria, Longato, Mazzi,
Rizzi, Sotgiu, Vidali (2006) – Chimica Generale ed Inorganica.
Casa Editrice Ambrosiana, Seconda edizione.
• Silberberg (2008) – Chimica. McGraw &Hill, Seconda edizione.
• Nobile, Mastrorilli (2005) – La chimica di base. Casa Editrice
Ambrosiana.
• Bruschi (2011) - Stechiometria e laboratorio di chimica generale.
Pearson.
• Lausarot, Vaglio (2004) - Stechiometria per la Chimica Generale.
Piccin.
• Bertini, Luchinat, Mani (2009) – Stechiometria. Casa Editrice
Ambrosiana, Quinta edizione.
COSA E’ LA CHIMICA?
La chimica è la scienza che studia la materia, definita come
tutto ciò che esiste nell'universo, occupa spazio e possiede
una massa. Più in particolare, la chimica studia il come
avviene un dato fenomeno, al contrario della fisica che studia
il perché succede uno strano fenomeno
Una simpatica citazione della Chimica è stata data da Arthur
Bloch:
Se puzza è chimica, se non funziona è fisica, se è verde o si
muove è biologia
L’impatto della chimica nella vita quotidiana è enorme:
Sviluppo delle materia plastiche, prodotti farmaceutici,
fertilizzanti, sfruttamento energetico del petrolio
Inoltre nelle cellule di tutti gli organismi viventi avvengono in
ogni istante reazioni che portano alla decomposizione, sintesi,
modificazione di molecole
La chimica è la scienza, o, più precisamente, è quella branca
delle scienze naturali, che si occupa dello studio della
costituzione della materia e delle sue trasformazioni
E’ lo studio degli atomi e delle molecole quali elementi base di
costruzione della natura e di come essi si combinano per
produrre i vari stati della materia che formano noi stessi e
tutto ciò che ci circonda
La conoscenza della struttura elettronica degli atomi è alla
base della chimica convenzionale, mentre la conoscenza della
struttura del nucleo è alla base della chimica nucleare.
La rottura e la formazione dei legami tra gli atomi e le
molecole sono responsabili della trasformazione della materia.
La chimica si occupa quindi essenzialmente dello studio della
natura e della trasformazione dei legami tra gli atomi
Ma che cosa è la materia?
Semplicemente tutto ciò ha una massa ed occupa un volume
I pilastri fondamentali della chimica sono 3:
- Il modello ATOMICO della materia
- Il modello ELETTRONICO dell’atomo
- Il modello del LEGAME CHIMICO
MATERIA
STATO GASSOSO
STATO LIQUIDO
STATO SOLIDO
Non ha volume e forma
propria
Ha volume ma non
forma propria –
Ha volume e forma
propria –
può essere compresso
incomprimibile
incomprimibile
CHIMICA: è lo studio della materia (PROPRIETA’, STRUTTURA,
TRASFORMAZIONE)
STATI DI AGGREGAZIONE DELLA MATERIA: è cioè la
disposizione delle particelle e le forze di interazione (SOLIDO,
LIQUIDO, GASSOSO)
PROPRIETA’ DELLA MATERIA: presenta caratteristiche FISICHE
e CHIMICHE
TRASFORMAZIONI DI STATO: scomparsa o formazione di
sostanze (FISICHE e CHIMICHE)
ENERGIA: può essere cinetica (quando compie un LAVORO) o
potenziale (quando viene CONSERVATA). L’ENERGIA CHIMICA
è ENERGIA POTENZIALE
PROPRIETA’ FISICHE E CHIMICHE
P. FISICA: sono quelle che possiamo misurare senza cambiare
l’identità di base della materia come il colore, la densità, il
punto di fusione, la durezza
P. CHIMICHE: sono proprietà che descrivono il modo in cui
una sostanza può modificarsi o «reagire» per formare altre
sostanza, ad esempio l’infiammabilità
PROPRIETA’ ESTENSIVE ED INTENSIVE
P. INTENSIVA: proprietà della materia che è INDIPENDENTE
dalla QUANTITA’ di sostanza presa in esame come densità,
punto di ebollizione e di fusione ecc.
P. ESTENSIVE: DIPENDONO dalla QUANTITA’ della sostanza
presa in esame come massa, volume, ecc.
UNITA’ DI MISURA E FATTORI DI CONVERSIONE
L’UNITA’ di misura definisce uno standard per la misura della
massa, del volume, del tempo e di qualsiasi grandezza
misurabile
Il SISTEMA METRICO DECIMALE è un insieme di unità di
misura in cui le varie unità della stessa specie sono multipli o
sottomultipli dell’unità fondamentale (secondo potenze di 10)
Ad esempio la lunghezza può essere:
1 metro (m) = 10 decimetri (dm) = 100 centimetri (cm) = 1000
millimetri (mm)
Da questo si è originato il SISTEMA INTERNAZIONALE (SI)
Il sistema metrico decimale prevede 3 unità di misura
fondamentali: GRAMMO per la massa, METRO per la
lunghezza e LITRO per il volume, la MOLE per la quantità di
sostanza
I multipli e sottomultipli delle unità di misura fondamentale
sono:
mega (M) = 106
chilo (k) = 103
deca (da) = 101
deci (d) = 10-1
centi (c) = 10-2
milli (m) = 10-3
micro () = 10-6
nano (n) = 10-9
QUANTITA’ SPERIMENTALI
MASSA: quantità di materia presente in un corpo ed è
espressa in grammi (g)
In chimica le proporzioni di materia sono così piccole che il
modo più conveniente di rappresentare la massa di un atomo
è l’UNITA’ DI MASSA ATOMICA (u.m.a.)
1 u.m.a. = 1.661x10-24 g
LUNGHEZZA: la misura della distanza tra due punti è il metro
(m). Le distanze molto piccole (come quelle interatomiche)
sono misurate in nanometri (nm) o in ängström (Ä )
1 nm = 10-9 m
1 Ä = 10-10 m
VOLUME: spazio occupato da un oggetto ed è espresso in litro
(l)
TEMPO: è la dimensione nella quale si concepisce e si misura
il trascorrere degli eventi è il secondo (s).
TEMPERATURA: rappresenta il grado di calore di un oggetto.
Vengono utilizzate due scale per la misura della temperatura
la Celsius (°C) e la Kelvin (K)
K = °C + 273,15
ENERGIA: capacità di compiere un lavoro e si suddivide in
ENERGIA CINETICA (ossia dovuta al movimento) ed ENERGIA
POTENZIALE (ossia dovuta alla posizione). Questa grandezza
può anche venir classificata in base alla forma (luce, calore,
energia elettrica, energia meccanica e energia chimica)
Le caratteristiche comuni di tutte queste forme di energia
sono:
- l’energia non può essere né creata né distrutta
- l’energia può essere convertita da una forma all’altra
- la conversione avviene con un’efficienza minore del 100%
in quanto una parte è degradata come calore
- tutte le reazioni chimiche avvengono con un guadagno o
una perdita di energia
L’unità di misura dell’energia assorbita o liberata nelle
reazioni chimiche è sottoforma di calore ed è espressa come
calorie (cal) o in joules (J)
1 cal = 4,18 J
La CALORIA = la quantità di calore necessaria per far innalzare
di 1°C (da 14.5°C a 15.5°C) la temperatura di 1 g di acqua alla
pressione di 1 atmosfera
DENSITA’: esprime il rapporto della massa sul volume
Densità (d) = massa/volume = m/V
L’unità di misura è g/mL o g/cm3
PRESSIONE: a grandezza fisica intensiva espressa dal rapporto
tra il modulo della forza agente ortogonalmente su una
superficie e la sua area. L’unità di misura nel SI è il pascal (Pa),
che corrisponde alla forza di 1 newton su metro quadrato (1
N/m²). Comunemente viene riferita alla pressione di 1
atmosfera (atm), approssimativamente pari alla pressione
esercitata dall'atmosfera terrestre al livello del mare (101325
Pa )
MATERIA
ELEMENTO: è la sostanza che non può essere suddivisa in altri
componenti mediante reazioni chimiche ordinarie
COMPOSTO: sostanza costituita da due o più elementi
combinati tra loro in proporzioni definite e costanti. Un
composto presenta proprietà diverse da quelle degli elementi
costituenti
MISCELE: sono costitute da due o più sostanze combinate in
proporzioni non definite. La proprietà dei singoli costituenti
rimangono inalterate. Le miscele possono essere OMOGENEE
= SOLUZIONI o ETEROGENEE = miscele di solidi
MATERIA
Sostanze Pure
ELEMENTI
ESEMPI: sodio,
idrogeno, azoto
Miscele
COMPOSTI
ESEMPI: sale da
cucina, acqua
OMOGENEE
ESEMPI: aria, sale
da cucina disciolto
in acqua
ETEROGENEE
ESEMPI: miscela
acqua e olio, sale e
pepe
ELEMENTI e COMPOSTI
Una sostanza pura, come l’acqua ad esempio, può
subire un fenomeno fisico come il passaggio di stato ma
non viene comunque alterata la sua natura chimica
Quando invece una sostanza subisce un fenomeno
chimico in trasforma in sostanze che non hanno le
stesse caratteristiche di quelle di partenza
Gli elementi chimica ad oggi conosciuti sono circa 100
MISCELE ETEROGENEE
LEGGI FONDAMENTALI DELLA CHIMICA
Regolano la combinazione tra gli elementi, ma più in
generale le reazioni chimiche
Sono quelle che hanno permesso di introdurre il concetto
di atomo e molecola e la composizione ponderale ed
atomica dei vari composti
Queste leggi sono 5:
- Le prime 3 dette PONDERALI, perché relative ai pesi di
reagenti e prodotti
- Le ultime 2 dette VOLUMETRICHE, perché riguardano i
volumi di reagenti e prodotti gassosi
1) LEGGE DI LAVOISIER o DI CONSERVAZIONE DELLE
MASSE
«la somma dei pesi delle sostanze che reagiscono è uguale
alla somma dei pesi delle sostanze che si ottengono dalla
reazione «
E’ la legge che evidenzia che niente si crea e niente si
distrugge ma tutto si trasforma
2) LEGGE DI PROUST o DELLE PROPORZIONI DEFINITE
«in ogni composto gli elementi che lo costituiscono sono
combinati tra loro con un rapporto ponderale fisso e
costante«
Nella reazione tra idrogeno ed ossigeno per dare acqua, si
sa che con 1 g di idrogeno reagiscono 7,9367 g di ossigeno
per dare 8,9367 g (Legge di Lavoisier) di acqua
Con 2 g di idrogeno reagiscono 15,8734 g di ossigeno e si
ottengono 17,8734 g di acqua
ESEMPIO:
Supponiamo di far reagire 3 g di idrogeno con 15,8734 g di
ossigeno per ottenere acqua
Tenendo conto del rapporto ponderale caratteristico
dell’acqua (7,9367 g) si evince che l’idrogeno è in eccesso
3) LEGGE DI DALTON o DELLE PROPORZIONI MULTIPLE
«quando due o più elementi si combinano tra loro con
rapporti ponderali diversi per dare origine a composti
diversi, mantenendo costante la quantità in peso di uno di
essi, le quantità dell’altro variano secondo rapporti
semplici, ossia sono multiple della quantità minima«
ESEMPIO:
Abbiamo visto che idrogeno ed ossigeno si legano tra loro
per dare acqua in un rapporto ponderale di 1 a 7,9367
Questi due elementi possono dare anche il perossido di
idrogeno H2O2 con un rapporto ponderale di 15,8734
ESEMPIO:
Azoto ed ossigeno si combinano da soli o con latri
elementi per dare diversi composti caratterizzati da un
rapporto ponderale fisso
Composto
A
B
C
D
Azoto
1,00 g
1,00 g
1,00 g
1,00 g
Ossigeno
1,142 g = 2x0,571 g
1,713 g = 3x0,571 g
2,284 g = 4x0,571 g
2,855 g = 5x0,571 g
Questa legge ha permesso di intuire la presenza
dell’atomo come unità elementare
Nell’esempio è evidente come un grammo di azoto
contiene sempre lo stesso numero di atomi dell’elemento
e che ogni quantità di ossigeno combinata con 1 g di azoto
presenta un numero intero di atomi
4) LEGGE DI GAY-LUSSAC
«quando una reazione avviene tra sostanze gassose, i
volumi dei reagenti stanno tra loro e con quelli dei
prodotti in rapporti semplici cioè dati da numeri interi e
piccoli «
ESEMPIO:
- 1 volume di idrogeno + 1 volume di cloro = 2 volumi di
cloruro di idrogeno
- 2 volumi di idrogeno + 1 volume di ossigeno = 2 volumi
di vapore acqueo
Il rapporto tra i gas che reagiscono e tra essi e i prodotti
della reazione è espresso da numeri interi e piccoli
5) LEGGE DI AVOGADRO
«volumi uguali di gas diversi, nelle stesse condizioni di
temperatura e pressione, contengono lo stesso numero di
molecole «
E’ la legge che ha permesso di introdurre il concetto di
molecola, intesa come la più piccola particella di una
sostanza, composto o elemento capace di esistenza
indipendente
ESEMPIO dell’ APPLICAZIONE DELLA LEGGE DI GAY-LUSSAC
1 volume di idrogeno + 1 volume di cloro 2 volumi di
cloruro di idrogeno
Poiché ogni molecola di idrogeno e di cloro si ottengono
due molecole di prodotto possiamo escludere che sia
idrogeno che cloro abbiano molecole monoatomiche
H2a + Cl2b 2H2aCl2b
Si sa inoltre che MAI da una reazione dell’idrogeno (o del
cloro) si ottengono più di 2 volumi di prodotto per ogni
volume di idrogeno ( o di cloro) che ha reagito
Ciò da la certezza che a=b=1
Quindi posso scrivere le formule dei tre composti:
H2 + Cl2 2H2Cl2
CONCETTO DI ATOMO, MOLECOLA E MOLE
L’atomo di un elemento è l’elemento stesso e si indica con
un simbolo (C, H, O, N, ecc.)
Per i pochi elementi che esistono in natura sotto forma di
molecole, questa viene rappresentata da un formula
H2, N2, P4, O2, S8, F2, Cl2, Br2, I2
I metalli e quasi tutti gli elementi solidi non presentano
molecole ma in esse gli atomi sono distribuiti con
continuità e la formula coincide con il simbolo
dell’elemento
Na, K, Mg, ecc.
La formula sintetizza la composizione quali-quantitativa
Na3PO4 indica che nella molecola vi sono 3 atomi di sodio
e 4 di ossigeno per ogni atomo di fosforo
MASSA ATOMICA RELATIVA
Si definisce massa atomica relativa di un elemento
(correntemente chiamata peso atomico) il rapporto fra la
media ponderata delle masse degli isotopi di quell’elemento e
l’unità di massa atomica
La massa atomica relativa di un atomo di ferro è quindi
(9.2706 • 10-23 g ) / (1.66 • 10-24 g) = 55.847
PAFe = 55.847
Analogamente, il peso atomico del calcio è
(6,653 • 10-23 g ) / (1.66 • 10-24g) = 40,08
PACa = 40,08
H
1,008
He
4,0026
Li
6,939
Be
9,0122
B
10,811
Na
22,9898
Mg
24,312
Al
Si
26,9815 28,086
K
39,102
Ca
40,08
Ga
69,72
Rb
85,47
Sr
87,62
Ba
Cs
132,905 137,34
C
N
F
O
12,0112 14,0067 15,9994 18,9984
Ne
20,183
P
30,974
S
32,064
Cl
35,453
Ar
39,948
Ge
72,59
As
74,922
Se
78,96
Br
79,909
Kr
83,80
In
114,82
Sn
118,69
Sb
121,75
Te
127,60
I
126,904
Xe
131,30
Tl
204,37
Pb
207,19
Bi
208,98
Po
210
At
210
Rn
222
MASSA (PESO) ATOMICO
Il peso atomico (massa atomica) di un elemento è definito dal
rapporto tra la massa di un atomo dell’elemento e la massa
dell’unità di misura rappresentata, per convenzione, dalla
dodicesima parte della massa dell’isotopo 12 del carbonio
È un numero puro che indica quante volte l’atomo
dell’elemento pesa più dell’unità di misura
MASSA MOLECOLARE RELATIVA
La massa molecolare relativa (peso molecolare) di un composto
è la somma dei pesi atomici degli elementi che ne costituiscono
la molecola
La massa atomica relativa diH
un2O
atomo di ferro è quindi
massa relativa di due atomi di H = 2 x 1.00797
massa relativa di un atomo di O = 1 x 15.9994
Peso molecolare dell’acqua
2.01594 + 15.9994 = 18.01534
Essendo nota la massa di un atomo di ogni elemento, qualsiasi
quantità di un elemento si consideri, è possibile calcolare il numero di
atomi in essa contenuti:
massa di elemento pesata (g)
massa di 1 atomo dell’elemento (g)
Per esempio, il numero di atomi contenuti in 1,008 g di idrogeno è:
1.008 g
(1.008 x 1.66 x 10-24) g
= 6.022 x 1023 atomi di H
massa di un atomo di idrogeno
massa di elemento pesata (g)
massa di 1 atomo dell’elemento (g)
Analogamente, in 55,847 g di ferro sono contenuti:
55.847 g
(55,847 x 1.66 x 10-24) g
= 6.022 x 1023 atomi di Fe
massa di un atomo di ferro
massa di elemento pesata (g)
massa di 1 atomo dell’elemento (g)
e, in 63,54 g di rame sono contenuti:
63,54 g
(63,54 x 1.66 x 10-24) g
= 6.022 x 1023 atomi di Cu
massa di un atomo di rame
Possiamo vedere come negli esempi precedenti, come anche al
variare dell’elemento, il numero di atomi presenti è sempre lo
stesso
6,022 x
23
10
atomi
Questo numero è detto NUMERO DI AVOGADRO e la massa di
un numero di Avogadro di molecole di qualsiasi specie chimica
corrisponde numericamente al suo peso molecolare ed
equivale ad 1 MOLE DI ATOMI
La MOLE è definita come la quantità di sostanza che contiene
un numero di unità chimiche elementari (atomi, molecole, ioni,
gruppi di atomi, elettroni, ecc.) ugual al numero dei nuclidi
contenuti esattamente in 12 g di 12C
Il suo valore aggiornato è pari a 6,022x1023 mol-1
massa di elemento pesata (g)
massa di 1 atomo dell’elemento (g)
Questo artificio è utile ad introdurre semplicemente il concetto di
MOLE, definita anche come grammoatomo ed è uguale alla massa
formata da 6.022 x 1023 atomi
Negli esempi precedenti si è sempre presa in considerazione una
massa in grammi dell’elemento numericamente uguale alla massa
relativa (o peso atomico) dell’elemento
63,54 g (massa di rame pesata)
= 6.022 x 1023 atomi di Cu
(63,54 x 1.66 x 10-24) g
PA
Ogni qualvolta si consideri una quantità di un elemento la cui massa
in grammi corrisponde numericamente al PA dell’elemento si ha un
numero di atomi pari a 6.022 x 1023, cioè una mole di atomi (un
grammoatomo)
Esempio: il PA del Neon è 20,183
20,183 g di Neon contengono quindi 6.022 x 1023 atomi di Neon (1 mole)
50,4575 g di Neon contengono 50,4575/20,183 = 2,5 moli
4,0366 g di Neon contengono 4,0366/20,183 = 0,2 moli di Neon (200
mmoli)
10 mg di Neon contengono 0,01/20,183 = 4,95 x 10-4 moli di Neon (495
mmoli)
PABa = 137,34 ; PAMg= 24,312 ; PA Na = 22,99
In 1 mg di Bario sono contenute 1 x 10-3 / 137,34 = 7,28 mmoli del metallo
In 1mg di Magnesio sono contenute 1 x 10-3 / 24,312 = 41,13 mmoli del metallo
In 1mg di Sodio sono contenute 1 x 10-3 / 22,99 = 43,49 mmoli del metallo
Una quantità di 25 mmoli di Bario ha una massa di 0,025 x 137,34 = 3,433 g
Il concetto di mole si applica anche alle molecole
Noto il peso molecolare (PM) di un composto qualsiasi, una
quantità in grammi di quel composto numericamente uguale al
PM contiene 6.022 x 1023 molecole.
PMglucosio = 180 ; PMsaccarosio= 342 ; PM urea = 60
In 5 mg di glucosio sono contenute 5 x 10-3 / 180 = 27,78 mmoli dello zucchero
In 1 mg di saccarosio sono contenute 1 x 10-3 / 342 = 2,92 mmoli dello zucchero
In 30 g di urea sono contenute 30 / 60 = 0,5 moli
Una quantità di 75 mmoli di saccarosio ha una massa di 0,075 x 342 = 25,65 g
CALCOLO DELLA MASSA (GRAMMI) DI UN NUMERO DI
AVOGADRO DI ATOMI ad esempio il SODIO (u.m.a. 22,99)
1.
22,99 u.m.a./1 atomo di Na
2.
Calcolo della massa molare in grammi. Per fare ciò dobbiamo convertire
u.m.a. in grammi e gli atomi in mole
3.
1 u.m.a. = 1,66x10-24 g mentre 1 mole = 6,022x 1023 atomi di sodio
4.
massaNa = u.m.a.Nax 1,66x10-24 g
5.
QUINDI: 1 ATOMO DI Na = 22,99 uma x 1,66x10-24 g
6.
POICHE’ 1 mole = 6,022x1023 atomi di N
7.
(22,99 uma/1 atomo Na) x (1,66x10-24 g Na/uma) x (6,022x1023 atomi di
Na/mole Na) = 22,99 g Na/mol Na
CONVERSIONE DELLE MOLI IN ATOMI
Quanti atomi di Fe sono presenti in 3 moli di questo metallo?
1.
1 mole di Fe = = 6,022x 1023 atomi di Fe
2.
6,022x 1023 atomi di Fe : 1 mole Fe = X atomi Fe : 3 moli FE
3.
X atomi Fe = (6,022x 1023 atomi di Fe x 3 moli Fe)/ 1 mole Fe
4.
1,8 x 1024 atomi Fe
CONVERSIONE DEGLI ATOMI IN MOLI
A quante moli di S corrispondono 1.81x1024 atomi di S?
1.
1 mole di S = = 6,022x 1023 atomi di S
2.
6,022x 1023 atomi di S: 1 mole S = 1,81X 1024 atomi di S : X moli S
3.
X moli S = (1,81x 1024 atomi di S x 1 moli S)/ 6,022x 1023 atomi di S
4.
3,01 moli S
CONVERSIONE LE MOLI DI UNA SOSTANZA NELLA MASSA IN
GRAMMI
Quale è la massa espressa in grammi di 3,01 moli di S?
1.
1 mole di S = = 32, 06 g
2.
1 mole S : 32,06 g S = 3,01 moli di S : X g S
3.
X g S = (32,06 g S x 3,011 moli S)/ 1 mole S
4.
96,5 g S
FORMULA CHIMICA
Una formula chimica indica la composizione della
sostanza. Una formula molecolare mostra il
numero esatto di atomi di ciascun elemento in
una molecola
La formula strutturale
non mostra solo la
composizione
elementare, ma anche
la disposizione degli
atomi all’interno della
molecola
FORMULA MINIMA (o SEMPLICE o BRUTA):
esprime il rapporto tra i diversi atomi di una
molecola, utilizzando i più piccoli numeri interi
come pedici (per composti molecolari, covalenti e
ionici)
Esistono una serie di regole per l’ordine degli
elementi nella scrittura della formula
FORMULA MOLECOLARE:
esprime non solo il rapporto tra gli atomi dei vari
elementi, ma indica anche il numero reale di
atomi dei vari elementi in una singola molecola
(per composti molecolari)
ATTENZIONE AL SIGNIFICATO DEI DIVERSI
SIMBOLISMI:
O2 e 2O
O2 indica una molecola di ossigeno elementare e
quindi un aggregato di atomi di ossigeno legati tra
loro
2O indica due atomi di ossigeno separati
FORMULA STERICA
Indica come gli atomi o i gruppi atomici sono disposti nello spazio e
descrive la forma geometrica della molecola
COMPOSIZIONE PERCENTUALE DEI COMPOSTI CHIMICI
La formula C5H5N (piridina) indica che in una mole di composto sono
presenti cinque moli di C, cinque moli di H e una mole di N
La massa molare del composto è quindi:
Massa molecolare = (5 · 12,01) + (5 · 1,008) + (14,01) = 79,10 g/mol
in cui:
5 mol · 12,01 g/mol = 60,05 g sono i grammi di carbonio
5 mol · 1,008 g/mol= 5,04 g sono i grammi di idrogeno
1 mol · 14,01 g/mol = 14,01 g sono i grammi di azoto
COMPOSIZIONE PERCENTUALE DEI COMPOSTI CHIMICI
Per determinare la percentuale di carbonio nel composto bisogna
considerare che in 79,10 g di composto sono presenti 60,05 g di
carbonio. Semplicemente impostando una proporzione è possibile
determinare la percentuale di carbonio:
60,05 (g di C): 79,10 (g di C5H5N)= X : 100
da cui:
X = 75,9 %
Allo stesso modo possiamo determinare la percentuale di H nel
composto:
5,04 (g di H): 79,10 (g di C5H5N) = X : 100
da cui: X = 6,4 %
COMPOSIZIONE PERCENTUALE DEI COMPOSTI CHIMICI
Infine determiniamo la percentuale di N nel composto:
14,01 (g di N) : 79,10 (g di C5H5N) = X : 100
da cui X = 17,7 %
La composizione percentuale di C5H5N è quindi:
75,9% di carbonio; 6,4% di idrogeno; 17,7% di azoto
COMPOSIZIONE PERCENTUALE DEI COMPOSTI CHIMICI
Un elemento X si combina con il cloro in un composto di formula
XCl3 n
La % in peso del cloro nel composto è pari a 79,76. Calcolare il peso
atomico dell’elemento X
79,76% (Cloro): 100% = 3x35,45 (g/mol di Cl) : (3x35,45 + x) (g/mol
di XCl3
Dove x è il peso atomico dell’elemento x cioè 26,99 (= alluminio)
CALCOLO DELLE FORMULE MOLECOLARI ED EMPIRICHE
Un composto puro è costituito dal 5.9% di H e dal 94% di O. il suo
peso molecolare è 34,10. Trovare la formula del composto
1) Calcolo delle oli di ogni elemento
5,9g/1,008 g/mol (PA dell’idrogeno) = 5,85 mol di H
94 g/16,00 g/mol XCl3 = 5,87 mol di O
Il numero relativo di atomi di H rispetto all’O è pari a:
5,85/5,87 1
Quindi la formula minima è HO
CALCOLO DELLE FORMULE MOLECOLARI ED EMPIRICHE
La formula molecolare sarà n(HO) dove
n = 34,1/ 17 = 2
Quindi la formula molecolare sarà H2O2
In alternativa possiamo calcolare come segue:
(0,059x34,10 g)/1,008 g/mol = 2 moli di H per moli di composto
(0,94x34,10g)/16,00 g/mol = 2 moli di O per moli di composto
STECHIOMETRIA DELLE MISCELE
1 g di una miscela di AgCl e AgBr contengono 0,6457 g di Ag
Trovare la composizione percentuale della miscela
x = massa in g di AgCl
y = massa in g di AgBr
moli di AgCl = x (g)/143,3 (g/mol)
moli di AgBr = y (g)/ 187,8 (g/mol)
moli totali di Ag = 0,6457 g/107,87 (g/mol) = 5,986x10-3 mol
STECHIOMETRIA DELLE MISCELE
Imposto un sistema:
x/143,3 g/mol + y/187,8 g/mol = 5,986x10-3 mol
x +y =1,00 g
Risolvendo x = 0,40 g di AgCl e y = 0,600 g di AgBr
Quindi il 40% ed il 60% in peso
Tutta la materia è costituita da ATOMI e nello specifico da
90 specie atomiche (definite NATURALI) diverse anche se
solo una decina rappresentano circa il 98% in peso
Nell’Universo il 97% della massa totale è rappresentata
dall’idrogeno (H) e dall’elio (He) che sono gli elementi più
semplici fra tutti e, in assoluto, l’H può essere considerato
alla base di tutti gli altri elementi
Esistono inoltre altri elementi che non esistono in natura
ma che sono preparati artificialmente
MA IN COSA DIFFERISCONO QUESTI ELEMENTI?
Per rispondere occorre riferirsi al modello dell’ATOMO
ATOMO: è la particella più piccola di un elemento che non
può essere modificata se non attraverso reazioni nucleari
In natura sono noti 112 tipi di atomi che vengono nominati
con una/due lettere di cui al prima maiuscola
Ogni atomo è costituito da particelle subatomiche: NUCLEO e
ELETTRONI, le cui proprietà differiscono e vengono quindi
trattate separatamente
NUCLEO
È la più piccola porzione dell’atomo in cui è concentrata gran
parte della sua massa
ELETTRONE
Si muove attorno al nucleo occupando uno spazio che è circa
1015 volte maggiore del nucleo stesso
Indicato come e- ed è una piccola particella che (a riposo) ha
una massa di 9,1094x10-31 kg ed una carica di -1,6022x10-19 C
Il NUCLEO a sua volta è costituito da particelle subatomiche:
•
PROTONI (p+): carica uguale all’elettrone ma di segno opposto e
•
massa di circa di 1,673x10-27 kg
NEUTRONI (n0): carica neutra e massa (relativa) pari a massa di
circa di 1,675x10-27 kg
Per avere un’idea di quanto sia vuoto lo spazio atomico
attorno al nucleo basti pensare che il diametro atomico varia
da 1 a 5 Angstrom mentre il diametro del nucleo è dell’ordine
di 10-4 Angstrom
In proporzione se il nucleo fosse una pianeta del diametro di
2 cm ci sarebbe attorno uno spazio pari ad un diametro di 200
m (2x10+4 cm)
Poiché gli atomi di tutti gli elementi sono costituiti da queste
particelle, cosa diversifica un elemento da un altro?
La risposta è: «il numero dei protoni contenuti nel nucleo,
cioè ogni atomo di un certo elemento ha lo stesso numero di
protoni detto CARICA ATOMICA»
In particolare è il numero dei PROTONI a diversificare un
atomo da un altro e che viene definito NUMERO ATOMICO (Z)
Questo numero viene generalmente scritto in basso a sinistra
del simbolo dell’elemento
ESISTE UNA CORRISPONDENZA BIUNIVOCA TRA IL SIMBOLO
DELL’ELEMENTO ED IL SUO NUMERO ATOMICO Z
Ogni atomo è caratteristicamente identificato in modo
inequivocabile da due parametri
• IL NUMERO ATOMICO (Z): corrisponde al numero dei protoni
•
presenti nell’atomo di un dato elemento. Si indica con la lettera Z
MASSA ATOMICA (A): somma dei protoni e dei neutroni presenti
in un atomo ed è indicato dalla lettera A
Gli atomi si differenziano l’uno dall’altro quindi per il
NUMERO di particelle che li compongono. Si definiscono così
gli ELEMENTI con nomi e simboli propri
Il numero di MASSA ATOMICA serve ad identificare i vari
ISOTOPI di un elemento
Infatti se negli atomi di un dato elemento il numero dei
protoni è sempre lo stesso (= NUMERO ATOMICO), il numero
dei neutroni nell’atomo dell’elemento può variare
Ad esempio nei nuclei dell’IDROGENO è possibile trovare 0, 1
o 2 neutroni. Questo comporta che gli atomi di uno stesso
elemento, differendo per il numero di neutroni, hanno una
MASSA diversa. Hanno quindi stessa Z ma A diversa. Il
numero dei neutroni è facilmente calcolabile sottraendo dal
numero di massa A il numero atomico Z
Un
elemento
può
presentare più isotopi che
differiscono per il numero
di neutroni, hanno quindi
stesso numero atomico Z
ma massa atomica diversa
I vari isotopi di un
elemento non sono diffusi
in natura in egual misura
L’ABBONDANZA NATURALE
di un isotopo ne riflette la
diffusione percentuale
quanto pesa un atomo?
La massa atomica di una particella sub-atomi è molto piccola
Un protone ha una massa pari a 1,673x10-24 g
Per convenzione si adotta come riferimento la massa di un
isotopo stabile ed abbondante come l’isotopo 12 del
carbonio (12C)
UNITA’ DI MASSA ATOMICA (u.m.a.) 1/12 della massa di
questo isotopo
1 u.m.a. = 1.6605402x10-27 kg
Quindi alla massa dell’isotopo 12 del C è stata attribuita una
massa di 12 uma
NON CONFONDERE u.m.a. CON PESO ATOMICO
TEORIA ATOMICA
Vista la struttura fondamentale dell’atomo ripercorriamo le
tappe principali che portarono alla moderna teoria atomica
TEORIA DI DALTON
La prima teoria atomica dell’inglese Dalton che all’inizio
dell’80 propose i seguenti enunciati:
1) La materia è costituita da particelle piccolissime definite
ATOMI
2) Un ATOMO non può essere creato, diviso, distrutto o
trasformato in una atomo diverso (contraddetto da
processi come radioattività, fusione e fissione nucleare)
3) Tutti gli ATOMI di uno stesso elemento hanno le stesse
proprietà (confutato dalla scoperta degli isotopi)
4) ATOMI di elementi diversi hanno proprietà differenti
5) ATOMI di elementi diversi si combinano secondo rapporti
espressi da numeri interi per formare i composti
6) Una trasformazione chimica consiste nel legare, separare e
riarrangiare gli atomi
Il ragionamento che portò Dalton alla formulazione della sua
teoria fu il seguente
L’acqua, ad esempio, si forma facendo reagire esattamente 8
parti (in peso) di ossigeno e 1 parte (in peso) di idrogeno e
mai si ottiene acqua facendo reagire quantità qualsiasi di
quegli stessi elementi (ad esempio 8,1 o 7,9 parti di ossigeno
per una di idrogeno)
Se la materia fosse continua, quest’ultima possibilità
dovrebbe verificarsi, mentre solo se la materia fosse di
natura atomistica, la legge delle proporzioni definite e
costanti troverebbe giustificazione coerente
Dalton inoltre scoprì che due elementi erano in grado di
combinarsi secondo più proporzioni
Ad esempio, ossigeno e idrogeno, oltre all’acqua, formano
anche acqua ossigenata; nel primo caso lo fanno
combinandosi secondo un rapporto in peso di 8 a 1, nel
secondo di 16 a 1
Se quindi si immaginava che la molecola di acqua (cioè il
frammento più piccolo di questo composto) era formata
dall’unione di un atomo di ossigeno con uno di idrogeno, il
peso dell’atomo di ossigeno doveva essere 8 volte quello
dell’atomo di idrogeno e quindi nella molecola di acqua
ossigenata vi dovevano essere due atomi di ossigeno legati
ad uno di idrogeno
In realtà l’atomo di ossigeno pesa non 8, bensì 16 volte di più
dell’atomo di idrogeno, ma il ragionamento che porta alla
visione corpuscolare della materia conserva il suo rigore
logico
Alla fine dell’800 due studiosi (W. Crookes e E. Goldstein)
evidenziarono come gli atomi non fossero indivisibili (come
enunciato da Dalton) ma costituiti da particelle cariche (+ e -)
ESISTENZA DELLE PARTICELLE SUBATOMICHE
Crookes collegò due elettrodi metallici alle estremità opposti
di un tubo di vetro contenente un gas rarefatto
Al passaggio delle corrente egli osservò dei raggi luminosi
che attraversavano il tubo da un elettrodo ad un altro e
definiti RAGGI CATODICI, in quanto erano diretti dal catodo
(elettrodo negativo) all’anodo (elettrodo positivo)
ESISTENZA DELLE PARTICELLE SUBATOMICHE
In seguito J.J. Thomson dimostrò che i raggi catodici erano
fasci di particelle negative di energia definite ELETTRONI
Esperimenti simili condotti da Golstein evidenziarono anche
l’esistenza di particelle dotate di carica uguale a quella
dell’elettrone, ma di segno opposto. Queste particelle molto
più pesanti degli elettroni furono chiamate PROTONI
MODELLO ATOMICO DI THOMSON («A PANETTONE»)
Il modello di Thomson prevedeva un’omogenea distribuzione
di particelle negative, sparse come le uvette e i canditi nel
panettone (o «plum pudding model») costituito dall apsta
carica positivamente
EVIDENZA DELL’ESISTENZA DEL NUCLEO
Nel 1911 H. Geiger e E. Rutherford evidenziarono che la
maggior parte della massa e della carica positiva dell’atomo
è localizzata in una piccola e densa regione definita NUCLEO
e gli elettroni (più piccoli e carichi negativamente) occupano
un volume molto maggiore all’esterno del nucleo
L’esperimento consisteva nel bombardare una sottile lamina
d’oro con particelle alfa (costituite da 2 protoni e due
neutroni e quindi cariche 2+) prodotte da materiale
radioattivo
Le particelle alfa erano dotate di un’energia cinetica tale da
superare ed attraversare la lamina
Tuttavia alcune particelle venivano deviate o respinte dalla
lamina d’oro
Rutherford intuì che l’atomo era uno spazio quasi del tutto
vuoto
Infatti, la maggior parte delle particelle alfa attraversava la
lamina d’oro perché gli atomi che la costituivano dovevano
presentare una parte molto densa (il NUCLEO) e più piccola
dell’atomo stesso
La maggior parte delle particelle alfa che attraversava non
colpiva questa parte e quelle poche che lo facevano venivano
deviate o respinte
Rutherford propose perciò il MODELLO ATOMICO
PLANETARIO simile al sistema solare: nucleo molto denso e
carico positivamente attorno al quale ruotano gli elettroni
carichi negativamente . Il modello non prevedeva la presenza
dei NEUTRONE la cui esistenza fu dimostrata dagli
esperimenti di Chadwick (1932)
LIMITI DEL MODELLO DI RUTHERFORD
Il modello presentava una netta contraddizione rispetto alla
fisica classica: la teoria elettromagnetica prevede, infatti, che
quando una carica subisce un’accelerazione emette energia
sotto forma di onde elettromagnetiche
Per tale ragione gli elettroni, essendo cariche elettriche in
movimento, avrebbero dovuto emettere una radiazione
elettromagnetica, perdere progressivamente energia e
collassare sul nucleo
Il modello atomico di Rutherford se da un lato giustificava la
struttura dell’atomo dall’altro ne decretava l’instabilità
La contraddizione fu risolta nel 1913 dal fisico N. Bohr che
riprese le teorie proposte in quegli anni da Plank ed Einstein
sulla quantizzazione dell’energia
Infatti, Max Planck ed Albert Einstein avevano chiarito la
doppia natura della luce:
- ondulatoria: che interpreta la luce coma un’onda
elettromagnetica
- Corpuscolare: che vede la luce come un insieme di
pacchetti di energia elettromagnetica (quanti di luce) che
vennero chiamati FOTONI
La radiazione elettromagnetica come la luce viaggia sotto
forma di onde a partire dalla sorgente
Esempio immediato di sorgente è
rappresentato dal Sole
La luce bianca del sole è separata in
molteplici caratteristiche bande di colori
diversi così come la luce bianca visibile
è separata da un prisma
La luce si propaga quindi come un insieme di onde
sinusoidali e la lunghezza d’onda è la distanza tra due punti
uguali su due onde successive
Le radiazioni magnetiche viaggiano alla velocità della luce =
3,0x108 m/secondo
Ogni lunghezza d’onda anche se viaggia alla stessa velocità
delle altre è caratterizzata da una certa quantità di energia
L’insieme di tutte le radiazioni elettromagnetiche è definito
SPETTRO ELETTROMAGNETICO
Per convenienza viene suddivisa lo spettro elettromagnetico
in diverse regioni spettrali
Bohr vide un collegamento tra l’emissione di luce da parte
degli atomi e gli elettroni che ruotavano attorno al nucleo
Se facciamo passare la luce bianca attraverso un prisma
abbiamo un spettro continuo
Se invece si analizza la luce emessa da un gas rarefatto
sottoposto a scarica elettrica si
ottiene uno spettro a righe
quindi discontinuo
Per l’idrogeno nel visibile si ottengono 4 righe (con lunghezza
d’onda diversa):
- 657 nm ROSSA
- 486 nm VERDE
- 434 nm BLU
- 410 nm VIOLA
Gli atomi assorbono radiazioni di una determinata frequenza
ed emettono uno spettro caratteristico
Quando la luce colpisce un atomo, quest’ultimo assorbe
fotoni di una precisa lunghezza d’onda ed ogni fotone
assorbito cede la sua energia ad un elettrone che può quindi
acquisire energia e spostarsi ad un’orbita più esterna
Quando l’elettrone eccitato torna al
livello energetico più basso emette
energia sotto forma di un fotone
ad una particolare lunghezza d’onda
Nel modello di Bohr l’elettrone non
collassa sul nucleo, ma ruota senza
emettere energia lungo orbite circolari
Bohr propose quindi un nuovo modello planetario come
quello di Rutherford ma ad orbite quantizzate e che si basa
sui seguenti punti:
- l’elettrone percorre solo determinate orbite circolari
quantizzate nelle quali ruota senza assorbire né emettere
energia (ORBITE STAZIONARIE)
- L’elettrone assorbe energia solo se salta da un’orbita ad
un’altra di livello energetico maggiore
- Se l’elettrone torna ad un livello di energia minore,
l’atomo emette energia sotto forma di fotoni
- L’energia della luce (emessa o assorbita) è uguale alla
differenza di energia delle due orbite
- Ogni salto è rivelato da una riga nello spettro
L’ipotesi di Bohr spiega perché gli spettri di emissione degli
atomi sono spettri discontinui: ogni riga corrisponde ad un
ben determinato valore di energia che a sua volta
corrisponde alla differenza di energia fra due orbite
MODELLO ATOMICO DI BOHR
L’atomo di Bohr può quindi essere rappresentato come una
serie di orbite concentriche che circondano il nucleo
Le orbite sono identificate da un numero (n = 1, 2, 3,….ecc.)
definito NUMERO QUANTICO quantico
MODELLO DELL’ATOMO DI IDROGENO DI BOHR (Z=1 e A=1)
- l’elettrone si muove intorno al protone centrale secondo
orbite circolari
- Sono premesse solo orbite di un determinato raggio
correlato al numero intero detto NUMERO QUANTICO
PRINCIPALE n. Alle orbite corrispondono altrettante
energie (E)
- L’elettrone di trova nell’orbita il cui raggio è correlato con
il più basso n quantico ed il minore contenuto energetico
- A seguito dell’assorbimento di energia l’elettrone passa da
uno stato energetico permesso ad un altro. L’energia
assorbita corrisponde esattamente alla differenza di
energia tra i due stati energetici permessici sono le
particelle che comunque determinano le proprietà
chimiche e la reattività di un elemento
IL MODELLO DI BOHR-SOMMERFELD
Il modello prima descritto si presta bene all’interpretazione
della struttura dell’idrogeno, ma risulta inadeguato per
spiegare la struttura di atomi con più elettroni
Infatti, negli spettri di questi atomi si evidenziano
raggruppamenti di righe vicinissime tra loro che non riescono
ad interpretare in base al modello
Sommerfeld nel 1915 ipotizzo che l’elettrone si muovesse
descrivendo orbite ellittiche in cui il nucleo occupava uno dei
due fuochi
DALL’ORBITA ALL’ORBITALE
Il concetto di orbita lascia il posto a quello di ORBITALE
Infatti, la meccanica quantistica dimostra he non è possibile
definire la traiettoria di un elettrone che ha un movimento
delocalizzato
Il PRINCIPIO DI INDETERMINAZIONE DI HEISENBERG afferma
che di una particella come l’elettrone Non si possono
conoscere contemporaneamente la posizione e la velocità in
un preciso istante
Gli ORBITALI vengono definiti dalle funzioni che si ottengono
come soluzione dalla equazione di Schrodinger
1) Gli elettroni sono considerati sia come particelle sia come
onde elettromagnetiche e solo in questo modo si
possono spiegare alcuni degli aspetti del comportamento
degli elettroni
2) Non è possibile determinare con precisione la posizione e
la velocità dell’elettrone e, quindi, non è possibile
definire la posizione occupata in ogni istante
dell’elettrone attorno al nucleo. Si può invece valutare in
termini di PROBABILITA’ la presenza dell’elettrone in una
certa regione di spazio attorno al nucleo
3) I livelli energetici che possono essere assunti da un
elettrone sono definiti attraverso regole dettate dalla
fisica quantistica cioè l’ENERGIA E’ QUANTIZZATA
Il FOTONE = natura ondulatoria (radiazione
elettromagnetica) e corpuscolare della materia
All’elettrone in moto nella propria orbita attorno al nucleo
deve essere associata una lunghezza d’onda ( ) che dipende
dalla massa della particella (m) e dalla velocità (v)
= h/mv EQUAZIONE di DE BROGLIE
dove h è la
costante di Plank
DESCRIZIONE QUANTOMECCANICA DELL’ATOMO
Si tratta di una descrizione matematica della proprietà
ondulatoria dell’elettrone e la descrizione quantomeccanica
di un atomo consiste di un insieme di funzioni d’onda
La funzione d’onda descrive gli stati energetici accessibili
all’elettrone
ORBITALE
Ciascuna funzione d’onda che descrive il moto di un
elettrone corrispondente ad un dato livello energetico
prende il nome di ORBITALE ATOMICO = cioè una funzione
matematica che descrive la distribuzione della PROBABILITA’
di trovare l’elettrone nello spazio attorno al nucleo
NUMERI QUANTICI ED ORBITALI
Gli elettroni di uno stesso atomo non sono equivalenti da un
punto di vista energetico, ma possono distinti in LIVELLI ad
energia crescente
Il NUMERO QUANTICO PRINCIPALE (n) definisce il L’ENERGIA
dell’elettrone ed è correlato alla distanza media
dell’elettrone dal nucleo
n può assumere solo valori interi positivi
L’energia del livello aumenta all’aumentare di n
Il livello massimo di elettroni che un livello piò ospitare è
uguale a 2(n)2
Per cui se:
n = 1 capienza massima 2 en = 2 capienza massima 8 en = 3 capienza massima 18 e-
SOTTOLIVELLI
Il sottolivello è un set di orbitali di uguale energia (e detti
DEGENERI) all’interno di un livello energetico principale
I sottolivelli (detti anche gusci) sono indicati dalle lettere s, p,
d, f, ecc.
l NUMERO QUANTICO SECONDARIO (o AZIMUTALE, l)
determina il sottolivello energetico e la geometria
dell’orbitale. Esso può assumere valori interi compresi tra 0 e
n-1. Questo è correlato con la forma dell’orbitale
Un TERZO NUMERO QUANTICO detto m
E’ definito anche numero quantico magnetico perché
stabilisce il valore del campo magnetico dovuto al moto
dell’elettrone
Stabilisce un’ulteriore distinzione all’interno di ogni
sottolivello (anche se non ci sono differenze di energia) e può
assumere valori tra –l e +l
E’ correlato con l’orientamento dell’orbitale nello spazio
Quindi gli orbitali di un atomo sono INEQUIVOCABILMENTE
identificati dai numeri quantici ed ogni orbitale può contenere al
massimo 2 elettroni
Gli orbitali caratterizzati da l=0 vengono chiamati ORBITALI DI TIPO s
Quelli con l=1 ORBITALI DI TIPO p
Quelli con l=2 ORBITALI DI TIPO d
Quelli con l=3 ORBITALI DI TIPO f……..
Nel livello n=1 esiste un solo orbitale con l=0 ed m=0
Si tratta di un orbitale di tipo 1s che corrisponde ad una regione
dello spazio di forma sferica. Può contenere al massimo 2
elettroni
Nel livello n=2 possono esistere due valori di l: 0 e 1
Se l=0 esiste solo un valore di m=0 e si ha un solo orbitale 2s
simile all’orbitale 1s ma di volume maggiore
Nel livello n=2 possono esistere due valori di l: 0 e 1
Se l=1 sono possibili 3 valori di m: -1, 0 e 1
Ciò significa che esistono 3 orbitali di tipo p (l=1) che hanno forma
allungata e si proiettano nelle tre dimensioni nello spazio
Questi orbitali possono contenere complessivamente sino a 6
elettroni che si aggiungono ai due dell’orbitale 2s per un totale di
8 elettroni
Al terzo livello n=3 troviamo l’orbitale 3s (l=0), i tre orbitali 3p
(l=1) ed un nuovo tipo di orbitale, il d (l = 2). Esistono di
conseguenza 5 valori di m e quindi 5 orbitali di tipo p che possono
contenere 10 elettroni
SCHEMA DEI LIVELLI ENERGETICI ORBITALI DI UNA ATOMO
MONOELETTRONICO (IDROGENO)
l terzo livello n=3 troviamo l’orbitale 3s (l=0), i tre orbitali 3p (l=1)
ed un nuovo tipo di orbitale, il d (l = 2). Esistono di conseguenza 5
valori di m e quindi 5 orbitali di tipo p che possono contenere 10
elettroni
MA COSA IMPONE AD UN ELETTRONE DI RISIEDERE IN UN
PARTICOLARE ORBITALE?
E’ necessario introdurre un’ulteriore proprietà dell’elettrone: lo
SPIN ELETTRONICO
Studiando gli spettri degli atomi costituiti da più elettroni, ci si
rese conto che le righe di emissione non erano single, ma
costituite da 2 linee molto vicine tra loro e quindi con energie
simili ma diverse
Gli elettroni presentano un’altra
proprietà intrinseca, anch’essa
quantizzata, chiamata SPIN o
meglio il senso di rotazione
dell’elettrone attorno al suo asse
QUARTO NUMERO QUANTICO: lo SPIN ELETTRONICO
È il numero quantico correlato al moto di spin dell’elettrone può
assumere valori +1/2 e -1/2
Ciascun valore corrisponde a una rotazione in senso orario o in
senso antiorario dell'elettrone attorno al proprio asse.
Se l'elettrone ruota in senso orario, esso viene rappresentato da
una freccia rivolta verso l'alto, se invece l'elettrone ruota in
senso antiorario, la freccia
sarà rivolta verso il basso.
In senso arbitrario, si
considera +1/2
la rotazione oraria
e -1/2 la rotazione
antioraria
Lo spin elettronico è un punto chiave per la comprensione delle
strutture elettroniche degli atomi
Con il Principio di esclusione di Pauli si è compreso che ciascun
elettrone in un atomo è individuato da un solo set di valori di n, l
ml ed ms e che non possono esserci due elettroni aventi lo stesso
set di numeri quantici
Dato che m può assumere solo 2 valori significa che e che ciascun
orbitale elettronico non può contenere più di due elettroni e
questi elettroni debbono avere spin opposti
CONFIGURAZIONE ELETTRONICA
Lewis dette una nuova chiave di lettura della Tavola Periodica
secondo cui le proprietà degli elementi si ripetono non solo
quando gli elementi sono organizzati in numero crescente di
numero atomico, ma anche in NUMERO CRESCENTE DI
ELETTRONI
Le periodicità delle proprietà fisiche e chimiche degli elementi
devono essere quindi connesse in qualche modo al ripetersi della
dello stesso tipo di configurazione elettronica
Lewis suggerì che gli elettroni sono organizzati in GUSCI
ELETTRONICI e che quando si riempie un guscio, gli elettroni
aggiuntivi devono sistemarsi in un nuovo guscio
In aggiunta, Lewis notò che i gas nobili sono un gruppo di
elementi chimicamente molto poco reattivi e quindi
corrispondono al riempimento totale di un guscio elettronico
IL COMPORTAMENTO CHIMICO PUO’ ESSERE VISTO IN TERMINI DI
TENDENZA DI UN ATOMO AD ASSUMERE LA CONFIGURAZIONE
ELETTRONICA RELATIVA AD UN GUSCIO ELETTRONICO CHIUSO,
PERDENDO, ACQUISENDO O METTENDO IN COMPARTECIPAZIONE
ELETTRONI CON ALTRI ATOMI
La configurazione elettronica più stabile o CONFIGURAZIONE
FONDAMENTALE di un atomo è quella in cui gli elettroni sono
negli stati energetici di minor energia possibile
Se non fosse vero il principio di esclusione di Pauli allora tutti gli
elettroni sarebbero posizionati sull’orbitale 1s
Tuttavia non possono esistere due elettroni con gli stessi numeri
quantici e quindi per ogni orbitale possono esserci al massimo 2
elettroni
Gli elettroni andranno a posizionarsi su orbitali elettronici di
energia via via crescente, non più di 2 per orbitale
COSTRUZIONE DELLA CONFIGURAZIONE ELETTRONICA DEGLI
ATOMI (AUFBAU)
Si attua disponendo attorno al nucleo contenente un numero Z di
protoni un ugual numero di elettroni
PRINCIPIO DI MINIMA ENERGIA: ogni elettrone occupa l’orbitale
disponibile a energia più bassa
PRINCIPIO DI PAULI: in un atomo non possono esistere 2
elettroni con i 4 numeri quantici eguali. Nello stesso orbitale
possono esserci solo2 elettroni purché con spin diverso
REGOLA DI HUND: se due o più elettroni occupano orbitali
degeneri (= ad eguale energia) gli elettroni occupano il maggior
numero possibile di questi orbitali e a spin paralleli
1. L'elettrone occupa l'orbitale a più bassa energia disponibile
Il riempimento degli orbitali
procede con la sequenza indicata
a lato (seguendo dal basso le
frecce).
8s
7s
7p
6s
6p
6d
5s
5p
5d
5f
4s
4p
4d
4f
3s
3p
3d
2s
2p
1s
Z=1
simbolo:
idrogeno
Configurazione elettronica : 1s
n
1
2
3
4
5
l
0
1
2
3
H
Z=2
elemento:
simbolo:
elio
Configurazione elettronica : 1s2
n
1
2
3
4
5
l
0
1
2
3
He
Nel Litio (Z = 3) il terzo
elettrone va ad occupare
l’orbitale libero a minore
energia
8s
7s
7p
6s
6p
6d
5s
5p
5d
5f
4s
4p
4d
4f
3s
3p
3d
2s
2p
1s
Z=3
simbolo:
elemento:
litio
Configurazione elettronica : 1s2,
n
1
2
3
4
5
2s
l
0
1
2
3
Li
Z=4
simbolo:
elemento: berillio
Configurazione elettronica : 1s2,
n
1
2
3
4
5
2s2
l
0
1
2
3
Be
Nel Boro, il quinto elettrone
va ad occupare l’orbitale
libero a minore energia
8s
7s
7p
6s
6p
6d
5s
5p
5d
5f
4s
4p
4d
4f
3s
3p
3d
2s
2p
1s
Z=5
simbolo:
elemento: boro
Configurazione elettronica : 1s2,
n
1
2
3
4
5
2s2px
l
0
1
2
3
B
AUFBAU
Si costruiscono idealmente gli atomi disponendo nel nucleo i
protoni e disponendo negli orbitali un ugual numero di elettroni.
Regole:
1. L'elettrone occupa l'orbitale a più bassa energia disponibile
2. Principio di Pauli: un orbitale può essere vuoto oppure abitato
da uno o, al massimo, da due elettroni. Due elettroni che occupano
lo stesso orbitale hanno spin antiparallelo.
3. Principio di Hund: il riempimento di un orbitale degenere si ha
soltanto se gli altri orbitali degeneri sono già occupati da un
elettrone.
Z=6
simbolo:
elemento: carbonio
Configurazione elettronica : 1s2,
n
1
2
3
4
5
2s2pxpy
l
0
1
2
3
C
Z=7
simbolo:
elemento: azoto
Configurazione elettronica : 1s2,
n
1
2
3
4
5
2s2pxpypz
l
0
1
2
N
3
Z=8
simbolo:
elemento: ossigeno
Configurazione elettronica : 1s2,
n
1
2
3
4
5
2s2px2pypz
l
0
1
2
O
3
Z=9
simbolo:
elemento: fluoro
Configurazione elettronica : 1s2,
n
1
2
3
4
5
2s2px2py2pz
l
0
1
2
F
3
Z = 10
simbolo:
elemento: neon
Configurazione elettronica : 1s2,
n
1
2
3
4
5
2s2px2py2pz2
l
0
1
2
Ne
3
Nell’atomo di sodio (Na)
il settimo elettrone
occupa l’orbitale 3s
8s
7s
7p
6s
6p
6d
5s
5p
5d
5f
4s
4p
4d
4f
3s
3p
3d
2s
2p
1s
Li
Na
n
1
2
3
4
5
1s2, 2s
1s2, 2s2px2py2pz2, 3s
l
0
1
2
3
1s2, 2s2
Be
Mg
n
1
2
3
4
5
1s2, 2s2px2py2pz2, 3s2
l
0
1
2
3
Nell’atomo di alluminio (Al)
il nono elettrone
occupa un orbitale 3p
8s
7s
7p
6s
6p
6d
5s
5p
5d
5f
4s
4p
4d
4f
3s
3p
3d
2s
2p
1s
B
Al
n
1
2
3
4
5
1s2, 2s2px
1s2, 2s2px2py2pz2, 3s2px
l
0
1
2
3
C
Si
n
1
2
3
4
5
1s2, 2s2pxpy
1s2, 2s2px2py2pz2, 3s2pxpy
l
0
1
2
3
N
P
n
1
2
3
4
5
1s2, 2s2pxpypz
1s2, 2s2px2py2pz2, 3s2pxpypz
l
0
1
2
3
O
S
n
1
2
3
4
5
1s2, 2s2px2pypz
1s2, 2s2px2py2pz2, 3s2px2pypz
l
0
1
2
3
F
Cl
n
1
2
3
4
5
1s2, 2s2px2py2pz
1s2, 2s2px2py2pz2, 3s2px2py2pz
l
0
1
2
3
Ne
Ar
n
1
2
3
4
5
1s2, 2s2px2py2pz2
1s2, 2s2px2py2pz2, 3s2px2py2pz2
l
0
1
2
3
La configurazione elettronica degli elementi si ripresenta nella
tavola periodica
Infatti se prendiamo in considerazione gli elementi a partire
dall’idrogeno in ordine di numero atomico crescente si osserva
che al crescere di una unità del valore del numero atomico viene
aggiunto un elettrone alla configurazione elettronica
Ogni volta che una serie di elementi ha sistemato abbastanza
elettroni da riempire un livello energetico, gli elementi
successivi, che iniziano a riempire il successivo livello energetico,
vengono disposti in una riga sottostante, detta PERIODO, in
modo che sono incolonnati con gli elementi che presentano la
STESSA CONFIGURAZIONE ELETTRONICA
Per il gruppo IA questa è = ns1
Per il gruppo IIA questa è = ns2 ecc.
Il suffisso n coincide con il numero della riga (PERIODO)
contenente l’elemento e corrisponde anche al numero quantico
principale che si sta riempendo
Si vengono così a formare 7 PERIODI, corrispondenti ai 7 livelli
energetici riempibili e quindi al valore del numero quantico
principale n
Gli elementi che si incolonnano verticalmente formano i
cosiddetti GRUPPI, composti da elementi che presentano un
eguale numero di elettroni disposti sullo stesso tipo di orbitali,
ma naturalmente su di un diverso livello energetico
La prima regione (blocco s) è formata dai gruppi IA e IIA dove si
riempie l’orbitale s
La regione all’estrema destra (blocco p) è composta dai rimanenti
6 gruppi A (l’ottavo gruppo A è spesso indicato come gruppo 0 ed
è costituito dagli elementi che distribuiscono i sei elettroni nei tre
orbitali p
La regione centrale (blocco d) costituita da 10 file verticali a
formare 8 gruppi è formata dai cosiddetti METALLI DI
TRANSIZIONE, elementi che dispongono 10 elettroni nei 5 orbitali
d
Infine la regione in basso (blocco f) formata da due serie chiamate
rispettivamente serie dei LANTANIDI e degli ATTINIDI, costuituita
da elementi che stanno distribuendo i 14 elettroni nei 7 orbitali f
(4f e 5f)
Elementi non-metallici
alti valori di PJ e AE
1° 2°
3° 4° 5° 6° 7° 8°
Elementi anfoteri
Valori intermedi di PJ e AE
1
H
2
He
1s2
1s
3
Li
4
Be
2s
2s2
5
B
Elementi metallici
6
C
7
N
8
O
9
F
10
Ne
2s2p 2s2p2 2s2p3 2s2p4 2s2p5 2s2p6
Bassi valori di PJ e AE
11 12
Na Mg
3s
3s2
19
K
20
Ca
4s
4s2
37
Rb
38
Sr
5s
5s2
13
Al
14
Si
15
P
16
S
17
Cl
18
Ar
3s2p 3s2p2 3s2p3 3s2p4 3s2p5 3s2p6
21
Sc
22
Ti
23
V
24 25 26
Cr Mn Fe
27
Co
28
Ni
29
Cu
30
Zn
3d,4s2 3d2,4s2 3d3,4s2 3d5,4s 3d5,4s2 3d6,4s2 3d7,4s2 3d8,4s2 3d10,4s 3d10,4s2
39
Y
40
Zr
41 42
Nb Mo
43
Tc
44 45
Ru Rh
46
Pd
47
Ag
48
Cd
4d,5s2 4d2,5s2 4d3,5s2 4d5,5s 4d5,5s2 4d6,5s2 4d7,5s2 4d8,5s2 4d10,5s 4d10,5s2
31 32
Ga Ge
33
As
34
Se
35 36
Br Kr
4s2p 4s2p2 4s2p3 4s2p4 4s2p5 4s2p6
49
In
50
Sn
51
Sb
52
Te
53
I
54
Xe
5s2p 5s2p2 5s2p3 5s2p4 5s2p5 5s2p6
ELETTRONI DI VALENZA
Nelle interazioni tra gli atomi giocano un ruolo prioritario gli
elettroni del livello energetico più esterno, comunemente definiti
ELETTRONI DI VALENZA o ELETTRONI SUPERFICIALI, che sono
collocati sugli ORBITALI DI VALENZA
Per questo motivo la configurazione elettronica superficiale o
dello strato di valenza forniscono informazioni sulla reattività di
ogni singolo atomo
Il numero degli elettroni di valenza dell’atomo coincide con il
numero del gruppo o della famiglia in cui si trova collocato
l’atomo
Ad esempio, elementi con idrogeno e sodio (gruppo IA) hanno un
solo elettrone di valenza
Spostandosi da sinistra verso destra nel periodo 2, il berillio, ad
esempio (gruppo IIA), ha due elettroni di valenza, il boro (gruppo
IIIA) 3, il carbonio (gruppo IVA) 4 e così via
ELETTRONI DI VALENZA
Il numero di ordine di ciascun gruppo indica quindi quanti
elettroni sono nel livello energetico superficiale
Gli elementi del gruppo IA presentano configurazione superficiale
ns1
Possiamo quindi scrivere uno schema che ci permette di correlare
ciascun gruppo A con la configurazione elettronica degli elementi
appartenenti al gruppo stesso
ELETTRONI DI VALENZA
Un atomo polielettronico può essere visto come costituito da un
nucleo attorno al quale gli elettroni sono delocalizzati in
successive nubi di elettricità di varia forma e dimensione
(orbitali) sempre più lontani dal nucleo all’aumentare del numero
quantico principale n
Gli elettroni più lontani dal nucleo sono quelli meno fortemente
legati ad esso, in quanto aumenta la distanza e la schermatura
dalla carica nucleare
Sono proprio questi elettroni di valenza quelli coinvolti nelle
reazioni chimiche
REGOLA DELL’OTTETTO
Gli elementi dell’ultimo gruppo (gas nobili) hanno due (elio) e
otto elettroni di valenza (hanno CONFIGURAZIONEL OTTEZZIALE)
Questi elementi sono estremamente stabili e definiti GAS INERTI,
perché non si legano facilmente ad altri elementi
La loro stabilità è dovuta al fatto che gli orbitali dei vari livelli
energetici sono pieni
Gli atomi degli altri elementi sono più reattivi dei gas nobili in
quanto mediante le reazioni chimiche cercano di raggiungere la
configurazione stabile del gas nobile, acquistando o cedendo
elettroni = REGOLA DELL’OTTETTO
CONFIGURAZIONE ELETTRONICA ABBREVIATE
La configurazione del sodio (Z=11) è.
1s22s22p63s1
La configurazione del gas nobile che lo precede, il neon, è:
1s22s22p6
Per cui possiamo scrivere la configurazione elettronica del sodio
come:
[Ne]3s1
Analogamente:
Magnesio (Z=12) [Ne]3s2
IONI
Gli ioni sono particelle cariche positivamente o negativamente
CATIONI = particelle che si formano quando l’atomo perde uno o
più elettroni
ANIONI = particelle che si formano quando l’atomo acquista uno
o più elettroni
I metalli e non-metalli differiscono nel modo in cui formano ioni
I metalli (a sinistra nella tavola periodica) tendono a formare
CATIONI in seguito alla perdita di uno o più elettroni
SODIO (Z=11) Na Na+ + e MAGNESIO (Z=12) Mg Mg2+ + 2e ALLUMINIO (Z=13) Al Al3+ + 3e –
lo ione prodotto ha la stessa configurazione del gas nobile più
vicino e quindi STABILI
Il sodio ha un comportamento tipico degli elementi del suo
gruppo (IA) e quindi anche gli atomi dello stesso gruppo (H, Li, K,
Cs e Fr) presumibilmente formeranno uno ione con carica positiva
(1+)
Anche il magnesio (Gruppo IIA) ha un comportamento simile agli
altri del suo gruppo (Be, Ca, Sr….) = formazione di ioni con carica
2+
I non-metalli posti alla destra della tavola periodica tendono
invece ad acquistare elettroni e formano ANIONI
FLUORO (Z=9) F + e - FOSSIGENO (Z=8) O + 2e - O2AZOTO (Z=7) N + 3e - N3lo ione prodotto ha la stessa configurazione del gas nobile più
vicino e quindi STABILI
Il fluoro ha un comportamento tipico degli elementi del suo
gruppo (VII) e quindi anche gli atomi dello stesso gruppo (Cl, Br e
I) presumibilmente formeranno uno ione con carica negativa (1-)
Anche l’ossigeno ha un comportamento simile agli altri del suo
gruppo e formerà ioni con carica 2I metalli di transizione tendono a formare ioni positivi perdendo
elettroni proprio come i metalli rappresentativi ma sono
caratterizzati da una valenza variabile a
A seconda della sostanza con cui reagiscono possono formare più
di uno ione stabile
Ad esempio il ferro ha due ioni stabili Fe2+ e Fe3+
Il rame può esistere come Cu+ e Cu2+
CONFIGURAZIONE ELETTRONICA E CLASSIFICAZIONE DEGLI
ELEMENTI
Nel XIX secolo si tento di classificare gli elementi conosciuti
Mendeleev (chimico russo) dispose tutti gli elementi conosciuti in
ordine di numero atomico Z crescente e si rese conto della
periodicità delle loro caratteristiche chimiche e fisiche = TAVOLA
PERODICA
GRUPPI (colonne della Tavola) = elementi che hanno la stesa
configurazione elettronica esterna
PERIODI (righe della Tavola) = inizia con un elemento che ha come
configurazione elettronica esterna un elettrone di tipo s e
procede di una unità il numero atomico Z ad ogni passaggio. Gli
elettroni più esterni hanno lo stesso numero quantico n
PERIODO 1°: due soli elementi, IDROGENO ed ELIO per i quali è
riempito solo l’orbitale 1s
PERIODO 2°: vengono riempiti progressivamente gli orbitali 2s
e 2p fino ad un massimo di 8 elettroni. L’elemento con un solo
elettrone nell’orbitale 2s (LITIO) viene incolonnato sotto
l’IDROGENO, quello che ha tutto il secondo livello pieno
(NEON) viene posto sotto l’ELIO
Tra il gruppo dell’idrogeno, chiamato GRUPPO 1A e quello
dell’elio, chiamato VIIIA sono compresi altri gruppi (dal IIA al
VIIA) in cui vengono via via riempiti gli orbitali del secondo
periodo
Il III periodo comprende 8 elementi che vengono incolonnati
nei rispettivi gruppi a seconda della configurazione elettronica
esterna;
Ad esempio il SODIO (Na) con configurazione 3s1 al gruppo IA,
l’ALLUMINIO (Al) 3s2 3p1 al gruppo IIIA
DA NOTARE CHE IL NUMERO DEL GRUPPO INDICA IL NUMERO
COMPLESSIVO DI ELETTRONI NELLO STRATO DI VALENZA
Con il III periodo si rendono disponibili gli orbitali 3d che sono
riempiti solo dopo l’orbitale 4s
Il IV periodo inizia con gli elementi che hanno elettroni solo
nell’orbitale 4s (gruppi IA e IIA) e prima di procedere con il
riempimento degli orbitali 4p, si procede al riempimento degli
orbitali 3d
Tutti gli elementi in cui si stanno riempendo gli orbitali d
appartengono ai gruppi da IB a VIIIIB e sono detti ELEMENTI DI
TRANSIZIONE
E’ evidente coma la tavola possa essere suddivisa da una linea
obliqua che va dal gruppo IIIA sino al gruppo VIA
METALLI: solidi duri, lucenti, buoni conduttori di calore ed
elettricità. Unica eccezione è l’IDROGENO che non è un metallo
NON-METALLI: solidi, liquidi o gassosi ed i solidi sono friabili e
cattivi conduttori di calore ed elettricità
Gli elementi sulla linea hanno caratteristiche intermedie e sono
detti SEMI-METALLI
Gli elementi di transizione hanno proprietà metalliche e sono
quindi detti METALLI DI TRANSIZIONE
Gli elementi del gruppo IA sono detti METALLI ALCALINI e T e
pressione ambiente sono solidi. Eccezione l’IDROGENO che è
un gas con particolari proprietà fisico-chimiche
I metalli alcalini hanno un solo elettrone nello strato di valenza
e reattività simile
Gli elementi del gruppo II A sono detti METALLI ALCALINOTERROSI e T e pressione ambiente sono solidi ed hanno 2
elettroni nello strato di valenza
Gli elementi dei gruppi dal III A al VI A sono in parte metalli ed
in parte non-metalli mentre quelli del gruppo VII A sono tutti
non metalli detti ALOGENI
Di questi N, O F e Cl sono gassosi, il Br è liquido e tutti gli altri
solidi
Infine gli elementi del gruppo VIII A sono detti GAS NOBILI e
avendo lo strato di valenza completo sono chimicamente inerti
