Chimica Generale ed Inorganica
Corso di Laurea in Scienze Biologiche (Canale A-L)
Docente: Dr.ssa V. Guglielmotti
Email: [email protected]
Testi consigliati.
• J. Kotz, P. M. Treichel, J. R. Townsend, “Chimica”, EdiSES
• P. Atkins, L. Jones,“Principi di Chimica”, Ed.Zanichelli
• F. Cacace, M. Schiavello,“Stechiometria”, Ed.Bulzoni
Che cos’è la CHIMICA?
La CHIMICA è la scienza che
si occupa delle
TRASFORMAZIONI della
MATERIA!
Cos’è la MATERIA?
Per MATERIA si intende in generale
tutto ciò che possiamo
percepire con i sensi, che occupa
spazio e che ha un peso
La MATERIA sarebbe piuttosto “noiosa”
se non andasse incontro a delle
Trasformazioni
I chimici si occupano di capire e
di cercare di controllare
le trasformazioni della materia!
Stati di aggregazione della materia
La materia può esistere in
3 diversi stati di aggregazione:
• Solido
Ha forma e volume definito
Le particelle che lo costituiscono sono strettamente
impaccate, ordinate e il loro movimento è fortemente impedito
Sono incomprimibili
Per decomporlo è necessario aumentare la temperatura
• Liquido
Non ha forma ben definita ma assume quella del
recipiente in cui si trova
Ha un volume proprio
Le particelle si trovano relativamente vicine e possono muoversi
piuttosto liberamente
E’ incomprimibile
Se riscaldato si espande per l’aumento del moto delle particelle
• Gassoso
Non ha forma propria
Non ha un volume proprio (occupa il massimo volume possibile)
E’ comprimibile
Può espandersi fortemente per riscaldamento
solido
liquido
gassoso
Passaggi di Stato
gas
Proprietà della Materia
Le proprietà della materia sono generalmente classificate in:
Proprietà FISICHE
(dicono come è una sostanza)
Proprietà CHIMICHE
(dicono cosa fa una sostanza)
Le proprietà fisiche permettono la classificazione e identificazione delle
sostanze
Le proprietà chimiche indicano se e come avvengono le trasformazioni
chimiche delle sostanze
Proprietà FISICHE
Stato della materia
Colore
Solubilità
Densità
Durezza, viscosità, duttilità
Punti di fusione e di ebollizione
Sono osservate senza modificare l’identità chimica della sostanza
Proprietà CHIMICHE
Ogni sostanza (pura) è caratterizzata da un certo numero di proprietà che
permettono di distinguerla dalle altre sostanze
Capacità di una sostanza di reagire (o di non reagire)
Sono proprietà chimiche tutte le reazioni chimiche a cui una
sostanza è in grado di partecipare
Es. Il ferro, al contrario dell’oro, reagisce con ossigeno ed acqua per
formare la ruggine (un insieme di composti in cui il ferro è legato
all’ossigeno)
Un chimico spesso identifica una sostanza sconosciuta misurando le
sue proprietà e confrontandole con le proprietà delle sostanze
conosciute catalogate nei testi di chimica
Trasformazioni CHIMICHE e FISICHE
Le variazioni delle proprietà fisiche sono dette TRASFORMAZIONI
FISICHE (N.B. Non c’è variazione dell’identità della sostanza che subisce la
trasformazione – Es. Fusione di un solido)
Le variazioni delle proprietà chimiche sono dette TRASFORMAZIONI
CHIMICHE (N.B. C’è la trasformazione di una o più sostanze in altre – Es.
Reazione di formazione dell’acqua)
Composizione della Materia
La materia può essere classificata in due categorie
MISCELE
Se si mescolano due o più
sostanze pure, incapaci di
reagire tra loro, si ottiene
una miscela in cui ciascuna
sostanza pura mantiene le sue
caratteristiche
SOSTANZE PURE
sostanza pura
composizione fissa e una
precisa serie di proprietà
MISCELE
Le Miscele Eterogenee (o MISCUGLI)
sono quelle in cui si possono facilmente
riconoscere i componenti, visivamente o
con l’aiuto di un microscopio
Una Miscela è Omogenea (Soluzione) quando le
sostanze che la formano, cioè i suoi
componenti, si trovano mescolati in modo
uniforme.
Le proprietà di una miscela omogenea sono le
stesse in qualunque parte del campione. I
componenti non si distinguono neanche con il
microscopio
Miscugli e Soluzioni
Miscele Eterogenee
Miscugli
Se divise in campioni più
piccoli attraverso metodi fisici,
questi hanno composizione diversa
Miscele Omogenee
Soluzioni
Non possono essere divise in campioni di
diversa composizione usando metodi fisici,
tutti campioni hanno la stessa composizione
Composti ed Elementi
COMPOSTO sostanza pura
COMPOSTO:
che si può decomporre, con
trattamenti
chimici
in
sostanze più semplici
ELEMENTO sostanza pura
ELEMENTO:
che
non
può
essere
decomposta in sostanze più
semplici
MOLECOLE formate da
atomi di un solo tipo o
singoli ATOMI
MOLECOLE formate da due o
più atomi diversi
HCl
cloruro di
idrogeno
H 2O
acqua
neon
NH3
ammoniaca
ATOMI
cloro
rame
La scoperta degli atomi risale all'800
Cos’ è l'atomo?
Gli atomi sono le più piccole particelle di materia che possono essere
maneggiate chimicamente. In effetti gli atomi possono essere spezzati e
trasformati
in
atomi
diversi,
sia
naturalmente
(radioattività)
che
artificialmente (nei reattori nucleari)
L’ atomo è la più piccola particella di un elemento che possiede le proprietà chimiche di
quell’ elemento; le proprietà fisiche, quali la temperatura di fusione, la temperatura di
ebollizione, la durezza, dipendono dal comportamento di un insieme di atomi di
quell’elemento
Per la Chimica gli atomi sono considerati le particelle fondamentali della materia,
che non possono essere divisi né trasformati
in ogni reazione chimica, gli atomi che si trovano all'inizio si ritrovano anche alla fine!!!
Le masse delle particelle atomiche fondamentali sono espresse in unità di massa (u)
L’ unità di massa atomica (u) è un dodicesimo della massa di un atomo di carbonio con 6
protoni e 6 neutroni
Un atomo di C ha una massa di 12.000 u
1u = 1.66054 x 10-24 g
Isotopi
stesso n. protoni Z
diverso n. neutroni N
(stessa specie chimica, diversa massa)
naturali e artificiali
Gli isotopi presenti in natura sono quasi tutti stabili. Alcuni isotopi
naturali, e quasi tutti gli isotopi artificiali, sono instabili, a causa di un
eccesso di protoni e/o di neutroni (isotopi radioattivi).
Tale instabilità provoca la trasformazione spontanea in altri isotopi (che
possono essere radioattivi oppure stabili) e si può avere emissione di
particelle (decadimento radioattivo)
Tra gli isotopi stabili più studiati
ci sono: l'idrogeno, il boro, il
carbonio, l'azoto, l'ossigeno e lo
zolfo, chiamati anche isotopi
leggeri
Massa Atomica
La massa degli atomi e delle particelle subatomiche viene espressa in
Unità di Massa Atomica (u.m.a.)
1 uma =
1
12
massa C = 1.66 · 10-24 g
12
Il PESO ATOMICO di un elemento è la massa media di un campione
rappresentativo di atomi
Alcune masse atomiche (pesi atomici)
Protone
1.0073 uma
Neutrone 1.0087 uma
Elettrone 0.000549 uma
H
He
Li
Be
B
C
N
O
F
1.008
4.003
6.941
9.012
10.811
12.011
14.007
15.999
18.998
Ne
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
Ar
20.180
22.990
24.305
26.982
28.086
30.974
32.066
35.453
39.948
In ogni atomo il numero degli elettroni è uguale al numero dei protoni
questo numero viene denominato Numero Atomico Z
si riconoscono 118 specie atomiche, con Z da 1 a 118, che vengono
definite
Elementi Chimici
indicati con un simbolo che corrisponde alla prima lettera, o alle prime
due lettere, del nome latino
Tavola Periodica degli Elementi
I Modelli atomici
Per comprendere e
prevedere le proprietà
chimiche degli elementi
In base al comportamento
macroscopico della
materia
Perché è importante conoscere la
struttura dell’atomo ?
Come è possibile ottenere
informazioni
sulla struttura atomica ?
• John Dalton (1808)
• Joseph John THOMSON (1903)
• Ernest RUTHERFORD (1911)
• Niels Henrik BOHR (1913)
I modelli atomici: Dalton
Dalton nel 1808 formulò la sua teoria atomica:
materia formata da atomi, inalterabili ed indivisibili;
in una stessa sostanza (elemento) gli atomi sono tutti uguali;
gli atomi di diversi elementi differiscono per massa e
per proprietà;
le trasformazioni chimiche avvengono per unione o
separazione di atomi tra di loro secondo rapporti definiti.
Simboli adottati da Dalton per identificare
elementi o sostanze e molecole ipotetiche tra atomi
diversi
Molecole poliatomiche ipotizzate da Dalton
Modello di Thomson
Campo elettrico in grado di deviare i raggi catodici porta
sostegno all’ipotesi della loro natura corpuscolare
Con il suo esperimento, Thomson chiarì che i raggi catodici erano
particelle cariche negativamente (elettroni) e riuscì a misurarne il
rapporto carica/massa
I suoi studi misero anche in evidenza l’esistenza di altre particelle,
di carica opposta e di massa molto maggiore (protoni)
Nel 1903 Thomson formulò il Primo Modello Atomico
MODELLO ATOMICO di Thomson
ATOMO = sfera omogenea
• massa e carica positiva distribuite uniformemente
• corpuscoli di carica negativa in moto inseriti all’interno
in modo omogeneo (Modello a Panettone, in inglese Plum
Pudding Model)
Elettroni = uvetta
Modello di Rutherford
• Nel 1911 modello di Thomson va in crisi
Esperimento di Rutherford:
- Gran parte delle particelle alpha attraversava la lamina
- Alcune particelle venivano deviate
- Altre rimbalzavano indietro
Il modello atomico di Rutherford
considera l’atomo formato da un
nucleo centrale, nel quale risiede
la quasi totalità della massa, e
dagli elettroni che ruotano intorno
al nucleo descrivendo delle orbite.
(Modello Atomico Planetario)
Questo modello atomico non era, tuttavia, in grado di dare una valida
spiegazione agli esperimenti che avevano messo in evidenza la capacità
degli elettroni di assorbire e di emettere energia.
Secondo le leggi della fisica classica, infatti, gli elettroni dell'atomo di
Rutherford, muovendosi di moto circolare intorno al nucleo, avrebbero
dovuto emettere onde elettromagnetiche e quindi, perdendo energia,
precipitare sul nucleo stesso.
Inoltre un elettrone, nel perdere energia, potrebbe emettere onde
elettromagnetiche di qualsiasi lunghezza d'onda, operazione preclusa nella
teoria e nella pratica dagli studi sul corpo nero di Max Planck (e
successivamente di Albert Einstein).
orbita
nucleo
-
+
elettrone
Ciò portò i fisici ad introdurre una nuova e rivoluzionaria teoria:
la Quantizzazione dell’ Energia
L’ atomo di Bohr
Bohr considera l’atomo formato da un nucleo centrale, nel
quale risiede quasi tutta la massa, e dagli elettroni che
ruotano intorno al nucleo descrivendo orbite ben precise
(stazionarie)
Gli elettroni possono acquistare o cedere energia per
passare da un orbita all’altra, la quantità di energia
acquistata o ceduta è pari alla differenza di energia
esistente tra le due orbite
Nella figura accanto sono rappresentate le
sette orbite stazionarie ipotizzate da
Bohr. Secondo Bohr l’elettrone emette o
assorbe energia soltanto se questa gli
consente di passare da un orbita all’altra
Le ipotesi di Bohr si dimostrarono valide per l’idrogeno (1 solo elettrone), errate
per atomi più complessi (il numero di radiazioni emesse era superiore a quello
ipotizzato)
Un altro scienziato di nome Sommerfeld per spiegare la presenza di queste
radiazioni in più ipotizzo l’esistenza anche di orbite ellittiche
Nello stesso periodo, altri scienziati stavano prendendo in considerazione una teoria
completamente diversa, nota come Teoria Ondulatoria
Da Thomson ad Heisenberg…
Dualismo onda-materia: De Broglie
Ad ogni particella, di massa m che si muove con
velocità v, è associata un onda di lunghezza λ:
h
λ=
mν
elettroni
Conseguenza:
per gli elettroni in un atomo sono possibili solo “onde” stazionarie
Principio di indeterminazione di Heisenberg: se si pensa all’ elettrone come ad
un’onda, perde di significato il concetto di posizione poiché un’onda si propaga nello
spazio e non occupa un punto preciso
TEORIA ATOMICA MODERNA
→ Secondo la teoria atomica oggi accettata gli elettroni non descrivono delle
orbite intorno al nucleo ma si trovano sugli orbitali
L’ Orbitale viene definito come la zona dello spazio intorno al nucleo dove si ha la
maggiore probabilità di trovare l’elettrone
La teoria atomica moderna si base su un equazione matematica nota come Equazione
di Schrödinger:
h 2 d 2ψ (x)
− 2
+ V (x)ψ (x) = Eψ (x)
2
8π m dx
ψ (x) è la funzione d’onda che descrive la particella
2
è la probabilita di trovare la particella alla
ψ (x) = P(x) P(x)
coordinata x
I numeri quantici sono soluzioni di questa equazione e
consentono di definire forma, dimensioni ed energia
degli orbitali
I numeri quantici sono:
n: numero quantico principale, indica il livello energetico e le dimensioni degli orbitali.
Insieme ad l determina l’energia dell’orbitale. Può assumere valori interi, in genere,
compresi tra 1 e 7.
l: numero quantico secondario o angolare, indica il sottolivello energetico e la forma degli
orbitali. Dipende dal valore di n. Può assumere tutti i valori compresi tra 0 e n-1.
m: numero quantico magnetico, indica l’ orientamento nello spazio della nuvola elettronica ed
il numero degli orbitali. Dipende dal valore di l. Può assumere tutti i valori compresi tra
-l e +l.
s: numero quantico magnetico di spin, indica il senso di rotazione dell’elettrone intorno al
proprio asse, può avvenire in senso orario o antiorario, assumendo rispettivamente i valori
+ ½ e - ½.
Struttura elettronica degli elementi: i numeri quantici e gli orbitali
I sottolivelli energetici ed i relativi orbitali vengono indicati da alcune lettere minuscole
dell’alfabeto (orbitali s, p, d, f)
o il sottolivello s è identificato dal valore l=0, possiede un solo orbitale e può contenere due
elettroni.
o il sottolivello p è identificato dal valore l=1, possiede tre orbitali e può contenere sei
elettroni.
o il sottolivello d è identificato dal valore l=2, possiede cinque orbitali e può contenere dieci
elettroni.
o il sottolivello f è identificato dal valore l=3, possiede sette orbitali e può contenere
quattordici elettroni.
Energia dei sottolivelli: s<p<d<f
Orbitale s: orbitale sferico con numero quantico l = 0 e m = 0
Orbitali p: 3 orbitali a doppio lobo con numero quantico l = 1 ed m = -1, 0, +1
Orbitale dxy:
orbitale a quattro
lobi giacente sul
piano XY, con
numero quantico
l = 2 e m = -2
Orbitale dyz:
orbitale a quattro
lobi giacente sul
piano YZ, con numero
quantico
l = 2 e m = -1
Orbitale dxz:
orbitale a quattro
lobi giacente sul
piano XZ, con
numero quantico
l = 2 e m = 0
Orbitale dx2y2:
orbitale a quattro lobi
giacente sul piano e
sugli assi XY, con
numero quantico
l = 2 e m = +1
Orbitale dz2:
orbitale a due lobi
con ciambella
giacente sull'asse Z,
con numero quantico
l = 2 e m = +2
Nel complesso l'atomo dovrebbe apparire in questo modo
il
il
il
il
primo livello energetico possiede soltanto il sottolivello s, e quindi un solo orbitale
secondo livello energetico possiede i sottolivelli s e p, per un totale di quattro orbitali
terzo livello energetico possiede i sottolivelli s, p e d, per un totale di nove orbitali
quarto livello energetico possiede i sottolivelli s, p, d e f, per un totale di sedici orbitali
n=1
l=0
m=0
1s
I livello energetico
n=2
l=0
m=0
2s
II livello energetico
m=-1
l=1
m=0
2p
m=+1
n=3
n=4
l=0
m=0
3s
l=1
m=+1 m=-1 m=0
3p
l=2
m=+2 m=+1 m=0
m=-1m=-2
3d
l=0
m=0
4s
l=1
m=+1; m=-1; m=0
4p
l=2
m=+2; m=+1; m=0;
m=-1; m=-2
4d
l=3
m=+3; m=+2; m=+1
m=0; m=-1; m=-2;
m=-3
4f
III livello energetico
IV livello energetico
Il numero di orbitali in un livello n è pari ad n2
AUFBAU: (costruzione della struttura elettronica)
Regole: In un atomo allo stato fondamentale (ground state)
1. L'elettrone occupa l'orbitale a più bassa energia disponibile
2. Principio di Pauli: due elettroni di un dato atomo devono
differire almeno per il numero quantico di spin. Ciò significa che un
dato orbitale, definito da n, l e m, può “ospitare” due elettroni,
uno con s = + ½ , l’altro con s = - ½
3. Regola di Hund: nel costruire la struttura elettronica, gli
orbitali, corrispondenti ad un dato valore di l, devono essere
“occupati” ciascuno con un elettrone con spin = +1/2, e solo
successivamente “completati” col secondo elettrone avente spin di
segno opposto
5p
E
4d
5s
4p
3d
4s
Rappresentazione delle
Configurazioni
Elettroniche
Ossigeno
8 elettroni
3p
3s
1s2 2s2 2p4
2p
2s
↓↑
1s
↓↑
↓↑
↑
↑
Configurazioni elettroniche degli atomi
Elenco degli orbitali occupati in un atomo nel suo stato fondamentale
(ground state) di minor energia
L’ordine dei livelli energetici degli orbitali:
1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d
per Z<21
1s<2s<2p<3s<3p <3d<4s<4p<5s<4d
per Z>21, quando i 3d cominciano ad
essere occupati
LA CONFIGURAZIONE
ELETTRONICA DI UN ELEMENTO
DETERMINA LA POSIZIONE CHE
LO STESSO OCCUPA NELLA
TAVOLA PERIODICA DEGLI ELEMENTI
identica configurazione
esterna: stesso Gruppo
Elementi dal
comportamento chimico
simile
elettronica
più
