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CHIMICA GENERALE ORGANICA ED INORGANICA Testi consigliati: Chimica e Propedeutica Biochimica - A. Fiecchi, M. Galli Kienle e A. Scala - Edi-Ermes, Milano.

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1 CHIMICA GENERALE ORGANICA ED INORGANICA Testi consigliati: Chimica e Propedeutica Biochimica - A. Fiecchi, M. Galli Kienle e A. Scala - Edi-Ermes, Milano Chimica Generale ed Inorganica - G. Ponticelli e G. Usai - Piccin Padova Principi Di Chimica Generale E Organica – E. Santaniello, M. Alberghina, M. Coletta, S. Marini, Piccin Padova. Chimica base per le scienze della vita - A. Anastasia, Delfino Editore, Roma. Prof. Adolfo Amici

2 Corso di Laurea Tecnico della Prevenzione nell’Ambiente e nei Luoghi di Lavoro – TPALL A.A. 2013/ I anno – I semestre Corso di CHIMICA GENERALE ORGANICA ED INORGANICA (C.I. Scienze Propedeutiche) Prof. Adolfo Amici Programma in forma breve: Atomo, isotopi, radioattività, cenni su teorie atomiche, orbitali, metodo Aufbau. Tavola periodica. Legami covalente e ionico. Doppi e tripli legami. Strutture di Lewis. Orbitali ibridi. Cenni su orbitali molecolari. Legami intermolecolari. Stati della materia. Soluzioni.. Equilibrio chimico. Termochimica, cinetica chimica, cenni di elettrochimica. Acidi e basi. Nomenclatura composti. Idrolisi. Soluzioni tampone. Titolazioni. Prodotto di solubilità. Generalità sulla chimica organica. Principali gruppi funzionali dei composti organici. Alcani, alcheni, alchini e loro principali reazioni. Cicloalcani. Cenni su idrocarburi aromatici, aldeidi, chetoni, acidi carbossilici e derivati. Isomerie dei composti organici. Definizioni reagenti elettrofili, nucleofili, radicali. Tipi di reazioni organiche, sostituzioni nucleofile ed elettrofile, eliminazioni, addizioni. Meccanismi delle principali reazioni dei gruppi funzionali organici. Esercizi di stechiometria riguardanti le soluzioni (unità di concentrazione, diluizione, ecc.) e il pH (acidi forti e deboli, idrolisi, tamponi).

3 Stati della materia: gassosoliquido solido ebollizione condensazione fusione solidificazione brinamento sublimazione

4 Unità di misura delle proprietà fisiche Lunghezzalmetrom Massamchilogrammokg Tempotsecondos TemperaturaTkelvinK Quant. Sost.nmolemol Corrente el.IampereA Int. Lum.I  candelacd Grandezza Simb. grand. Unità SI Simb. Unità di misura * Ricordare anche i prefissi alle unità di misura

5 Unità di misura derivate ForzanewtonNm kg sec -2 PressionepascalPaNm -2 EnergiajouleJNm Carica elettricacoulombCAs Temp. celsiusgradi celsius°CK Areametro quadrom 2 Volumemetro cubom 3 Densitàmassa volumicakgm -3 Grandezza fisica Nome unità simbolo Unità dimensionali Unità di misura intensive ed estensive

6 Multipli - prefissi e suffissi decid10decada centic10 2 ectoh millim10 3 chilok microµ10 6 megaM nanon10 9 gigaG picop10 12 teraT femtof10 15 petaP attoa10 18 exaE zeptoz10 21 zettaZ yoctoy10 24 yottaY prefisso simboloprefisso simbolo

7 Cifre significative dei dati e precisione 4, , ,56 = ,72 2,32 x 1, = 9,2 0,34 0, , ,3478 ± 0,0065 cm K = C + 273,15°C

8 Altre unità di misura di uso comune Tempominutomin60 sec ”orah3600 sec ”giornod86400 sec lunghezzaangstrom Å m volumelitroL,l10 -3 m 3 pressionebarbar10 5 Pa

9 MATERIA - CLASSIFICAZIONE Sostanze pure Miscele omogenee Materia composti elementi (atomi) Miscele eterogenee

10 Atomi - struttura particella simbolo carica (coulomb, relativa) Massa Protonep + 1, , kg Neutronen , kg Elettronee - 1, , kg Atomo H0, , kg “ U0, , kg raggio di un atomo circa m raggio di una particella circa m

11 NUCLIDI - ISOTOPI Gli atomi caratterizzati da numero atomico e numero di massa sono detti NUCLIDI X AZAZ Numero di massa Numero atomico H 1111 C 12 6 N 14 7 O 18 8 H 1 C 12 N 14 O 18 H 1 H 2 H 3 ISOTOPI prozio deuterio trizio H D T C 12 C 13 C 14

12 Ioni Acquisto o perdita di elettroni: -catione quando ha carica positiva, ha cioè perso uno o più eletroni periferici. -anione quando ha carica negativa, ha cioè acquistato elettroni periferici. Na + Cl - Fe ++ Fe 2+ Cr 3+ SO 4 2- S 2 - Sodio cloruro ferro cromo solfato solfuro

13 PESO ATOMICO e MOLE La massa dell’atomo per gli elementi noti è compresa tra 1,673 x g e circa 4,3 x g Le bilance arrivano a g Possiamo stabilire i rapporti tra gli atomi e quindi un peso atomico relativo. Nell’acqua sono presenti 11,19g di idrogeno e 88,81g di ossigeno per 100g di acqua pura. Quindi, siccome gli idrogeni sono due si ha che ciascuno contribuisce per 5,595g e che li rapporto tra i due elementi è di 15,873. L’ossigeno pesa 15,873 volte l’idrogeno, si dice che il suo Peso Atomico vale: PA = 15,873. I pesi atomici, o meglio masse atomica relative, sono attualmente riferite all’isotopo 12 C al quale è assegnato arbitrariamente il valore di 12,000. L’unità di massa atomica è la quantità di materia pari a 1/12 della massa del 12 C, si indica come a.m.u. (atomic mass unit) o Dalton La massa assoluta del 12 C è pari a 1,99 x g, quindi una a.m.u. vale 0,166 x g

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15 PESO ATOMICO e MOLE Il peso molecolare è dato dalla somma dei pesi atomici, per es.l’acqua, composta da due idrogeni ed un ossigeno, H 2 O, ha PM (peso molecolare): 2 x 1, ,99994 = 18,0157 Se considero una quantità di elemento o composto pari al peso molecolare espresso in grammi avremo una mole di sostanza. Quante a.m.u. ci sono in 1g si sostanza? = 6,02 x una mole di particelle. 0,166 x La massa di una mole di atomi o di molecole è numericamente uguale al peso atomico o molecolare, rispettivamente.

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17 Esperimento di Rutherford

18 Esperimento di Millikan e la carica dell’elettrone Gocce di olio cariche Radiazione ionizzante illuminazione Elettrodo metallico (-) Cannocchiale microscopio atomizzatore Elettrodo Metallico (+)

19 La radiazione elettromagnetica c = c = m sec -1 Distanza Tempo 00 ampiezza max min | 1 s =2

20 Spettro della radiazione elettromagnetica radio televisione radar microonde infrarosso visibile ultravioletto raggi x raggi  1 · · · · · · · · · · frequenze (cicli/sec) lunghezze (nm) tipo di onde rosso arancio gialloverde blu violetto ~ 760 nm ~ 380nm

21 Spettro della radiazione elettromagnetica

22 Rifrazione della luce bianca

23 Lunghezze d’onda delle bande dei colori Luce visibile min max min max nm sec -1 violetto indaco e blu verde giallo arancio rosso

24 Spettri di emissione discontinui degli ioni di metalli

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26 Principali righe di emissione dell’idrogeno

27 L’effetto fotoelettrico dimostra l’esistenza dei fotoni E = h

28 In meccanica quantistica l’energia fluisce in quanti

29 Gli elettroni sono organizzati in orbitali atomici Il più semplice è di forma sferica dettata dalle equazioni di Schroedinger per la distribuzione di probabilità

30 Atomo quantistico Natura dell’elettrone - onda/particella Principio di indeterminazione (  x  p>h/ 2  ) Distribuzione della densità elettronica Numeri quantici - principale, secondario, magnetico, di spin.

31 Numeri quantici definiscono l’energia dell’elettrone Principale, n, 1,2,3,..., Secondario, l, 0,1,...,n-1 Magnetico, m, interi da -l a +l, 0 compreso Spin, +½, -½

32 Forme degli orbitali in funzione dei numeri quantici degli elettroni l = 0 l = 1 l = 2 m = -1,0,1 m = -2,-1,0,1,2 m = 0 n = 1n = 2n = 3

33 Orbitali 1s e 2s 1s 2s

34 Orbitali 2p 2p x 2p y 2p z 2p x

35 Orbitali 3d 3d yz 3d z 2 3d xz 3d xy 3d y 2 -x 2

36 Livelli energetici degli orbitali e il loro riempimento

37 Livelli energetici e righe di emissione dell’atomo di idrogeno

38 Gli elettroni si posizionano a coppie, con spin opposti, negli orbitali a più bassa energia Due elettroni non possono avere i quattro numeri quantici uguali

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40 Periodicità di proprietà degli elementi

41 Valori di affinità elettronica i kJmol -1 H384K48 He<0Ca2,37 Li60Ba13,95 Be<0Br324,5 C 122Xe<0 Mg <0I295 O 142Cl349 F 328Ar<0 Ne <0

42 Periodicità di proprietà degli elementi energia di prima ionizzazione

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44 Legame chimico ionico

45 Cristallo di NaCl Na + Cl -

46 Il legame covalente e la formazione di molecole

47 Il legame covalente tra orbitali a diversa geometria: Legami  e 

48 Formule rappresentate secondo i simboli di Lewis NO F Ne Cl + = H H O H

49 ·· O S O ·· O S O ·· Risonanza nella distribuzione degli elettroni Anidrite solforosa ·· O C O O ·· - - O C O O ·· - - O C O O ·· - - Ione carbonato

50 Ibridazione sp 3 e la configurazione tetraedrica delle molecole 109° 105° 107° ossigeno carbonio azoto acqua ammoniaca metano

51 Ibridazione sp 2 e la configurazione planare BF 3 120°

52 Ibridazione sp e la configurazione lineare BeCl 2

53 Il legame metallico Orbitali molecolari che coinvolgono tutto il volume del cristallo metallico

54 Cl Polarizzazione dei legami covalenti L’elettronegatività Forze interattive tra le molecole

55 Elettronegatività degli elementi secondo Pauling

56 Forze interattive tra le molecole Forze di van der Waals Dipoli istantanei Non direzionali 2-20kJ mole -1

57 tipo di legame distanza (pm) energia (kJ mol -1 ) H-H74435 C-C singolo C-C doppio C-C triplo N-N singolo N-N doppio N-N triplo F-F Cl-Cl Br-Br I-I H-F92564 H-I O-H (in H 2 O)96469 N-H (in NH 3 ) C-H (in CH 4 )109414

58 Interazioni tra molecole attraverso dipoli indotti

59 Interazioni attraverso il legame idrogeno I legami idrogeno si formano solo se i componenti sono posizionati in linea retta, cioè è direzionale 20-40kJ mole -1

60 Il legame idrogeno e le proprietà dell’acqua Il legame idrogeno intramolecolare 20-40kJ mole -1

61 Temperature di fusione di composti e tavola periodica

62 Influenza delle interazioni tra molecole sulle loro temperature di fusione e ebollizione

63 Potere schermante dell’acqua verso le cariche, solubilizzazione dei sali, solvatazione degli ioni.

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