Chimica generale ed inorganica Andrea Dei andrea.dei@unifi.it Dante Gatteschi dante.gatteschi@unifi.it

12 CFU spalmati su due semestri Verifiche in itinere

Testi Burns Fondamenti di Chimica EdiSES Bertini Luchinat Mani Chimica Casa Editrice Ambrosiana Sabatini Dei Chimica generale ed inorganica Idelson Gnocchi

Sito web ftp://lamm21.chim.unifi.it/pub/Corso_gatteschi_Dei/ Presentazioni .ppt delle lezioni

Verifiche programmate Fine ottobre: calcoli sulle moli Fine novembre: formule di struttura

Atomo La struttura della materia. L’ atomo e suoi costituenti. Gli elementi. Le molecole e i composti chimici. Gli isotopi. Pesi atomici relativi. La mole e la massa molare. La stechiometria e i suoi principi. Le forze di legame nel nucleo. Esistenza e stabilità dei nuclei. La radioattività. Difetto di massa. Fissione e fusione nucleare.

Struttura dell’ atomo. Principio di indeterminazione di Heisenberg Struttura dell’ atomo. Principio di indeterminazione di Heisenberg. Livelli energetici. Funzioni orbitali. I numeri quantici. L’ atomo di idrogeno. Gli atomi polielettronici. Il principio di Pauli e il numero quantico di spin. La configurazione elettronica degli atomi. L’ aufbau e regole che lo determinano. Periodicità. Tavola periodica degli elementi. Metalli, non metalli e semimetalli. Energia di ionizzazione. Affinità elettronica.

Legame chimico Il legame chimico. Legame covalente. Logica e caratteristiche dell’ interazione. Energia di legame. Distanza di legame. Il metodo dell’ orbitale molecolare. Molecole biatomiche omonucleari. Legami  e . Molecole biatomiche eteronucleari. Polarità di legame. Elettronegatività. Molecole poliatomiche. Polarità delle molecole. La distribuzione elettronica nelle molecole poliatomiche. La regola dell’ ottetto. La carica formale. Il metodo della risonanza per rappresentare strutture elettroniche delocalizzate. Il metodo della repulsione delle coppie elettroniche per determinare la stereochimica delle molecole. Regole per la determinazione delle formule di struttura delle specie chimiche. Il legame ionico. Reticoli ionici. Energia di reticolo.

Forze intermolecolari. Interazioni dipolo-dipolo Forze intermolecolari. Interazioni dipolo-dipolo. Interazioni dipolo-dipolo indotto. Forze di dispersione. La polarizzabilità. Il legame a ponte di idrogeno. Principi di termodinamica chimica. Energia libera, entalpia (energia di interazione fra particelle) e entropia (stato di disordine del sistema). Processi esotermici e endotermici. Stati di aggregazione: solidi, liquidi, gas. Lo stato vetroso.

Lo stato solido. Il reticolo cristallino, L’ anisotropia Lo stato solido. Il reticolo cristallino, L’ anisotropia. Classificazione dei solidi sulla base delle proprietà geometriche. Reticoli a massimo impacchettamento. Classificazione dei composti solidi sulla base del tipo di interazione fra particelle: solidi molecolari, ionici, covalenti, metallici. Il legame metallico. Teoria delle bande. Conduttori, semiconduttori, isolanti. Proprietà dei solidi: conducibilità termica ed elettrica, magnetismo, proprietà meccaniche, colore.

Le soluzioni. Il concetto di solvatazione Le soluzioni. Il concetto di solvatazione. Termodinamica della solvatazione. La concentrazione: modi per esprimerla. Soluzioni ideali. Le proprietà colligative. Abbassamento della tensione di vapore. Legge di Raoult. Crioscopia. Ebullioscopia. Pressione osmotica.

La reattività chimica. Il concetto di equilibrio chimico La reattività chimica. Il concetto di equilibrio chimico. Aspetti termodinamici dell’ equilibrio. La legge di azione di massa. Equilibri in fase gassosa. Modi di esprimere la costante di equilibrio. Principio di Le Chatelier – Brown. Effetto della variazione della pressione, della temperatura e della concentrazione sull’ equilibrio.

Classificazione delle reazioni chimiche Classificazione delle reazioni chimiche. Reazioni metatetiche e di ossido-riduzione. Reazioni acido-base in soluzione acquosa. Acidi e basi secondo Bronsted. Aspetti quantitativi degli equilibri acido base. La costante di dissociazione. Equilibri acido-base in soluzione acquosa: effetto livellante dell’ acqua. Forza degli acidi e delle basi. Idruri non acidi. Aspetti quantitativi degli equilibri acido base. Esistenza di una specie chimica in soluzione acquosa da un punto di vista acido-base. Il concetto operazionale di pH. Soluzioni di acidi forti, acidi deboli, basi forti e basi deboli. Soluzioni tampone. Titolazioni acido base. Gli indicatori. Acidi poliprotici. Proprietà acide delle soluzioni di sali. Acidi e basi secondo Lewis. Idruri acidi e basici. Ossidi acidi e ossidi basici. Anfoterismo. Complessi di coordinazione come addotti secondo Lewis. Reazioni di complessoformazione. Costanti di formazione (stabilità) e di dissociazione (instabilità).

Equilibri eterogenei. La solubilità. Costante di ripartizione Equilibri eterogenei. La solubilità. Costante di ripartizione. Legge di Henry. Dissoluzione delle sostanze ioniche. Prodotto di solubilità. Effetto dello ione a comune. Solubilità e pH. Solubilità e complesso formazione. Precipitazione e discioglimento dei precipitati.

Reazioni di ossido-riduzione. Il numero di ossidazione. Le pile Reazioni di ossido-riduzione. Il numero di ossidazione. Le pile. Il potenziale redox come misura delle capacità ossidanti e riducenti di una specie chimica. Potenziale di ionizzazione, affinità elettronica e potenziale redox. L’ elettrodo normale a idrogeno. Esistenza delle specie chimiche in soluzione acquosa. La sovratensione. Influenza del pH, della complessoformazione e della solubilità sul potenziale redox. Attacco dei metalli da parte degli acidi. La corrosione. Elettrodi di misura e elettrodi di riferimento. Elettrolisi. Aspetti quantitativi dei processi elettrolitici.

Cinetica chimica. Velocità di reazione. Ordine di una reazione Cinetica chimica. Velocità di reazione. Ordine di una reazione. Energia di attivazione. Effetto della temperatura sulla velocità di reazione. Catalizzatori e inibitori. Nomenclatura chimica. Chimica inorganica. Periodicità delle proprietà degli alogenuri, idruri e ossidi. Chimica degli elementi alcalini e alcalino terrosi. Proprietà chimiche dei non metalli e dei loro composti.

Introduzione 1-3

Chimica: Origini Reazioni di combustione: metallurgia, ceramica Saponi e tinture: acqua, grasso, potassa Concia delle pelli Alchimia Forno per la produzione del rame ca. 1000 ac

Verso la Chimica moderna Coloranti artificiali Fertilizzanti e la sintesi dell’ammoniaca Chimica del petrolio Chimica farmaceutica

Alcuni Elementi Mercurio Iodio Bromo Rame Cadmio Fosforo

Dalton

STM di GaAs

Mosche e nuclei

Materia ed energia Materia: tutto ciò che occupa spazio e possiede massa Fisica: studia le trasformazioni della materia Chimica: studia le trasformazioni associate alle variazioni di legame tra atomi

Grandezze fisiche Misura di una grandezza è data dal rapporto tra la grandezza da misurare e un campione della grandezza scelto come unità di misura Grandezze fondamentali e grandezze derivate

Grandezze fondamentali Lunghezza Massa Tempo Temperatura Intensità di corrente elettrica Intensità luminosa Quantità di materia

Sistema Internazionale SI Grand. Fond. Unità Simbolo Lunghezza metro m Massa chilogrammo kg Tempo secondo s Corrente el. ampere A Temperatura kelvin K Int. di luminosità candela cd Quant. di sostanza mole mol

Prefissi dei multipli Nome Simbolo Fatt. molt. n (10n) Yotta Y 24 Zetta Z 21 Esa E 18 Peta P 15 Tera T 12 Giga G 9 Mega M 6 Chilo k 3 Etto h 2 Deca da 1

Prefissi dei sottomultipli Nome Simbolo Fatt. molt. n (10n) Yocto y -24 Zepto z -21 Atto a -18 femto f -15 pico p -12 nano n -9 micro μ -6 milli m -3 Centi c -2 Deci d -1

La scala delle cose

Un capello? 60.000-120.000 nm

Un globulo rosso? 2.000- 5.000 nm

Un atomo? 0.1-0.5 nm

DNA 2- 12 nm

ATP sintetasi 10 nm

http://www.iubmb-nicholson.org/swf/ATPSynthase.swf Catalizza la sintesi di ATP da ADP Meccanismo complesso con moti concertati delle varie subunità Boyer, Walker, Shaw Nobel Chimica 1997

Alcuni calcoli semplici Scrivere in notazione scientifica: 0,000456; 3456789;0,35; Calcolare: 3,34x10-3 m quanti millimetri sono? E quanti μ? 1 nm quanti Ångstrøm è? (1 Å= 10-10 m) Calcolare: 3,247x10-3 +3,35x10-4; 1,234x10-1 – 1,2345; 2,2x10-4 .5,6x102; 9,456x10-10: 1,1x1012;

ancora Esprimere con prefissi più adatti le unità di misura per esprimere le seguenti quantità: 3,45x10-8 m; 1,66x10-27 kg

Energia La capacità di fornire lavoro Energia nucleare Energia radiante Energia elettrica Energia chimica Energia meccanica Energia termica

Nucleare Dal sole Radiante fotosintesi lampade fotovoltaico chemioluminescenza pile Elettrica Chimica elettrolisi dinamo Motori el. muscoli Reazioni chim. endo Reazioni chim. eso motori Meccanica Termica attrito

Stati di aggregazione della materia Solido Liquido Gassoso

GAS brinamento Evaporazione, ebollizione condensazione sublimazione LIQUIDO congelamento solidificazione fusione liquefazione Vetroso SOLIDO devetrificazione Cristallino

Chimica e materia Materiali Sostanza o sostanza pura: composizione e struttura Fase: una porzione di un sistema che presenta identica proprietà

OMOGENEI (Vino, bronzo, aria) MISCUGLI MISCUGLI Grossolani (granito,calcestruzzo, legno) ETEROGENEI Sospensioni (nebbie, fumi) Emulsioni (latte) Dispersi MATERIA COMPOSTI (Sale, zucchero, acqua) SOSTANZE ELEMENTI ELEMENTI ELEMENTI ELEMENTI (idrogeno, ossigeno, sodio)

Componenti aria secca (% in vol)

Metodi di separazione in un sistema eterogeneo Sedimentazione, decantazione Filtrazione Centrifugazione Ventilazione Separazione magnetica

Metodi di separazione in un sistema omogeneo Cristallizzazione Distillazione Estrazione con solventi

Criteri di valutazione della purezza delle sostanze Ppm e ppb Punto di fusione Punto di ebollizione Cromatografia Spettrometria di massa Spettroscopie: IR, NMR, XPS, EPR etc. Diffrazione raggi X

Struttura atomica-molecolare della materia Atomi: numero atomico e numero di massa Massa atomica Masse atomiche geonormali La mole La costante di Avogadro

Costanti fisiche fondamentali

Costanti fisiche fondamentali