Dispense prodotte nel corso POF “Giochi della Chimica 2012”

Presentazione sul tema: "Dispense prodotte nel corso POF “Giochi della Chimica 2012”"— Transcript della presentazione:

1 Dispense prodotte nel corso POF “Giochi della Chimica 2012”
I Lezione

2 Per iniziare La misura è la procedura con cui si assegna un valore numerico a qualche aspetto della materia la grandezza è la proprietà fisica di un sistema, come la lunghezza, il volume e il peso. Esistono grandezze intensive e grandezze estensive. Le prime sono quelle proprietà che non dipendono dalla quantità di materia o dalle dimensioni del campione ma soltanto dalla natura e dalle condizioni nelle quali si trova (es. densità, temperatura). Le seconde dipendono dalle dimensioni del sistema (es. massa, volume). Esistono grandezze indipendenti le cui unità di misura sono dette unità fondamentali (lunghezza, massa, tempo, temperatura) e grandezze derivate, le cui unità di misura sono dette unità di misura derivate (densità, forza, energia, pressione, carica elettrica)

3 Ogni unità di misura ha poi i propri multipli e sottomultipli.

4 Materia In fisica classica, con il termine materia, si indica genericamente qualsiasi cosa che abbia massa e che occupi spazio. Per materiale si intende tutto ciò che è fatto di materia Tutti i materiali sono costituiti da singole sostanze o da miscugli di due o più sostanze Una sostanza è un materiale che possiede specifiche proprietà uguali in ogni punto e che, inoltre, non può essere separato in un altro materiale per mezzo di processi fisici.  Le sostanze si distinguono in: sostanze semplici, o elementi, quando non possono essere decomposte per mezzo di processi chimici in sostanze più semplici (le sostanze semplici sono formate da atomi di un solo tipo, o elementi); sostanze composte, o composti, quando sono formate da due o più elementi differenti chimicamente combinati secondo determinati rapporti fissi, identici in qualunque porzione di materia considerata (i composti, per mezzo di processi chimici, possono essere separati negli elementi costituenti). I miscugli risultano dall'unione fisica di due o più sostanze e hanno una composizione e quindi proprietà chimiche e fisiche variabili da punto a punto. I miscugli si distinguono in: miscugli eterogenei, quando sono individuabili due o più fasi e i componenti sono distinguibili a occhio nudo o con l'ausilio di un microscopio (es. una sospensione, emulsione) miscugli omogenei, quando si presentano in un'unica fase e i componenti non sono più distinguibili, neppure al microscopio. I miscugli omogenei sono anche detti soluzioni, formate da una solvente, il componente più abbondante (che determina lo stato fisico del sistema), e da un soluto il componente dissolto nel solvente. Le soluzioni colloidali sono particolari sistemi intermedi tra un miscuglio eterogeneo e un miscuglio omogeneo, in cui si distingue una fase dispersa contenuta in una fase disperdente.

5 L'atomo La materia è tutto ciò che occupa lo spazio e ha massa;
La materia è fatta di atomi e molecole. Un atomo è la più piccola parte di un elemento che conserva tutte le proprietà chimiche dell'elemento. Una molecola è costituita dall'unione di due o più atomi uguali o diversi, è la più piccola parte di un composto. L'atomo ha una parte centrale, nucleo, dove si trovano protoni e neutroni, e una parte periferica dove si trovano gli elettroni.

6 Leggi ponderali Legge della conservazione della massa di Lavoisier (1789) Essa afferma che la materia non si crea e non si distrugge. Pertanto, in una reazione chimica, la somma dei pesi dei reagenti è sempre uguale alla somma dei pesi dei prodotti di reazione". Legge delle proporzioni definite e costanti (Proust 1799) "In un determinato composto chimico gli elementi che lo formano stanno tra loro in proporzioni di peso definite e costanti". Ad esempio per ottenere acqua dobbiamo sempre far reagire Idrogeno ed Ossigeno nelle proporzioni di 1 g contro 8 g. Qualsiasi eccesso di uno dei due elementi rispetto a tale rapporto, non reagisce per dare acqua e rimane inalterato alla fine della reazione La legge di Proust suggerisce fortemente, la possibilità che ogni elemento chimico sia costituito da particelle aventi una massa caratteristica, in grado di unirsi tra loro solo in proporzioni fisse.

7 La legge delle proporzioni multiple (Dalton).
Quando due elementi si combinano tra loro per dare più di un composto, le quantità in peso di uno che si combinano con una quantità fissa dell'altro stanno tra loro in rapporti esprimibili mediante numeri interi, in genere piccoli Questa legge è servita anche a convalidare l’ipotesi di una materia formata da particelle microscopiche, indivisibili, indistruttibili e non creabili (quindi stabili), in quanto soltanto questo tipo di costituzione della materia spiega i suddetti rapporti di combinazione degli elementi chimici nei composti

8 Protoni = hanno carica positiva, il numero di protoni in un atomo è detto numero atomico
Neutrone = è elettricamente neutro, può essere considerato l'unione di protone e elettrone, ha la funzione di rendere stabile il nucleo Elettroni = hanno carica negativa e hanno dimensione molpo piccola La massa di un nucleo è uguale alla somma delle masse dei suoi costituenti (protoni e neutroni) e coincide con la massa dell'atomo intero. Il raggio di un atomo è  molto più grande del raggio del suo nucleo perciò l'atomo è praticamente vuoto. Ogni elemento chimico ha un proprio simbolo, nella tavola periodica troviamo ogni elemento accompagnato da numero di massa (in basso) e numero atomico (in alto)

9 Isotopi Gli isotopi sono atomi dello stesso elemento ma con diverso numero di massa perchè contengono un diverso numero di neutroni. Quindi sono atomi con stesso numero di protoni ma diverso numero di neutroni. Solo nell'idrogeno gli isotopi hanno nomi differenti: prozio: 1 protone; deuterio: 1 protone e 1 neutrone; trizio: 1 protone e 2 neutroni.

10 Prime teorie sull'atomo
Il concetto di atomo è molto antico, già Democrito aveva proposto una sua teoria atomica. Le più importanti e in ordine cronologico sono: Teoria atomica di Dalton (1802): tutti gli elementi sono fatti diparticelle piccolissime chiamate atomi, nelle relazioni chimiche gli atomi conservano la loro identità, atomi diversi si combinano tra loro creando composti. Modello di Rutheford (1911): gli elettroni ruotano intorno al nucleo su orbite circolari, non si avvicina al nucleo per via della forza centrifuga [errato!] - Modello di Bohr (1913): gli elettroni si muovono su orbite stazionarie nelle quali non perdono energia, all'aumentare del raggio dell'orbita aumenta l'energia dell'elettrone.

11 Teoria odierna - Modello ondulatorio dell'atomo (1930): l'elettrone si muove lungo un orbitale. Per orbitale si intende il luogo dove vi è più del 90% delle probabilità di trovare un elettrone, perciò non si può parlare di traiettoria, così facendo crea una nube di carica elettrica negativa. Gli orbitali si distribuiscono su diversi livelli energetici individuati da un numero quantico principale (indicato con la lettera n) che varia da 1 a 7 a cui corrispondono distanze crescenti dal nucleo All’interno di ogni livello gli orbitali possono assumere forme diverse individuate da un numero quantico azimutale (indicato con la lettera l) che può variare da 0 a n-1 e che viene comunemente contraddistinto da una lettera: s, p, d, f Ogni forma può avere un diverso orientamento nello spazio individuato dal numero quantico magnetico (denominato m) che può variare da –l a +l, per cui esistono un orbitale di tipo s, 3 di tipo p, 5 di tipo d e 7 di tipo f Ogni orbitale non può contenere più di 2 elettroni; principio di Pauli. In più gli elettroni di uno stesso orbitale devono avere spin diverso, ovvero diverso movimento sull'asse (numero quantico di spin.

12 Tipo d Tipo f

13 Disposizione degli elettroni nell'atomo
L'ordine di riempimento degli orbitali segue anche l'ordine dato dalla loro energia. 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p...

14 Tavola periodica degli elementi
E' stata messa a punto da Mendeleev, in essa gli elementi sono incasellati in ordine di numero atomico crescente in file orizzontali. Ogni riga orizzontale è detta periodo e corrisponde al riempimento degli orbitali di un livello. Ogni colonna è detta gruppo dove gli elementi hanno stessa configurazione elettronica esterna. Il termine periodico sta ad indicare la periodicità di alcune caratteristiche degli elementi, che variano in maniera graduale lungo un periodo e si ripresentano allo stesso modo nel periodo successivo, per cui elementi dello stesso gruppo hanno comportamenti simili Le proprietà chimiche e fisiche degli elementi non dipendono, quindi, dal numero totale degli elettroni ma dalla configurazione elettronica esterna. Gli elementi dell'ottavo gruppo sono elementi estremamente stabili, sono gas poco reattivi e per questo detti gas nobili.

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16 Alcuni gruppi della tavola periodica hanno denominazioni proprie, in quanto gli elementi che vi appartengono sono contraddistinti da particolari caratteristiche fisiche e chimiche: I A : metalli alcalini; II A : metalli alcalino-terrosi; VII A : alogeni; VIII A : gas nobili.

17 La mole Una mole di qualsiasi sostanza contiene 6*1023 unità elementari di quella sostanza. Il rapporto tra il peso delle moli di due sostanze è uguale pertanto al rapporto tra I loro pesi atomici Numero di Avogadro Il peso di una mole (detto massa molare) dipende dal peso molecolare della sostanza. Una mole di una sostanza ha un peso (o massa), espresso in grammi, pari numericamente al suo peso atomico (o peso molecolare, o peso formula). Ad es. - una mole di C, contiene  6*1023 atomi di carbonio e pesa 12 g - una mole di acqua contiene  6*1023 molecole di acqua e pesa 18 g I g di sostanza corrispondenti ad un certo numero di moli si ottengono g=mol*PM dove PM sta per peso molecolare, ovvero la somma dei pesi atomici degli atomi che compongono la molecola Viceversa, il numero di moli contenuti in una certa quantità in g di sostanza si calcola attraverso la formula mol=g/PM

18 Per ricavare la formula molecolare di un composto è necessario misurare sperimentalmente anche la sua massa molecolare. La formula molecolare è un multiplo della formula minima.

19 I legami chimici Nella formazione di legami chimici sono coinvolti gli elettroni esterni, ogni elemento cerca di raggiungere l'ottetto, ovvero la configurazione più stabile tipica dei gas nobili. L'ottetto viene raggiunto attraverso la condivisione di elettroni (legame covalente) o attraverso la perdita o acquisizione di elettroni (legame ionico).      Covalente omopolare Covalente eteropolare Ionico Ci possono essere comunque delle eccezioni alla regola !!!

20 Legame covalente Due atomi condividono una coppia di elettroni per raggiungere l'ottetto. Se gli atomi hanno la stessa elettronegatività il legame si chiama covalente apolare (o omopolare). Se gli atomi hanno diversa elettronegatività il legame si chiama covalente polare (o eteropolare). In base al numero di elettroni condivisi si avranno legami semplici, doppi o tripli. Se il legame è semplice il legame è di tipo σ (sigma), in quanto l'orbitale degli elettroni condivisi circonda l'asse che congiunge i 2 nuclei. Se il legame tra due atomi è doppio o triplo, un legame è di tipo tipo σ (sigma), l’altro o gli altri due sono di tipo π  e si estendono al di sopra e al di sotto il piano in cui giace il legame σ che congiunge i due stessi nuclei,  Legame dativo E' una forma particolare di legame covalente: un atomo condivide un doppietto di elettroni libero con un orbitale vuoto di un altro atomo.

21 Ibridazione L'ibridazione è un fenomeno per cui orbitali esterni con diversa energia si combinano tra loro per formare orbitali ibridi. Un semplice esempio è dato dal carbonio:

22 L'ibridazione può essere di 3 tipi:
Ibridazione sp: coinvolge un orbitale p e un orbitale s e forma due orbitali ibridi. Ibridazione sp2: quando due orbitali p e un orbitale s di uno stesso atomo si combinano formando tre orbitali ibridi. Ibridazione sp3: quando un orbitale s e tre orbitali p di uno stesso atomo si combinano formando 4 orbitali ibridi. L'ibridazione è un processo spontaneo in quanto favorisce la stabilità delle molecole. Osserva questo interessante filmato sulla ibridazione

23 Legame ionico e legame metallico
E' un legame che si forma tra atomi con elevata differenza di elettronegatività; è un attrazione di tipo elettrostatico tra due ioni di carica elettrica opposta, che si formano in seguito al passaggio di uno o più elettroni dall’atomo meno elettronegativo a quello più elettronegativo. Nel caso del legame ionico non si formano né orbitali molecolari, né molecole, ma strutture regolari (cristalli) in cui si alternano in maniera regolare nelle tre direzioni dello spazio ioni positivi (cationi) e ioni negativi (anioni). I composti ionici sono invariabilmente solidi.

24 Legame metallico. Il legame metallico è un caso particolare di legame chimico delocalizzato e consiste in una attrazione elettrostatica che si instaura tra gli elettroni di valenza e ioni positivi metallici. Gli atomi di metallo hanno in genere pochi elettroni di valenza che sono facilmente delocalizzabili in un reticolo di atomi metallici caricati positivamente. Si può visualizzare questo tipo di legame immaginando un metallo come un reticolo di ioni positivi tenuti uniti da un' "atmosfera" di elettroni. Come nel caso del legame ionico non esistono quindi molecole vere e proprie ma aggregati reticolari di atomi metallici tenuti insieme da questa forza di tipo elettrostatico. Questo modello spiega alcune proprietà dei metalli come le loro elevate conducibilità elettrica (infatti, essendo tali elettroni non legati a nessun atomo particolare, risultano essere estremamente mobili) e termica, la loro malleabilità e duttilità.

25 Legame a idrogeno E' un legame intermolecolare elettrostatico che si forma tra un atomo di idrogeno già legato covalentemente e un altro atomo molto elettronegativo. E' un legame molto debole che richiede poca energia per essere spezzato, è il legame tipico delle molecole d'acqua. Nel caso dell'acqua il legame ad idrogeno determina che allo stato solido il ghiaccio abbia una struttura cristallina e occupi maggiore spazio rispetto allo stato liquido.

26 Le soluzioni Una soluzione è una miscela omogenea tra 2 componenti: il solvente, componente più abbondante; e il soluto, componente meno presente. L'acqua è un buon solvente per la maggior parte dei composti ionici. Soluzione satura: una soluzione che contiene la massima quantità di un dato soluto che il solvente è in grado di sciogliere ad una determinata temperatura. La solubilità è influenzata da: la natura del solvente e del soluto (simile scioglie simile), la temperatura (se il processo di solubilizzazione è endotermico, esso aumenta con la temperatura, se è esotermico diminuisce all'aumentare della temperatura), la pressione nella solubilità tra gas e liquidi. Vi sono poi anche fattori che aumentano la velocità di dissoluzione come l'agitazione, la temperatura e il grado di suddivisione del soluto.

27 Proprietà colligative delle soluzioni
Le proprietà colligative sono proprietà delle coluzioni che dipendono dalla concentrazione e non dalla natura chimica del soluto; Nelle soluzioni viene variata la temperatura di ebollizione (punto ebullioscopico) e di gelo (punto crioscopico), infatti una soluzione gela al di sotto dei 0° e bolle al di sopra dei 100°. Altra importante proprietà colligativa è l'osmosi, un fenomeno per cui si ha la migrazione spontanea delle molecole del solvente da una soluzione più diluita verso una più concentrata, quando le due soluzioni sono separate da una membrana semimpermeabile. La pressione osmotica è la pressione che bisogna applicare alla soluzione più concentrata perchè questa non venga diluita. Due soluzioni con pressione osmotica uguale sono dette isotoniche.

28 Composti inorganici e nomenclatura
Il numero di ossidazione di un atomo in un composto indica il numero di elettroni che l'atomo acquista o cede (realmente o formalmente) a seconda che gli atomi è legato siano meno elettronegativi o più elettronegativi. Altra definizione: il numero di ossidazione indica la carica, reale o formale, che acquista un atomo rispetto alla condizione di neutralità quando si assegnano convenzionalmente gli elettroni di legame all'atomo più elettronegativo. In genere il numero di ossidazione dell'ossigeno è -2 mentre quello dell'idrogeno è +1. Gli elementi però possono avere più numeri di ossidazione, nella maggior parte dei casi sono i metalli di transizione e I non metalli.  

29 Il nome del composto dipende dal numero di ossidazione degli elementi nel composto.
Nel caso di 2 diversi numeri di ossidazione: desinenza -oso, per il numero di ossidazione minore (ferroso, rameoso, piomboso) desinenza -ico, per il numero di ossidazione maggiore (ferrico, rameico, piombico) Nel caso in cui vi siano vi siano più di 2 numeri di ossidazione si usa questa nomenclatura: +1 o +2; ipo- -oso, acido ipocloroso +3 o +4; -oso, acido cloroso +5 o +6; -ico, acido clorico +7; per- -ico, acido perclorico

30 Ossidi Gli ossidi sono composti binari formati dalla combinazione di un elemento (tranne i gas nobili e il fluoro) con l'ossigeno. Esistono gli ossidi dei metalli, ossidi basici; e gli ossidi dei non metalli, ossidi acidi o anidridi. Ossidi basici: composti ionici binari formati da un catione metallico (elemento con n° di ossidazione +n) e dallo ione ossido (l'ossigeno con n° di ossidazione -2). Anidridi o ossidi acidi: composti binari formati da un non metallo e ossigeno; in questo caso se il numero di ossidazione dell'elemento è unico allora il nome del composto sarà: anidride+radice del nome del non metallo+ desinenza -ica (anidride carbonica)

31 Idracidi Sono composti binari formati da H (idrogeno) e uno dei seguenti non metalli S (zolfo), F (fluoro), Cl (cloro), Br (bromo) e I (iodio).Questi composti possono essere sciolti in acqua e in questo caso si comportano come acidi. Il nome viene attribuito aggiungendo la desinenza -idrico alla radice del nome del non metallo, preceduto dalla parola acido.

32 Idrossidi o basi. Composti ionici ternari (ovvero tre elementi) formati da un catione metallico (numero ossidazione +) e da tanti ioni idrossido (OH-) quanti ne occorrono per neutralizzare la carica del catione.     es. idrossido di calcio Ca(OH)2 Gli idrossidi si preparano facendo reagire gli ossidi basici con l'acqua. La nomenclatura in questo caso si ottiene sostituendo la parola idrossido a quella dell'ossido corrispondente.

33 Ossiacidi o acidi ossigenati
Composti ternari molecolari formati da idrogeno, un non metallo oppure un metallo di transizione e ossigeno, scritti nella formula in quest'ordine. La nomenclatura deriva da quella degli anidridi, sostituendo alla parola anidridi la parola acido mantenendo invariati prefissi e desinenze.     es. acido borico; acido carbonico...

34 Sali Sono composti ionici formalmente derivati dagli acidi per sostituzione totale o parziale degli atomi di idrogeno con uno o più cationi metallici. Schema generale:

35 Bilanciamento delle reazioni chimiche
Nelle reazioni chimiche la massa dei reagenti deve essere uguale a quella dei prodotti; per questo deve essere bilanciata. Per bilanciare un'equazione bisogna seguire delle regole: il numero di atomi di un dato elemento presente nel lato reagenti e nel lato prodotti deve essere lo stesso. il coefficiente 1 non si indica. tutti i coefficienti devono avere il minimo valore intero possibile.

36 Chimica organica