CHIMICA GENERALE ORGANICA ED INORGANICA

Presentazione sul tema: "CHIMICA GENERALE ORGANICA ED INORGANICA"— Transcript della presentazione:

1 CHIMICA GENERALE ORGANICA ED INORGANICA
Prof. Adolfo Amici 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.

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: gassoso liquido solido condensazione ebollizione
brinamento fusione solidificazione sublimazione solido

4 Unità di misura delle proprietà fisiche
Simb. grand. Unità SI Simb. Unità di misura Grandezza Lunghezza l metro m Massa m chilogrammo kg Tempo t secondo s Temperatura T kelvin K Quant. Sost. n mole mol Corrente el. I ampere A Int. Lum. Iv candela cd * Ricordare anche i prefissi alle unità di misura

5 Unità di misura derivate
Grandezza fisica Nome unità Unità dimensionali simbolo Forza newton N m kg sec-2 Pressione pascal Pa Nm-2 Energia joule J Nm Carica elettrica coulomb C As Temp. celsius gradi celsius °C K Area metro quadro m2 Volume metro cubo m3 Densità massa volumica kgm-3 Unità di misura intensive ed estensive

6 Multipli - prefissi e suffissi
prefisso simbolo prefisso simbolo 10-1 deci d 10 deca da 10-2 centi c 102 ecto h 10-3 milli m 103 chilo k 10-6 micro µ 106 mega M 10-9 nano n 109 giga G 10-12 pico p tera T 10-15 femto f peta P 10-18 atto a exa E 10-21 zepto z zetta Z 10-24 yocto y yotta Y

7 Cifre significative dei dati e precisione
4,5674 + 4, 4, = 13,72 2,32 x 1,343 = 9,2 0,34 0, ,000003 5,3478 ± 0,0065 cm K = C + 273,15°C

8 Altre unità di misura di uso comune
Tempo minuto min 60 sec ” ora h 3600 sec ” giorno d sec lunghezza angstrom Å m volume litro L,l 10-3 m3 pressione bar bar 105 Pa

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

10 Atomi - struttura particella simbolo carica (coulomb, relativa) Massa
Protone p+ 1, , kg Neutrone n , kg Elettrone e- 1, , kg Atomo H 0, , kg “ U 0, , kg raggio di un atomo circa 10-10m raggio di una particella circa 10-14m

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

12 Ioni Na+ Cl- Fe++ Fe2+ Cr3+ SO42- S2 -
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++ Fe2+ Cr3+ SO S2 - 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 10-6 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 12C 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 12C, si indica come a.m.u. (atomic mass unit) o Dalton La massa assoluta del 12C è pari a 1,99 x 10-23g, quindi una a.m.u. vale 0,166 x 10-23g

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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, H2O , 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? 1 = 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
13.214

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

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

20 Spettro della radiazione elettromagnetica
1·104 1·107 1·108 1·109 1·1012 4·1014 8·1014 1·1016 1·1019 1·1024 frequenze (cicli/sec) radio televisione radar microonde infrarosso visibile ultravioletto raggi x raggi g tipo di onde lunghezze (nm) 1012 1010 109 107 104 500 102 10-1 10-5 rosso arancio giallo verde violetto blu l~ 760 nm l~ 380nm

21 Spettro della radiazione elettromagnetica

22 Rifrazione della luce bianca

23 Lunghezze d’onda delle bande dei colori
Luce visibile l min l max n min n max nm 10-14 sec-1 violetto 400 424 7.08 7.50 indaco e blu 491 6.11 verde 575 5.22 giallo 585 5.13 arancio 647 4.64 rosso 700 4.28

24 Spettri di emissione discontinui degli ioni di metalli

25 Spettri di emissione discontinui degli ioni di metalli

26 Principali righe di emissione dell’idrogeno

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

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 (Dx Dp>h/2P) 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 n = 1 n = 2 n = 3 l = 0 m = 0 l = 1 m = -1,0,1 l = 2 m = -2,-1,0,1,2
Forme degli orbitali in funzione dei numeri quantici degli elettroni l = 0 m = 0 l = 1 m = -1,0,1 l = 2 m = -2,-1,0,1,2

33 Orbitali 1s e 2s 1s 2s

34 Orbitali 2p 2px 2px 2px 2px 2py 2pz

35 Orbitali 3d 3dyz 3dxy 3dxz 3dy2-x2 3dz2

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
H K 48 He <0 Ca 2,37 Li 60 Ba 13,95 Be <0 Br 324,5 C Xe <0 Mg <0 I 295 O Cl 349 F Ar <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 Cl- Na+

46 Il legame covalente e la formazione di molecole

47 Il legame covalente tra orbitali a diversa geometria:
Legami s e p

48 Formule rappresentate secondo i simboli di Lewis
Ne Cl Cl Cl + = H Cl H O

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

50 Ibridazione sp3 e la configurazione tetraedrica delle molecole
carbonio metano 109° ossigeno acqua azoto ammoniaca 107° 105°

51 Ibridazione sp2 e la configurazione planare
BF3 120°

52 Ibridazione sp e la configurazione lineare
BeCl2

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

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

55 Elettronegatività degli elementi secondo Pauling
Np- 1,3 U 1,7 Pa 1,5 Th Ac- 1,1 Ra 0,9 Fr 0,7 Rn = At 2,2 Po 2,0 Bi 1,9 Pb 1,8 Tl Hg Au 2,4 Pt Ir Os Re W Ta Hf La- Ba Cs Xe I 2,5 Te 2,1 Sb Sn In Cd Ag Pd Rh Ru Tc Mo Nb 1,6 Zr 1,4 Y 1,2 Sr 1,0 Rb 0,8 Kr Br 2,8 Se As Ge Ga Zn Cu Ni Co Fe Mn Cr V Ti Sc Ca K Ar Cl 3,0 S P Si Al Mg Na Ne F 4,0 O 3,5 N C B Be Li He H

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-H 74 435 C-C singolo 154 347 C-C doppio 135 522 C-C triplo 121 961 N-N singolo 147 159 N-N doppio 124 350 N-N triplo 110 940 F-F 144 155 Cl-Cl 199 242 Br-Br 228 192 I-I 267 150 H-F 92 564 H-I 161 297 O-H (in H2O) 96 469 N-H (in NH3) 101 389 C-H (in CH4) 109 414

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
20-40kJ mole-1 Il legame idrogeno intramolecolare

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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