Chimica generale con elementi di chimica inorganica

Presentazione sul tema: "Chimica generale con elementi di chimica inorganica"— Transcript della presentazione:

1 Chimica generale con elementi di chimica inorganica
Prof. Mario Piccioli Dipartimento di Chimica & Centro di Ricerca di Risonanze Magnetiche (CERM) Via L. Sacconi Sesto Fiorentino TELEFONO: o

2 Testi consigliati Bertini, Luchinat, Mani CHIMICA,
CEA Ambrosiana ISBN Bertini, Mani STECHIOMETRIA, CEA Ambrosiana ISBN

3 Lucidi Lezioni

4 Lucidi Lezioni

5 Lucidi Lezioni Password: chimica

6 Chimica generale Corso B
Periodo: dal febbraio 2009 al settembre 2009 Studenti iscritti: circa 200 Primo appello febbraio: scritto superato 50% voto :6 voto medio 27,3 Secondo appello febbraio: scritto superato 40% orale superato 85% voto: 23 voto medio 25,5 Primo appello luglio: scritto superato 38% orale superato 85% voto :12 voto medio 25,2 Secondo appello luglio: scritto superato 26% orale superato 85% voto:5 voto medio 25,8 Primo appello settembre: scritto superato 46% voto :6 voto medio 24

7 Riepilogo Periodo: dal febbraio 2009 al settembre 2009
Studenti iscritti: circa 200 Esame superato: 53 su 200 voto medio: 25,4 Scritto superato: 45% Orale superato 86%

8 La materia e’ tutto cio’ che possiede massa ed occupa spazio

9 Le miscele la materia è costituita da miscele omogenee o eterogenee di sostanze pure o individui chimici Una miscela omogenea è un sistema monofasico La fase è una parte di un sistema fisicamente definita, ed è caratterizzata da proprietà chimiche e fisiche costanti al suo interno Esempi di miscela omogenea sono l’acqua di mare, l’aria.

10 Le sostanze La materia è costituita da sostanze
Quando esse sono formate da atomi di una sola specie atomica si chiamano sostanze elementari Quando esse sono formate da atomi di specie diverse si chiamano sostanze composte o composti

11 La materia e la sua composizione

12 La Composizione dell’Atmosfera Componenti Principali, % in volume
Azoto (N2): 78,08% Ossigeno (O2): 20,95% Argon (Ar): 0.93% Vapore acqueo (H2O): 0,33% Anidride carbonica (CO2): 0,032% (320 ppm)

13 La Composizione dell’Atmosfera Componenti Secondari
Neon (Ne): 0,00181% (18 ppm) Elio (He): 0,0005% (5 ppm) Metano (CH4): 0,0002% (2 ppm) Idrogeno (H2): 0,00005% (0,5 ppm) Kripton (Kr): 0,000011% (0,11 ppm) Xeno (Xe): 0,000008% (0,08 ppm) Ozono (O3): 0,000004% (0,04 ppm) Sono anche presenti, in tracce, Ossidi di azoto (NO, NO2, N2O), Monossido di carbonio (CO), Ammoniaca (NH3), Biossido di zolfo (SO2), Solfuro di idrogeno (H2S).

14 Composti Sono costituiti da atomi di specie diverse.
Possono essere formati da: Molecole Concatenazioni di atomi Ioni

15 Stechiometria dei composti
Formula chimica: deve indicare come minimo quali sono gli elementi che costituiscono la sostanza e in quale rapporto gli atomi di questi elementi si trovano. H2O CO2 O2 CO NaCl H2SO4 Formula minima o molecolare

16 Miscele vs. Composti La composizione di un composto é costante ed invariabile

17 Le molecole Le molecole sono aggregati discreti di atomi tenuti insieme da legami chimici

18 Elementi Il numero di composti e molecole presenti in natura é , virtualmente, infinito L’infinito numero di molecole presenti in natura deriva dalla combinazione, di un numero limitato di atomi. Le specie atomiche presenti in natura sono 90. Essi sono gli ELEMENTI

19 Elementi Il numero di composti e molecole presenti in natura é , virtualmente, infinito

20 Atomi Gli atomi sono costituiti da particelle subatomiche dette elettroni, protoni e neutroni. Protoni e neutroni formano un minuscolo, denso corpo centrale detto nucleo dell’atomo. Gli elettroni si trovano distribuiti nello spazio intorno al nucleo.

21 Teoria atomica della materia
La materia e’ costituita da atomi Gli atomi di un elemento sono diversi da quelli di un altro elemento Gli atomi si combinano secondo rapporti definiti per formare composti La combinazione degli atomi in un composto puo’ cambiare solo quando avviene una reazione chimica Una reazione chimica cambia il rapporto con cui gli atomi si combinano, ma non altera la natura degli atomi

22 Particelle subatomiche
Particella (simbolo) Carica assoluta Carica relativa Massa assoluta Massa relativa protone (p) x C +1 x 10-24 g 1.0073 elettrone (e) x C -1 x g neutrone (n) x 1.0087

23 Struttura dell’atomo Proporzione: 100m vs 1mm
Gli atomi sono costituiti da un nucleo positivo e da elettroni negativi. Il nucleo ha un raggio di 10-5 Å. Il raggio di un atomo è dell'ordine di 1 Å. Proporzione: 100m vs 1mm

24 Nuclidi X A Z Un nuclide è un atomo caratterizzato dal numero atomico Z (numero di protoni) e dal numero di massa A (numero di neutroni e di protoni). Il nuclide neutro ha un numero di elettroni uguale a quello di protoni. Il numero Z caratterizza la specie atomica. H 1 C 12 6 O 16 8

25 Isotopi Nuclidi con lo stesso Z ma differente A possono esistere e si chiamano isotopi. Una stessa specie atomica ha, di norma, diversi isotopi: si parla di miscela isotopica naturale. Le specie atomiche sono 106, di cui 90 naturali; di queste, 81 hanno almeno un nuclide stabile. C 12 6 C 14 6

26 Isotopi naturali di alcuni elementi
Nuclide Massa relativa % di nuclidi 1H 1,007825 99,985 2H 2,014102 0,015 3He 3,016030 ~ 10-4 4He 4,002604 ~ 100 6Li 6,015126 7,42 7Li 7,01605 92,58 9Be 9,012186 10Be 10,013535 tracce 10B 10,012939 19,6 11B 11,009305 80,4 11C 11,011433 12C 12, 98,89 13C 13,003354 1,11 14C 14,003142

27 Tavola periodica

28 Ioni Un elemento e’ caratterizato dal suo numero atomico.
Nell’atomo neutro il numero di elettroni e’ uguale a quello di protoni. Atomi che hanno ceduto o aquistato elettroni rispetto all’atomo neutro si dicono ioni: Catione + Anione -

29 Sostanze elementari Sono costituite da atomi della stessa specie
(stesso numero atomico). Possono essere formate da: Singoli atomi Molecole = aggregati discreti di atomi Insieme continuo di atomi Es: H2, N2, Ar, He, Fe, P4

30 Le formule delle sostanze
Le sostanze elementari ed i composti sono rappresentati graficamente con simboli convenzionali: Le formule chimiche FORMULA MINIMA (stechiometrica o elementare): si ricava dall’analisi elementare della sostanza Es NaCl; H8O4N2S; SiO2 FORMULA MOLECOLARE: Quanti atomi di ciascun elemento entrano a fare parte di una molecola dicomposto Es: O2, H2O2, C6H6, P4, H2O, CO2 Alcune sostanze NON sono costituite da molecole discrete e pertanto esse sono identificate dalla sola formula minima: Es: NaCl, CaCl2, Fe, C, SiO2 IMPORTANTE: riguarda la definizione di molecola

31 molecola No molecola No molecola

32 Le formule delle sostanze
FORMULA IONICA: i composti possono essere costituiti da atomi o gruppi di atomi con una carica elettrica risultante. L’insieme di questi gruppi in un composto deve essere tale che la carica risultante totale sia nulla. E’ il caso dei composti salini H8O4N2S (NH4)2SO4 2(NH4)+, (SO4)2-

33 Le formule delle sostanze
FORMULA DI STRUTTURA: Rappresentazione schematica della disposizione nello spazio degli atomi in una molecola CO2, CH4, C2H6O, HNO3 CH3CH2OH, H+, NO3-

34 Reazione chimica La combinazione degli atomi in un composto puo’ cambiare solo quando avviene una reazione chimica Una reazione chimica cambia il rapporto con cui gli atomi si combinano, ma non altera la natura degli atomi C + O2 CO2

35 Equazione chimica aA + bB cC + dD reagenti prodotti
Conservazione della massa: la massa totale dei reagenti e dei prodotti non varia durante la reazione. Si deve avere lo stesso numero di atomi per ogni elemento, anche se in composti differenti, in ambedue i membri dell’equazione.

36 Parliamo di pesi

37 Particelle subatomiche
Particella (simbolo) Carica assoluta Carica relativa Massa assoluta Massa relativa protone (p) x C +1 x 10-24 g 1.0073 elettrone (e) x C -1 x g neutrone (n) x 1.0087

38 Massa atomica relativa dei nuclidi
La massa di un nuclide è troppo piccola rispetto all’unità di misure del kg. Viene quindi definita in rapporto a quella di un nuclide di riferimento. Per convenzione la massa del nuclide 12C è stata definita come esattamente = a 12. 1/12 della sua massa è l’unità di riferimento = u.m.a.

39 Le masse relative di n, e p e per i singoli nuclidi sono riferite a 1/12 della massa del 12C.
In questo modo, il protone, il neutrone hanno massa relativa vicina ad 1. La massa dei vari nuclidi è vicina al numero di massa A.

40 Peso atomico Si definisce peso atomico di un elemento la massa relativa e media di quell'elemento rispetto ad 1/12 della massa di un nuclide di 12C.

41 Peso atomico Si definisce peso atomico di un elemento la massa relativa e media di quell'elemento rispetto ad 1/12 della massa di un nuclide di 12C. Esercizio: Quale é il peso atomico dell’idrogeno?

42 Peso atomico Si definisce peso atomico di un elemento la massa relativa e media di quell'elemento rispetto ad 1/12 della massa di un nuclide di 12C. Nuclide Massa relativa % di nuclidi 1H 1,007825 99,985 2H 2,014102 0,015 3He 3,016030 ~ 10-4 4He 4,002604 ~ 100 6Li 6,015126 7,42 7Li 7,01605 92,58 9Be 9,012186 10Be 10,013535 tracce 10B 10,012939 19,6 11B 11,009305 80,4 11C 11,011433 12C 12, 98,89 13C 13,003354 1,11 14C 14,003142

43 Peso atomico Si definisce peso atomico di un elemento la massa relativa e media di quell'elemento rispetto ad 1/12 della massa di un nuclide di 12C. Il peso atomico dell'idrogeno è: 1, × 0, , × 0,0015 = 1,007976 Nuclide Massa relativa % di nuclidi 1H 1,007825 99,985 2H 2,014102 0,015 3He 3,016030 ~ 10-4 4He 4,002604 ~ 100 6Li 6,015126 7,42 7Li 7,01605 92,58 9Be 9,012186 10Be 10,013535 tracce 10B 10,012939 19,6 11B 11,009305 80,4 11C 11,011433 12C 12, 98,89 13C 13,003354 1,11 14C 14,003142

44 Peso atomico Si definisce peso atomico di un elemento la massa relativa e media di quell'elemento rispetto ad 1/12 della massa di un nuclide di 12C. Il peso atomico del carbonio è: 12 × 0, × 0,0111 = 12,0111 Nuclide Massa relativa % di nuclidi 11C 11,011433 tracce 12C 12, 98,89 13C 13,003354 1,11 14C 14,003142

45 Tavola periodica

46 Peso Molecolare somma dei pesi atomici di tutti gli elementi contenuti in una molecola di una sostanza elementare o di un composto I2: 126.9x2= 253.8 H2SO4: ( x 2) ( x 4) =

47 Peso formula Quando una sostanza non è formata da molecole discrete ma da un insieme infinito di atomi o ioni NaCl: = K2Cr2O7: (39.10 x 2) + ( x 2) + ( x 7) = 294.2

48 Peso atomico, peso molecolare, peso formula sono in realtà delle masse

49 La mole Le grandezze fondamentali e le unita' di misura nel Sistema Internazionale (SI) Grandezza fondamentale Unita’ Simbolo lunghezza metro m massa kilogrammo Kg tempo secondo s corrente elettrica ampere A temperatura kelvin K intensita’ luminosa candela cd quantita’ di sostanza mole mol

50 N è il numero di nuclidi che stanno in esattamente 12 g di 12C.
La mole La mole è la quantità di sostanza che contiene un numero N di particelle che devono essere specificate. N è il numero di nuclidi che stanno in esattamente 12 g di 12C.

51 La massa in g di una mole di 12C è per definizione 12 g.
La mole La massa in g di una mole di 12C è per definizione 12 g. N = 6, (36) ×1023 Poiché N è un numero per mole, esso ha unità di misura mol-1 ed è chiamata costante di Avogadro.  N = 6, (36) ×1023 mol-1

52 La mole Una mole di 23Na è la quantità di sostanza che contiene N atomi di 23Na

53 Una mole di sostanza diverse ha peso diverso !
Mole e massa molare Una mole di sostanza diverse ha peso diverso ! In una reazione o in una formula chimica contano le moli, non i grammi!

54 Una mole di sostanza diverse ha peso diverso !
Mole e massa molare Una mole di sostanza diverse ha peso diverso ! In una reazione o in una formula chimica contano le moli, non i grammi! Es: 2H2 + O H2O

55 Massa molare Rapporto fra massa (in grammi) e quantità di sostanza (in moli), quindi ha come unità di misura g mol-1. Si indica con M

56 Stechiometria g=g*mol-1*mol grammi di sostanza= massa molare X n.moli
g *mol-1 =g/mol Massa molare= grammi/ n.moli n. moli= grammi/ massa molare mol =g/g*mol-1