Corso di Laurea in Medicina e Chirurgia CORSO INTEGRATO DI CHIMICA Anno Accademico 2006 - 2007 Lezione 1.

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1 Corso di Laurea in Medicina e Chirurgia CORSO INTEGRATO DI CHIMICA Anno Accademico 2006 - 2007
Lezione 1

2 La Chimica studia la composizione, la struttura, le proprietà e le trasformazioni della materia
La chimica è una scienza sperimentale. Inizia con la legge sulla invarianza delle masse nelle reazioni chimiche di LAVOISIER ( ) . Ha carattere pratico. Rappresenta la materia a livello atomico e molecolare. animazione: la sostanza cambia animazione: la sostanza è fatta di atomi

3 Legge di conservazione delle masse
Antoine Laurent Lavoiser ( ) Legge di conservazione delle masse Durante una trasformazione chimica ordinaria non vi è guadagno né perdita apprezzabile di massa

4 Reazione chimica (NH4)2Cr2O7 ---> N2 + 4H2O + Cr2O3 Il vulcano dicromato di ammonio illustra cosa succede in una reazione chimica. Quando della carta imbevuta di alcool è posta nel dicromato di ammonio ed accesa con una fiammifero, l’alta temperatura fa iniziare la reazione del dicromato di ammonio. Il materiale scuro che si forma indica un cambiamento chimico. La reazione mentre procede genera più calore ed il materiale scuro si forma più rapidamente. Si vedono fiamme e scintille. Il solido arancione si è trasformato in uno scuro grigio-verde e la temperatura è cambiata. Queste sono caratteristiche di una reazione chimica: una sostanza con una serie di proprietà si è trasformata in una o più sostanze nuove con un cambiamento di temperatura.

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6 Gli elementi nell’antichità: Il quartetto di Aristotele
Fuoco Caldo Secco Aria Terra Umido Freddo Acqua Il mondo può essere spiegato con 4 elementi che mescolandosi in diverse proporzioni formano le diverse proprietà della materia, come i colori. Le qualità caldo, secco, freddo e umido sono la chiave per le trasformazioni. Questa impostazione è rimasta sostanzialmente inalterata fino a Lavoisier

7 Metallurgia e gli elementi
Oro e rame si trovano in forma pura in natura, mentre gli altri sono ottenuti dal riscaldamento di minerali con carbone I sette metalli erano considerate terre di diversa purezza. La purezza assoluta era nella pietra filosofale. Paracelso (circa 1500): lo zolfo, mercurio e sale formano tutto quello che sta nei 4 elementi Becher ( ): terra fluida, terra pinguis, terra lapidea. Boyle ( ) amico di Newton. Sceptical chymist

8 Lavoisier- Ossigeno L’aria è composta da due fluidi elastici con qualità diverse ed opposte: aria mefitica e respirabile. Formano una miscela L’acqua non è una sostanza semplice. E’ composta da ossigeno e idrogeno !!!! Due dei 4 elementi aristotelici non sono più tali!!!!

9 Le arie sono diverse Un’aria fissa è liberata dai carbonati, ed è simile a quella del nostro respiro (CO2). E’ mefitica. 4/5 dell’aria è mefitica, 1/5 è buona. L’aria buona (vitale) è prodotta dalla calce di mercurio

10 Gli elementi Gli elementi sono sostanze che non possono essere più scomposti (chimicamente) Lovoisier ne elencò 33. E denominò: ossi-geno  genera gli acidi (ossidi) Idro-geno genera l’acqua A-zoto  toglie la vita (nitro-geno  nitrati) Ora sono circa 100, molti di più di quelli attesi….. La tabella periodica aiuta a ridurre il numero dei principi che regolano la reattività chimica

11 Flogisto e calorico Il flogisto viene prodotto dalla combustione.
L’ossigeno spiega la combustione. Il calorico era visto come un elemento. Fuoco  calore  energia

12 Elementi disposti in ordine crescente di massa atomica

13 La tabella

14 In cinese…

15 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

16 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. Particella (simbolo) Carica assoluta Carica relativa Massa assoluta Massa relativa Protone (p) x C +1 x g 1.0073 Elettrone (e) x C -1 x g Neutrone (n) x g 1.0087

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

18 Sostanze pure e miscugli
Un miscuglio o miscela: un insieme di differenti sostanze, presenta una combinazione delle proprietà fisiche dei suoi componenti. Può essere eterogenea o omogenea. Occorre provare sperimentalmente se i suoi componenti possono essere separati in base alle loro differenti proprietà fisiche. Le sostanze componenti possono essere Elementi: tutti i suoi atomi sono dello stesso tipo. Composti: gli atomi sono di almeno due tipi

19 Composti e molecole. Se è un composto è costituita dagli atomi degli elementi specifici legati tra loro in rapporti definiti (come l'acqua, il cloruro di sodio). Le proprietà di un composto sono differenti da quelle dei suoi elementi costitutivi  legge della composizione costante: un composto ha sempre la stessa composizione, qualsiasi ne sia la fonte  Le molecole sono aggregati discreti di atomi tenuti insieme da legami chimici

20 Separazione delle sostanze da un miscuglio
Soluzione di NaCl IDROGENO residuo elettrolisi ACQUA OSSIGENO elettrolisi CLORURO DI SODIO SODIO CLORO MISCUGLIO SOSTANZA ELEMENTI

21 Composti Un composto molecolare è formato da molecole.
Un composto ionico è formato da ioni.  Molecole e composti molecolari una molecola è un gruppo definito e distinto di atomi legati assieme. una formula molecolare indica il numero di atomi di ciascun elemento presente in una molecola. esempi acqua H2O ammoniaca NH3 etanolo C2H5OH glucosio C6H1206

22 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

23 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-

24 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-

25 Massa atomica relativa degli atomi
La massa di un atomo è troppo piccola rispetto all’unità di misure del kg. Viene quindi definita in rapporto a quella di un atomo di riferimento. Per convenzione la massa del 12C è stata definita come esattamente = a 12. 1/12 della sua massa è l’unità di riferimento = u.m.a. Particella (simbolo) Carica assoluta Carica relativa Massa assoluta Massa relativa Protone (p) x C +1 x g 1.0073 Elettrone (e) x C -1 x g Neutrone (n) x g 1.0087

26 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: 1,008 Quello dell’ossigeno è: 15,99

27 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: (1.008 x 2) ( x 4) =

28 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

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

30 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

31 N è il numero di atomi 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 atomi che stanno in esattamente 12 g di 12C. 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

32 La mole Una mole di 23Na è la quantità di sostanza che contiene N atomi di 23Na Una mole di H2O è la quantità di sostanza che contiene N atomi di H2O E’ un multiplo della massa molecolare; numericamente è uguale alla massa molecolare, ma è espressa in grammi 1 mol di CaSO4 = 136 g In una reazione o in una formula chimica contano le moli, non i grammi! Es: 2H2 + O2  2H2O

33 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!

34 Una mole di una qualsiasi sostanza contiene lo stesso numero di
Quantità espressa in grammi pari alla massa della sostanza (atomo o molecola) espressa in unità di massa atomica. Es. NaCl (cloruro di sodio) P.A. Na : d P.A. Cl : d P.M. NaCl : d 1 mole di NaCl 58.44 g Una mole di una qualsiasi sostanza contiene lo stesso numero di particelle , detto numero di Avogadro : N = x 1023 m (g) P.M. (g/mole) n (moli) = Il numero di moli contenuto in una nota massa di una sostanza può essere calcolato dalla seguente relazione : Problema : dati g di NaCl n ? numero di molecole ? 233.76 58.44 = 4 n = ; numero di molecole : 4 x N = 24 x1023 = 2.4 x1024 Risposta :

35 Formula minima e formula vera
Composti sconosciuti Analisi qualitativa = Ca, S, O Ca = 29,41% S = 23.52% O = (resto) 47.07% % Ca ,41 g/100g = = 0,73 mol/100g 40 g/mol g/mol % S ,52 g/100g 32 g/mol g/mol % O ,07 g/100g = = 2,94 mol/100g 16 g/mol g/mol Analisi quantitativa Formula minima Ca = 1 S = 1 O  4 CaSO4 Determinazione MM Massa Molecolare determinata sperimentalmente: 136 g/mol Formula vera Ca S O (16 x 4) = 136 136 / 136 = 1 , la formula MINIMA coincide con quella VERA

36 La nomenclatura chimica
I composti possono essere indicati con nomi comuni oppure con nomi sistematici Alcuni composti sono fatti da cationi ed anioni (ionici), altri non si separano in cariche elettriche (covalenti) Nomenclatura dei composti ionici. anione - catione. (cloruro di sodio, carbonato di calcio)  Nomenclatura di composti molecolari. come se il composto fosse ionico. Un composto binario: cloruro d'idrogeno HCI solfuro d'idrogeno H2S

37 Composti ionici Unità formula e peso formula. Un composto ionico è rappresentato da una formula chimica che indica il numero relativo di atomi di ciascun elemento nel composto. Nel cloruro di sodio: NaCl. Nel carbonato di sodio: Na2CO3 Nel solfato d'ammonio (NH4)2SO4. Un'unità formula è un gruppo di ioni che coincide con la formula del composto.

38 I cationi Cationi: ione Sodio (Na+), ione potassio (K+)
Alcuni elementi formano sempre ioni della stessa carica. Elemento Carica-ionica caratteristica Gruppo I (Li, Na, K,.. ) +1 Gruppo Il (Be, Mg, Ca,..) +2 Zinco e Cadmio +2 Alluminio   Cu+ : ione rame(I) Cu2+ : ione rame(II).   Alternativamente   Cr2+: ione cromoso (II) Cr3+: ione cromico (III)

39 Nomenclatura degli anioni.
Per gli anioni monoatomici si aggiunge il suffisso -uro alla radice del nome dell'elemento: Elemento Ione Fluoro fluoruro F- Cloro cloruro CI- Azoto azoturo N3-

40 ossianioni aggiungere il suffisso -ato alla radice dell'elemento.
Gli ossianioni contengono almeno un atomo di ossigeno. aggiungere il suffisso -ato alla radice dell'elemento. Elemento Ossoanione Carbonio Ione carbonato CO32- Zolfo Ione solfato SO42- Cloro Ione clorato C1O3-

41 Ossianioni II Se ci sono ioni con minor numero di atomi di ossigeno essi assumono il suffisso -ito   Elemento Ossoanione Azoto Ione nitrato NO3- Ione nitrito NO2- Zolfo Ione solfato SO42- Ione Solfito SO32 massimo contenuto di ossigeno ione perclorato ClO4- ione clorato ClO3- ione clorito ClO2- minimo contenuto di ossigeno ione ipoclorito ClO- privo di ossigeno ione cloruro Cl-

42 Acidi F, Cl, Br, I sono alogeni.
Gli “alogenuri d'idrogeno” - HF, HC1, HBr, HI sono denominati acido ………….. -idrico .   Elemento Ione Acido Bromo Ione bromuro Br- Acido bromidrico HBr Iodio Ione ioduro I Acido iodidrico HI

43 Ossiacidi Gli ossiacidi, ione perclorato C1O4- acido perclorico HClO4
ione clorato C1O3- acido clorico HClO3 ione clorito C1O2- acido cloroso HClO2 ione ipoclorito CIO- acido ipocloroso   HCIO ione cloruro Cl- acido cloridrico HCI

44 Basi Idrossido di sodio NaOH Idrossido di potassio KOH
Idrossido di ammonio (NH4)OH Idrossido di calcio Ca(OH)2 Idrossido di magnesio ?????

45 domande HIO nome ? Acido solforico formula ? H3PO4 nome?
FeCl2, AlBr3, CaS, Mn2O3, PbCl3,

46 Riassunto Gli elementi sono tanti e sono il codice della chimica.
Le sostanze si trasformano Le sostanze sono fatte di atomi, che sono molto piccoli Le sostanze pure (composti) sono descritte con formule chimiche e con una terminologia specifica. L’unità di misura delle sostanze in chimica è la mole (= 6.02 x 1023 particelle)

47 La tabella