Introduzione alla chimica generale

Presentazione sul tema: "Introduzione alla chimica generale"— Transcript della presentazione:

1 Introduzione alla chimica generale
Prof.ssa Losavio Maria Cristina Bibliografia: Esploriamo la chimica - G. Valitutti, A. Tifi, A. Gentile – Ed. Zanichelli

2 Classificazione della materia
La chimica studia composizione e trasformazioni della materia Classificazione della materia

3 Figura 1-7 Schema di classificazione della materia.

4 Le particelle fondamentali dell’atomo
La materia è costituita da atomi. Ogni atomo contiene un nucleo, cioè una zona molto piccola e densa in cui sono confinati i protoni e i neutroni: a tali particelle di dà il nome di nucleoni. I nucleoni occupano uno spazio enormemente ridotto rispetto al volume totale dell’atomo; l’atomo ha una struttura essenzialmente vuota nella quale si muovono gli elettroni.

5 La massa di un protone è circa uguale alla massa di un neutrone (1, g) ed entrambi sono circa 2000 volte più pesanti di un elettrone (9, g). Normalmente, il numero degli elettroni che ruotano attorno al nucleo eguaglia il numero dei protoni che costituiscono il nucleo. Essendo dette cariche di valore uguale (a parte il segno), un atomo è normalmente elettricamente neutro. Se, facendo le proporzioni, consideriamo il nucleo grande come una mela, gli elettroni si muovono attorno ad una distanza pari a circa un chilometro.

6 Numero atomico, numero di massa e isotopi
Il numero di protoni presenti nel nucleo di un atomo si chiama numero atomico (Z). Se l’atomo è neutro, questo numero è uguale a quello degli elettroni.

7 Numero atomico, numero di massa e isotopi
Il numero di massa (A) è uguale alla somma del numero di protoni (Z) e del numero di neutroni (n°) contenuti nel nucleo A = Z + n° Conoscendo il numero atomico e il numero di massa di un elemento si può calcolare il numero di neutroni contenuti nel suo nucleo n° = A - Z

8 Ogni atomo è indicato  da una sigla e da due numeri : il numero atomico (il numero dei protoni identico al numero degli elettroni) indicato in basso vicino al simbolo dell’elemento ed il numero di massa (il numero dei nucleoni, ovvero dei protoni e dei neutroni che costituiscono il nucleo) indicato in alto.

9 Numero atomico, numero di massa e isotopi
Gli isotopi sono atomi dello stesso elemento aventi le stesse proprietà chimiche ma masse diverse, perché contengono un diverso numero di neutroni.

10 Un atomo può esistere in natura con un ugual numero atomico ma diverso numero di massa. Simili atomi sono detti isotopi ed hanno le stesse proprietà chimiche (cioè di creare composti, molecole, dalle stesse  proprietà). Esistono isotopi stabili e radioattivi, le diverse quantità sono espresse come abbondanza %

11 Numero atomico, numero di massa e isotopi
Gli elementi allo stato naturale e nei composti contengono una miscela dei vari isotopi in percentuali ben determinate e costanti. Le proprietà fisiche osservate per ciascuno di essi sono la media di quelle dei singoli isotopi presenti. Oggi le masse atomiche si determinano attraverso lo spettrometro di massa.

12 La massa atomica e la massa molecolare
La massa atomica di un elemento è la massa relativa rispetto all’ atomo di 12C. L’unità di massa atomica (u o dalton) è uguale a 1/12 della massa dell’atomo 12C. In generale il peso degli atomi è multiplo di quello dell'atomo di idrogeno. Per convenzione però l’unità di peso atomico è posta uguale a 1/12 del peso del C 12 (uma)

13 La massa atomica e la massa molecolare
La massa atomica relativa, MA, di un elemento è la sua massa espressa in unità u, quindi relativamente alla massa dell’atomo di carbonio. La tavola periodica riporta per ogni elemento il valore della massa atomica, chiamata anche peso atomico. La massa molecolare relativa, MM o peso molecolare, è la somma delle masse atomiche che compaiono nella molecola. Per i composti ionici la massa molecolare relativa si calcola allo stesso modo ma prende il nome di peso formula.

14 Contare per moli Il valore dell’unità di massa atomica, 1 u = 1,661  g, è estremamente piccolo per essere misurato con gli strumenti a noi conosciuti. È stato perciò necessario trovare una grandezza che mettesse in relazione gli atomi e le molecole con le grandezze misurabili con le bilance. Questa grandezza è la mole (mol). Una mole è la quantità di sostanza che contiene un numero di particelle elementari uguali al numero di atomi contenuti in 12 g di 12C.

15 Contare per moli La massa di una mole di un elemento (o di una molecola) è uguale alla sua massa atomica (o molecolare) espressa in grammi/mole. La massa molare M che si misura in g/mol, è la massa di una mole. Avogadro si pose il problema di quante particelle elementari fossero contenute in una mole e lo risolse tramite il rapporto: massa molare/massa atomica = = 6,022  1023 particelle/mol

16 Contare per moli Il risultato del rapporto massa molare/massa atomica = = 6,022 1023 particelle/mol è noto come numero o costante di Avogadro. Una mole di sostanza contiene sempre 6,022 1023 particelle (atomi, molecole o ioni). Avogadro trova che volumi uguali di gas diversi nelle stesse condizioni di P e T contengono lo stesso numero di molecole  Numero di Avogadro N=6,

17 Mole =quantità di sostanza contenente un numero di Avogadro di particelle (6,022. 1023)
Massa molare= massa in g di una mole (PM per le molecola) Volume molare= volume occupato da una mole di gas (uguale per tutti nelle stesse condizioni di P e T)

18 Contare per moli

19 Contare per moli In pratica, per calcolare il numero di moli di una sostanza si usa la formula

20

21

22 Verso il sistema periodico
Nel 1869 Dmitrij Mendeleev ordinò i 63 elementi noti in base alla massa atomica crescente, e costruì la prima tavola periodica degli elementi. Le proprietà fisiche e chimiche degli elementi sono una funzione periodica del loro numero atomico.

23 La moderna tavola periodica

24 La moderna tavola periodica
Le proprietà fisiche e chimiche degli elementi appartenenti a una stessa riga (periodo) variano con gradualità. Gli elementi che hanno proprietà chimiche simili appartengono a una stessa colonna (gruppo). Lungo le righe nello schema di Mendeleev c’erano degli spazi vuoti.

25 La moderna tavola periodica
Gli elementi della moderna tavola periodica sono 118; la posizione di ciascun elemento sulla tavola dipende dal suo numero atomico (Z); le righe orizzontali formano 7 periodi, ciascuno dei quali indica il livello energetico a cui si trovano gli elettroni di valenza degli elementi che li compongono;

26 La moderna tavola periodica
gli elementi che chiudono i periodi sono i gas nobili, così chiamati per la scarsissima reattività dovuta alla loro configurazione elettronica stabile;

27 La moderna tavola periodica
gli elementi verticali formano i gruppi; fra il gruppo II e il gruppo III si trovano gli elementi di transizione; in fondo alla tavola periodica ci sono due file di 14 elementi metallici costituenti le serie dei lantanidi e degli attinidi.

28 La moderna tavola periodica
Gli elettroni del livello più esterno sono detti elettroni di valenza. Gli elementi che appartengono allo stesso periodo presentano gli elettroni di valenza allo stesso livello energetico.

29 I simboli di Lewis La struttura di Lewis permette di rappresentare la struttura elettronica dello strato di valenza degli elementi dei gruppi principali.

30 Le proprietà periodiche degli elementi
Le proprietà degli elementi variano con regolarità lungo la tavola periodica in base alla variazione periodica della configurazione elettronica. Sono proprietà periodiche il raggio atomico, l’energia di ionizzazione, l’affinità elettronica e l’elettronegatività.

31 Le proprietà periodiche degli elementi
Il raggio atomico (Å) è la metà della distanza minima di avvicinamento tra due atomi dello stesso elemento. Il raggio atomico aumenta lungo un gruppo e diminuisce lungo un periodo.

32 Le proprietà periodiche degli elementi

33 Aumenta Z Aumenta n

34 Le proprietà periodiche degli elementi
L’energia di ionizzazione è l’energia necessaria per rimuovere un elettrone da un atomo isolato. A + energia  A+ + e-

35 Le proprietà periodiche degli elementi
L’energia di prima ionizzazione aumenta lungo un periodo e diminuisce lungo un gruppo.

36 Le proprietà periodiche degli elementi
L’affinità elettronica è l’energia che si libera quando un atomo in fase gassosa cattura un elettrone. L’affinità elettronica, come l’energia di prima ionizzazione, aumenta lungo un periodo e diminuisce lungo un gruppo. A + e-  A- + energia

37 Le proprietà periodiche degli elementi
L’elettronegatività di un elemento misura la sua tendenza ad attrarre gli elettroni di legame da un altro elemento. L’elettronegatività aumenta lungo un periodo e diminuisce lungo un gruppo.

38 Elettronegatività  Tendenza di un atomo ad attirare verso se gli elettroni che condivide con un altro atomo a cui è legato

39 Le proprietà periodiche degli elementi

40 Metalli, non metalli e semimetalli
A seconda delle loro proprietà fisiche e chimiche gli elementi si possono suddividere in metalli, non metalli e semimetalli.

41 Metalli, non metalli e semimetalli
I metalli sono più di 80 e occupano la parte sinistra della tavola periodica. Gli elementi metallici sono solidi, duri, lucenti, malleabili, duttili e conducono calore ed elettricità.

42 Metalli, non metalli e semimetalli
Le proprietà chimiche dei metalli dipendono dalla loro tendenza a perdere elettroni diventando ioni positivi. Le proprietà fisiche dei metalli dipendono dal tipo di legame tra gli atomi.

43 Metalli, non metalli e semimetalli

44 Metalli, non metalli e semimetalli
I non metalli occupano la parte destra della tavola periodica. Le proprietà chimiche dei non metalli dipendono dalla loro capacità di accettare elettroni diventando ioni negativi. Gli elementi del gruppo VII sono detti alogeni.

45 Metalli, non metalli e semimetalli
I semimetalli presentano sia comportamento metallico sia non metallico. I semimetalli si trovano lungo il confine che separa i metalli e i non metalli.

46 Metalli, non metalli e semimetalli
I metalli di transizione e i lantanidi hanno caratteristiche metalliche. Gli attinidi sono elementi artificiali, instabili e radioattivi.

47 (g) = gassoso (l) = liquido (s) = solido
Elementi molecolari e loro stati fisici a T ambiente (g) = gassoso (l) = liquido (s) = solido

48 Energia di ionizzazione (I)= energia da somministrare perché un atomo gassoso isolato perda un elettrone esterno dando uno ione positivo Può esistere una prima (I1) ed una seconda (I2) energia di ionizzazione, dove I2> I1 I valori + alti di I li hanno i gas nobili, i più bassi i metalli del gruppo 1, che colpiti da radiazioni luminose possono emettere e- Affinità elettronica = energia liberata da un atomo neutro gassoso isolato quando acquista un elettrone dando uno ione negativo

49 Gli elementi che hanno tendenza a perdere elettroni di valenza per dare ioni positivi (elementi elettropositivi) cioè hanno basse energie di ionizzazione sono metalli. Gli elementi elettronegativi con alta affinità elettronica sono non metalli. Gli elementi con carattere intermedio sono semimetalli

50