Appunti di Fondamenti di chimica

2017/2018 Appunti di Fondamenti di chimica

Politecnico di Milano Prof. Giancarlo Terraneo

Gabriele Mazzolari

Fondamenti di chimica

Politecnico di Milano - Facoltà di ingegneria industriale

Fondamenti di chimica (lezione)

Giancarlo Terraneo

giancarlo.terraneo@polimi.it

Descrizione corso

Materiale didattico:

• BEEP
• Libro
• Kotz: Chimica (VI edizione) – Edises
• Brown: Fondamenti di Chimica – Edises
• Atkins: Principi di Chimica – Zanichelli
• D’Arrigo: Esercizi e Casi Pratici – Edises (eserciziario)

Esame

3 sessioni d’esame

1. Gen-feb
2. Giu-lug
3. Settembre

• Prova scritta da due ore
• 10 domande (teoria o esercizi)
• Poi parte orale (obbligatoria)

Divisione del corso

1. 1° periodo del 1° semestre 18/09-10/11
2. 1° prova in itinere 11/11-15/11
3. 2° periodo del 1° semestre 16/11-22/12
4. 2° prova in itinere 13/01-12/02
5. 1° sessione d’esame 13/01-23/02

Corso diviso in due parti:

1. Concetti di base
   • Struttura atomica e sistema periodico
   • Legame chimico
   • Stati di aggregazione e passaggi di stato
   • Termodinamica (metà corso con prova in itinere)
   • Cinetica chimica
   • Soluzioni elettrochimiche
   • Elettrochimica
   • Chimica e ambiente
   • Esercitazioni
2. Fenomenologica

19/09/2017

La chimica

La chimica agisce su tre livelli:

1. Macroscopico (proprietà visibili ad occhio nudo)
2. Microscopico (strutture cristalline, atomi, ecc.)
3. Simbolico (simbologia adottata)

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Chimica organica = studia composti del Carbonio, contenenti C, O e non metalli.

Chimica inorganica = studia ossidi, acidi-basi, ecc.

Chimica fisica = studia come avvengono i legami e le loro rotture, i bilanci energetici ecc.

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Chimica = scienza che studia la materia, le sue proprietà e le sue trasformazioni.

Scopi della chimica

1. Sintetizzare nuovi materiali
2. Ottimizzare processi chimici già esistenti
3. Minimizzare l’inquinamento (green chemistry)

Numero di Avogadro e mole

Materia = tutto ciò che ha una forma e occupa un volume.

Materia

Sostanza pura (solo un componente) Miscela (più componenti)

Elemento (O₂, Au, Cl₂) Composto (NaCl, KCN) Omogenea (latte) Eterogenea

Atomico (Au) Molecolare (KCN)

Molecolare (Cl₂, O₂) Ionico (NaCl)

Sostanza pura = costituita da una sola specie (atomica o molecolare).

Elemento = costituito da una sola specie di atomo (monoatomico o molecolare).

Composto = costituito da due o più elementi chimici diversi uniti chimicamente (ionico o covalente).

Simbologia

BaBr₂ → Bromuro di Bario

• Composto ionico inorganico
• Costituito da un metallo e da un non metallo

Stati di aggregazione = solido, liquido, gassoso, (plasma, cristallo liquido).

Elementi e tavola periodica

Tavola periodica = ordina i 118 elementi in ordine del numero atomico crescente. È divisa in gruppi (↓) e periodi (→). I gruppi accolgono elementi con caratteristiche simili dettate dallo stesso numero di elettroni nell’orbitale più esterno. I periodi vanno in ordine di orbitale. Sono presenti elementi di origine artificiale. Linea di divisione tra metalli e non metalli.

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Gruppi

• Metalli alcalini
• Metalli alcalino terrosi
• Metalli di transizione (orbitale d)
• Post metalli di transizione
• Metalloidi
• Alogeni
• Gas nobili
• Lantanidi/attinidi

Abbondanza relativa degli elementi nella crosta terrestre

1. Ossigeno 49.5%
2. Silicio 25.7%
3. Alluminio 7.5%
4. Ferro 4.7%
5. Calcio 3.4%

I modelli atomici

Democrito (III sec. a.C.) = la materia è composta da particelle piccolissime indivisibili, gli atomi.

Dalton (1803) = teoria atomica formulata su postulati:

1. Materia costituita da atomi indivisibili
2. L’atomo è la parte più piccola di un elemento
3. Gli atomi sono tutti uguali
4. Le reazioni avvengono tra atomi interi
5. In una reazione gli atomi rimangono inalterati in numero e quantità (conseguenza della legge di Lavoisier di conservazione della massa)
6. L’atomo per Dalton è dunque una sfera indivisibile

L’atomo

L’atomo è costituito da:

• Protoni = hanno carica positiva di 1.602·10^-19 C e massa di 1.6726·10^-27 Kg
• Elettroni = hanno carica negativa di -1.602·10^-19 C e massa di 9.109·10^-31 Kg (circa 1/1800 la massa del protone)
• Neutroni = non hanno carica e hanno massa di 1.6749·10^-27 Kg (circa uguale a quella del protone)

La scoperta dell’elettrone (Thomson 1897)

(esperimento dei raggi catodici)

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Al momento dell’accensione del generatore, Thomson notò un passaggio di cariche dirette verso il polo positivo, quindi dovevano essere cariche negative; esso succedeva anche cambiando la natura del catodo).

La radioattività e il modello atomico di M. Curie e Rutherford

β⁺ γ α^-

Alcuni elementi emettono naturalmente radiazioni (particelle cariche).

I due scienziati presero un campione di elemento radioattivo e lo isolarono in un blocco di piombo in modo che emettesse un raggio definito di particelle. Il raggio venne poi fatto passare tra due piastre cariche con segno opposto e notarono una deviazione in tre direzioni del raggio.

• I raggi beta essendo a carica negativa (elettroni) venivano deviati verso l’alto.
• I raggi alfa essendo a carica positiva (nuclei di elio senza elettroni) venivano deviati verso il basso meno dei raggi beta perché più pesanti.
• I raggi gamma essendo fotoni ad alta energia e non avendo quindi carica non venivano deviati.

I due scienziati giunsero quindi alla conclusione che l’atomo dovesse essere formato da elettroni e protoni, di carica uguale ma massa diversa.

L’atomo per Curie è dunque costituito da elettroni che galleggiano in una nuvola di protoni.

La scoperta del nucleo (Rutherford)

Nel suo esperimento Rutherford prese un fascio di particelle come M. Curie e gli fece colpire una sottilissima lamina d’oro (quasi monoatomica) circondata da uno schermo fotografico.

Gabriele Mazzolari A.A. 2017/2018 Pagina | 4

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Rutherford pensava che le particelle alfa del fascio avrebbero dovuto attraversare la lamina in quanto elettricamente neutra (protoni+elettroni); invece alcune venivano deviate e altre respinte. Egli allora ipotizzò l’esistenza di un nucleo dove fossero concentrati i protoni con gli elettroni orbitanti intorno.

Secondo Rutherford l’atomo era dunque formato da un nucleo di protoni con gli elettroni orbitanti intorno.

L’esistenza del neutrone venne scoperta da Chadwick nel 1932.

Massa dell’atomo

La massa dell’atomo è dunque data dalla somma delle masse di protoni e neutroni.

Numero atomico = numero di protoni nel nucleo C₆¹²

Numero di massa = numero di protoni e neutroni C

Isotopi = atomi con stesso numero di protoni ed elettroni ma diverso numero di neutroni.

Idrogeno H 1p1n

Deuterio D 1p2n

Trizio T 1p3n

Massa atomica assoluta (MAA)[g] = massa protoni + massa neutroni (scomoda perché molte cifre e approssimazione difficile) 12

Unità di massa atomica (uma) = 1/12 della massa del C (6p+6n) (massa media di protone e neutrone) = 1.66·10^-24 g/uma [] = −1.66 · 10^-24 /

Massa atomica media = massa atomica calcolata secondo la media ponderata della massa atomica dei singoli isotopi in relazione alla loro abbondanza in natura.

% . % . 1 2 = · + · 1 2 100 100

Massa di una molecola = massa molecolare [g]

Massa atomo = massa atomica [g]

Massa composto ionico = massa formula 12

Mole = quantità di sostanza che contiene tante unità elementari quanti gli atomi di C in 12g di carbonio isotopicamente puro, ovvero il numero di Avogadro N = 6.022·10²³; serve ad unire il micro e il macro.

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La massa molare

La massa di un singolo atomo è numericamente uguale alla massa molare di una mole di elemento. (/)= ()

L’uso della mole ritorna utile nei calcoli stechiometrici in quanto si fanno reagire lo stesso numero di molecole.

+ 2 → 2 4

1 atomo di C + 2 molecole di H = 1 molecola di CH₂ 4

12 g (1 mole) di C + 4 g (2 moli) di H = 16 g (1 mole) di CH per la legge di conservazione della massa di 2 4 Lavoisier.

Dualismo onda/particella

A = ampiezza dell’onda

λ = lunghezza d’onda (distanza tra due massimi/minimi)

f = frequenza (numero massimi/minimi in 1 s)

Luce visibile è tra 390-760 nm.

Mettendo in fase più onde si aumenta l’energia associata.

La luce è composta da fotoni, pacchetti di energia, che si comportano sia in modo ondulatorio che corpuscolare.

L’effetto fotoelettrico

Gabriele Mazzolari A.A. 2017/2018 Pagina | 6

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Es. il potassio, irraggiato con luce con λ = 750 nm (frequenza minore) non emette alcun elettrone, anche aumentando a dismisura l’intensità. Con luce con λ = 550 nm (frequenza maggiore) invece sì.

Esiste dunque una frequenza che innesca l’effetto. = ℎν = ℎν + 0

E = energia del fotone che colpisce il materiale

h = costante di Plank

ν = frequenza della luce incidente

hν = energia che serve a liberare l’elettrone (energia che tiene l’elettrone ancorato al nucleo)

0E = parte di energia che acquisisce l’elettrone emesso, sotto forma di energia cinetica cin

Spettri di emissione

Sono ottenuti eccitando opportunamente l’elemento in questione tramite calore o scarica elettrica. Esso emette luce a certe lunghezze d’onda, separate poi da un prisma e registrate da una pellicola fotografica.

La luce emessa è legata al passaggio di orbitale degli elettroni; l’elettrone “eccitato” opportunamente passa ad un orbitale più esterno ed emette luce.

Spettro di assorbimento

Si ottiene irradiando l’elemento con luce bianca che verrà assorbita a certe lunghezze d’onda (complementari allo spettro di emissione) e separando il resto tramite un prisma e registrando l’esito con una pellicola fotografica. Gli elettroni colpiti dalla luce sfruttano quell’energia per saltare ad un orbitale più esterno (riga nera perché luce assorbita). Gli elettroni possono dunque avere solo determinate energie, essi non sono distribuiti uniformemente ma su livelli discreti, l’energia è quantizzata. Per trovare l’energia associata ad un = ℎν. orbitale si utilizza la formula. Serve dunque la frequenza giusta per colpire l’elettrone.

ORBITALE-e spazio

NUCLEO interorbitale

vuoto

Modello atomico di Bohr

• Gli elettroni possono saltare da un’orbita ad un’altra ma non esistono step intermedi
• C’è un’energia minima per passare da un’orbita alla superiore
• Le orbite hanno un valore di energia ben definito

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=ℎ· ℎ· ℎ ℎ² = · = ℎ · = → = = · ·² = ·

Principio di indeterminazione di Heisenberg (1927)

È impossibile determinare velocità e posizione di particelle piccole come gli elettroni in quanto la sonda (fotone) utilizzata sarà di massa e velocità circa uguali a quella dell’elettrone e quindi ne perturberà posizione e velocità.

Equazioni di Schrodinger

Servono a descrivere funzioni d’onda, ovvero orbitali, che sono la regione di spazio in cui abbiamo la probabilità maggiore di trovare un elettrone. Tali orbitali sono onde stazionarie, ovvero con ampiezza, creste e nodi che non variano nel tempo.

Tali orbitali sono caratterizzati da tre numeri quantici:

• Principale (n):
  • Dimensione orbitale
  • Energia associata all’elettrone
  • Assume valori: 1,2,3,n
• Secondario (l):
  • Momento angolare
  • Forma dell’orbitale
  • Assume valori: 0≤l≤n-1
• Magnetico (m_l):
  • Orientazione orbitale nello spazio
  • Assume valori: ±1, ±2,±l
• Di spin (m_s):
  • Associato all’elettrone
  • Indica il senso di rotazione
  • Assume valori: +1/2, -1/2

2 1 1 0 0 3p

0 3d

3s

3 -1 -1 -2

n 1 2p

2s 0 0

2 -1

1s 0 1

2 1 3

l

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L’orbitale S

• Ha forma sferica

Nucleo (probabilità = 0)

Nodo (probabilità = 0)

Orbitale 1s (probabilità alta)

Orbitale 2s (probabilità alta)

L’orbitale P

• Ha forma bilobata
• È un orbitale degenere, ha tre diverse orientazioni (x,y,z) ma stessa forma ed energia

L’orbitale D

• È un orbitale degenere, ha cinque diverse forme ed orientazioni ma stessa energia

Ordine di riempimento degli orbitali

Gli orbitali vengono riempiti a partire da quelli ad energia minore.

1s – 2s – 2p – 3s – 3p – 4s – 3d - …

Principio di esclusione di Pauli: in un orbitale ci stanno al massimo due elettroni.

Principio di massima molteplicità: gli orbitali vengono riempiti con un elettrone per orbitale per volta e tutti con stesso spin (configurazione più stabile).

Effetto schermo = gli elettroni più interni (sotto l’effetto attrattivo del nucleo) schermano gli elettroni più esterni (meno attratti dal nucleo), in quanto gli elettroni degli orbitali s sono più vicini al nucleo degli elettroni p e d, hanno dunque un potere penetrante maggiore (spendono più tempo nel nucleo).

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4

2p

2

2s

E 2

1s Σ ≠ 0

Dalla rotazione degli elettroni si genera un campo magnetico, quindi gli elementi con (ovvero con elettroni spaiati) sono paramagnetici (vengono attratti dai campi magnetici). Mentre gli elementi con Σ = 0 (senza elettroni spaiati) sono diamagnetici (respinti dai campi magnetici).

Nel gruppo gli elementi hanno gli stessi elettroni di valenza; il numero del periodo corrisponde al numero quantico principale. * = − Z* = carica nucleare efficace (carica nucleare sentita dagli elettroni più esterni)

Z = carica nucleare

S = azione schermante degli elettroni più interni

Gli elettroni dello stesso periodo hanno bassa azione di schermo, mentre quelli degli altri livelli hanno alta azione di schermo (n-1). -Z* aumenta lungo il periodo (più protoni ed e poco efficaci), varia poco lungo il gruppo (aumentano sia S che Z).

Il raggio atomico diminuisce lungo il periodo (più protoni poco schermati).

I cationi hanno raggio atomico inferiore agli atomi neutri (più protoni), viceversa per gli anioni.

Energia di ionizzazione: quantità minima necessaria di energia necessaria per staccare un elettrone da un atomo nello stato fondamentale (aumenta lungo il gruppo e diminuisce lungo il periodo).

Affinità elettronica: quantità di energia che un atomo libera quando cattura un elettrone (aumenta lungo il periodo e diminuisce lungo il gruppo).

Periodo _Raggio atomico ++ Energia di ionizzazione_

Gruppo +

Affinità elettronica_

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Il legame chimico

Gli atomi si combinano sempre per tendere ad un minimo di energia!

Gli elettroni coinvolti in un legame sono solo quelli del guscio di valenza.

La formazione di un legame implica un rilascio di energia, la rottura necessita energia.

Legame ionico

• Cessione di elettroni da parte di un atomo (catione) acquistati da un altro (anione) e successiva attrazione tra i due atomi (forza di Coulomb) e formazione di un reticolo ionico.
• Avviene fra metalli e non metalli.

+ − → + ( = 419 )

1. − − + → à ( = −328 )

2. + − + → + ( + 91 )