Chimica generale inorganica

Chimica generale

Corso di Laurea in Scienze Biologiche

Dispense dell’intero semestre

Corso tenuto dal Prof. Messori Luigi Anno Accademico 2018-2019

Andrea Mattei CdL in Scienze Biologiche

Chimica Generale

Anno accademico 2018-2019

Parte teorica

• Teoria atomica
• Massa dei nuclidi
• Il concetto di mole
• Chimica nucleare
• Onde e particelle
• Modello dell’atomo
• Tavola periodica
• Proprietà periodiche degli elementi
• Il legame chimico covalente
• Composti di coordinazione
• Isomeria
• Il legame chimico ionico
• Il legame chimico metallico
• Forze di Van der Waals
• Legame a idrogeno
• Stati di aggregazione della materia
• Passaggi di stato
• Diagramma di stato
• I gas
• Le soluzioni
• Equilibrio chimico in fase gassosa
• Le reazioni chimiche
• Termodinamica
• Cinetica chimica
• Acidi e basi
• Prodotto di solubilità
• REDOX ed elettrochimica
• Cenni di inorganica
• Nomenclatura

Università degli Studi di Firenze

Andrea Mattei Scienze Biologiche

Teoria atomica

Materia

Costituita da miscugli di individui chimici con diversi rapporti quantitativi.

• Compito del chimico è quello di scomporre i miscugli per analizzare i singoli elementi.
• → Soluzione miscuglio omogeneo, es. il sale disciolto in acqua.
• In un miscuglio omogeneo si ha la stessa concentrazione della sostanza in ogni punto della soluzione.
• Compito del chimico analitico è quello di risolvere i miscugli nelle sostanze pure.
• In un miscuglio eterogeneo si ha una concentrazione diversa in ogni punto della soluzione.
• Si utilizzano metodi diversi per separare le sostanze in soluzione.
• Si discriminano le sostanze in base al tipo di atomi.

Concetto di atomo

• La materia è costituita da atomi.
• La combinazione degli atomi varia solo in presenza di reazioni chimiche.
• Una reazione chimica cambia il rapporto con cui si combinano gli atomi ma non la loro natura.
• Gli atomi si conservano.
• Mattone costitutivo della materia.
• Consta di parti ed è suddivisibile in esse, particelle subatomiche.
• Sono particelle subatomiche gli elettroni, i neutroni e i protoni.
• Protoni e neutroni si addensano a formare il nucleo, nucleoni.
• Gli elettroni si trovano in orbita intorno al nucleo.

Particelle subatomiche

Particelle subatomiche n.

Protone (p): carica unitaria positiva (+1), massa atomica simile a quella di p.

Neutrone (n): carica relativa nulla (0), massa atomica simile a quella di n.

Elettrone: carica unitaria negativa (-1), massa trascurabile.

Tutta la massa è distribuita nel nucleo mentre la nube elettronica si trova in orbita intorno ad esso.

Struttura dell’atomo

• Nucleo in posizione centrale.
• Elettroni in orbita intorno al nucleo.
• Il raggio del nucleo è estremamente piccolo rispetto a quello dell’orbita degli elettroni.
• U.d.M. tradizionale Å (Ångström), equivalente a miliardesimi di metro.

Nuclidi

• Un atomo è caratterizzato dal numero atomico Z, numero di protoni, e dal numero di massa A, somma di protoni e neutroni.
• Nel nuclide neutro si ha un numero di elettroni uguale a quello dei protoni.
• Z X.
• Il numero atomico Z caratterizza la specie atomica.
• A.
• Conosciuti Z ed A si può definire un nuclide in maniera non ambigua.
• ⁶C.
• Ad esempio: carbonio-12, 6 protoni, 6 elettroni, 6 neutroni.
• 12.

Elementi

112 specie atomiche, di cui:

• 22 artificiali.
• 90 naturali, di cui 81 hanno almeno un nuclide stabile.
• Si dicono isotopi gli elementi che hanno stesso Z ma diverso A.
• ¹H ²H ³H.
• La stessa specie chimica ha diversi isotopi: idrogeno, deuterio, trizio.
• 1 1 1.

Chimica Generale - I semestre Pagina 1 di 3 Teoria Atomica

Scienze Biologiche

Tavola periodica

• Elementi dello stesso gruppo hanno un comportamento simile.
• 1° colonna, metalli alcalini.
• 2° colonna, metalli alcalino-terrosi.
• Penultima colonna, gruppo 17, alogeni.
• Ultima colonna, gruppo 18, gas nobili.
• Linea di separazione tra metalli, sinistra, e nonmetalli, destra.

G.

PERIODI.

Si nota una netta prevalenza di metalli.

R.

UPPI.

Ioni

• Ogni elemento è caratterizzato dal suo numero atomico.
• Nell’atomo neutro il numero di protoni è uguale al numero dei neutroni.
• Gli atomi che cedono elettroni o acquistano protoni diventano ioni.
• Se l’atomo cede un elettrone diventa un catione, ione positivo.
• Se l’atomo acquista un elettrone diventa un anione, ione negativo.

Sostanze elementari

• Costituite da atomi della stessa specie, con lo stesso numero atomico.
• Possono essere formate da:
• Singoli atomi, gas nobili.
• Molecole, aggregati discreti di atomi, ad esempio O₂.
• Un insieme continuo di atomi, Fe, FeFeFeFeFe.

Composti

• Costituiti da atomi di specie diverse.
• Possono essere formati da:
• Molecole, ad es. CO₂.
• Concatenazioni di atomi, numero infinito di atomi legati fra loro.
• Ioni, ad es. NaCl, Na⁺ Cl^-.

Formule chimiche

• Una 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.
• Non sempre la formula molecolare e quella minima coincidono.

Nota

• H₂O₂ è la formula molecolare del perossido di idrogeno, acqua ossigenata, la sua formula minima è però HO; questa non rispecchia la struttura molecolare, H-O-O-H.

Reazione chimica

• La combinazione degli atomi varia solo quando avviene una reazione chimica.
• Una reazione cambia il rapporto con cui gli atomi si combinano ma non la loro natura.
• Esempio → C + O₂ CO₂.
• Cambia il rapporto fra gli atomi ma non la loro natura.

Chimica Generale - I semestre Pagina 2 di 3 Teoria Atomica

Scienze Biologiche

• Si rispetta la legge della conservazione della massa:

C-C-C O=O

\/ /\ →

| + O=C=O

\/ /\

C-C-C O=O

\/ /\

Equazione chimica

aA + bB → cC + dD.

Legge di conservazione della massa

• La massa totale dei reagenti e dei prodotti non varia durante la reazione.
• Si ha lo stesso numero di atomi per ogni elemento, anche se in composti differenti, in entrambi i membri dell’equazione.

Nota

CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O.

• A livello microscopico una molecola di metano reagisce con due molecole di ossigeno per dare una molecola di anidride carbonica e due molecole di acqua, tutto in fase gassosa.
• A livello macroscopico si parla invece di moli.

Chimica Generale - I semestre Pagina 3 di 3 Teoria Atomica

Scienze Biologiche

Massa dei nuclidi

• La massa di un nuclide è troppo piccola per essere misurata in Kg, si trova nell’ordine della 10^-23/10^-24 Kg.
• Si utilizza una massa di riferimento, definita a partire dal nuclide del Carbonio-12 (¹²C).
• ^-112 g mol.
• Al nuclide C si attribuisce una massa esatta di 12.
• La massa unitaria è quindi 1/12 della massa del C12.

Peso atomico

• Si definisce peso atomico di un certo elemento la massa relativa e media di tale elemento rispetto ad 1/12 della massa di un nuclide Carbonio-12.

Ad es.

Peso Atomico (PA) dell’elemento carbonio:

(12)(0,9889) + (13)(0,0111) = 12,0111.

Nella miscela isotopica il Carbonio-12 è pari al circa il 99% mentre il Carbonio-13 a circa l’1%.

Peso atomico dell’elemento idrogeno:

(1)(0,9985) + (2)(0,0015) = 1,007.

Nella miscela isotopica l’idrogeno (¹H) è pari al circa il 99% mentre il deuterio (²H) a circa l’1%.

n p.

• Le masse relative di e per i singoli nuclidi sono riferiti a 1/12 della massa del Carbonio-12.
• Protone e neutrone hanno massa relativa vicina a 1.
• La massa dei nuclidi è vicina al numero di massa (A).

Peso molecolare

• Somma dei pesi atomici di tutti gli elementi contenuti in una molecola di una sostanza molecolare o di un composto.

Ad es.

• I₂: 2(126,9) = 253,8.
• H₂SO₄: 2(1,00798) + 32,064 + 4(15,999) = 98,076.

Peso formula

• Se una sostanza non è formata da molecole discrete ma da un insieme infinito di atomi o ioni si parla di peso formula.

Ad es.

• NaCl: 22,9898 + 35,453 = 58,443.

Chimica Generale - I semestre Massa dei Nuclidi

Scienze Biologiche

Il concetto di mole

• La Mole è la grandezza fondamentale per misurare la quantità di sostanza.
• La Mole è la quantità di sostanza che contiene un numero N di particelle che devono essere specificate, con N definito come il numero di nuclidi che stanno in 12g di Carbonio-12.
• La massa in grammi di una mole di Carbonio-12 è per definizione 12g.
• Il numero N è pari a 6,0221367.
• 10²³ (U.d.M. = mol^-1, Costante di Avogadro).

Ad es.

• Una mole di Na è la quantità di sostanza che contiene N atomi di Na.
• 23 23.

Massa molare

• È il rapporto tra massa (g) e quantità di sostanza (mol), U.d.M. = g / mol.

mM = mol n mol.

Chimica Generale - I semestre Il concetto di Mole

Scienze Biologiche

Chimica nucleare

• Studia la struttura del nucleo atomico e le sue trasformazioni, considerandone anche le conseguenze.
• I nuclei che cambiano spontaneamente la natura dell’atomo sono detti radioattivi, radionuclidi o radioisotopi, ed emettono radiazioni.

Esperimento di Rutherford

• Rivelò che la massa dell’atomo è concentrata in punti precisi.
• Rivelò la presenza di radiazioni β, α, γ, neutre per Rutherford.

Nucleo

• n) Insieme di nucleoni uniti fra loro, p e.
• Forma sferica.
• Il neutrone libero è instabile e tende a decadere liberando un elettrone ed un protone.
• Il protone libero è una particella stabile.
• La maggior parte dei nuclidi sono isotopi stabili, tali che un consistente numero di protoni e neutroni si trovino in un volume molto piccolo.
• La forza forte vince la repulsione tra i protoni e li tiene legati.
• Le forze nucleari che tengono insieme i nucleoni nel nucleo sono forze molto forti delle quale sono responsabili i mesoni, particelle subatomiche con 1/5 della massa dei nucleoni scambiati continuamente tra i nucleoni.
• Il raggio dell’atomo è di circa 1 fm, 10^-15 m.
• Il numero dei neutroni può variare in maniera ridotta e differenzia gli isotopi di un elemento.

Stabilità dei nuclei

• Il grafico di Z verso N definisce la banda di stabilità, circondata dal mare di instabilità.

Disintegrazioni nucleari

• L’emissione di una particella β o α da un nucleo è il risultato di una disintegrazione nucleare, cioè della parziale rottura del nucleo.
• La disintegrazione trasforma il nucleo in quello di un altro elemento, elemento figlio.
• Quasi sempre le radiazioni α o β sono accompagnate da radiazioni γ.
• Il nucleo si riassesta e subisce un riaggiornamento energetico, inoltre emette un fotone γ.

Disintegrazione β

• Quando dal nucleo di un atomo viene emessa una particella β- il nucleo viene privato di una carica negativa.
• La perdita può essere interpretata come la trasformazione di un neutrone in protone.
• Il numero atomico aumenta di uno, Z+1.

Modalità di disintegrazione alternative

• Cattura elettronica: il nucleo cattura uno dei propri elettroni, Z-1.
• Emissione di positroni: emesso un positrone con carica +1, Z-1.

Previsione del tipo di disintegrazione

• I nuclei sopra la banda di stabilità sono ricchi di neutroni ed espellono una particella β- per rientrare nella banda di stabilità.

Chimica Generale - I semestre Pagina 1 di 2 Nucleare

Chimica

Scienze Biologiche

Pari e dispari

• Numero dei nuclidi stabili per numeri pari e dispari di neutroni e protoni.
• Quelli con numero pari sono più stabili.

Serie radioattiva

• La disintegrazione del nucleo degli atomi pesanti spesso procede a tappe, una radiazione α seguita da un’altra α o da una β; fino a raggiungere la stabilità, spesso piombo.
• Ad es. → Uranio 238 Pb-206.
• → Uranio 235 Pb-207.
• → Uranio 232 Pb-208.

Nucleosintesi

Formazione degli elementi chimici tramite:

• Riscaldamento di una sostanza a temperature elevatissime.
• Bombardamento del nucleo con particelle elementari.
• Trasmutazione indotta da neutroni, non subisce repulsione elettrostatica dalla carica elementare del nucleo.

Misura della radioattività

• Pellicola fotografica, grado di radiazione indicato dal grado di annerimento della pellicola.
• Contatore Geiger.
• Scintillatori.
• Unità di radiazioni:
• Rad, quantità di radiazione depositata per chilo di tessuto umano.
• Rem, dose efficace di radiazioni che tiene conto del potere distruttivo.

Difetto di massa

• Per entrare a fare parte di un nucleo ogni nucleone paga un contributo energetico attingendo dalla sua massa e trasformandolo in energia, E=mc².

Energia nucleare

• Fissione.
• Fusione.

Chimica Generale - I semestre Pagina 2 di 2 Nucleare

Chimica

Scienze Biologiche

Onde e particelle

La luce e l’elettrone.

Modello ondulatorio

• c La luce è formata da onde elettromagnetiche che si propagano in linea retta con una velocità.
• Data una direzione di propagazione esistono un campo elettrico e un campo magnetico ortogonali fra loro e alla direzione di propagazione.
• Le intensità dei due campi hanno andamento sinusoidale fra loro.

Ampiezza Direzione di propagazione.

Lunghezza d’onda

• La lunghezza d’onda (λ) è il tratto corrispondente all’intero ciclo dei valori.
• La frequenza (ν) è il numero di volte per secondo il cui vettore assume l’intero ciclo di valori.

c (m/s)

v = (Hz) λ (m)

Spettro delle radiazioni elettromagnetiche

• La lunghezza d’onda varia di molti ordini di grandezza.

Relazione fra energia e frequenza

• L’energia è direttamente proporzionale alla frequenza secondo la relazione:

E = hv, h.

• Dove = costante di Planck (6,62 × 10^-34 Js).

Fotoni

• Si può considerare la luce come costituita di particelle dette fotoni.
• hν.
• Un fotone è una particella dotata di energia, E =.
• La descrizione corpuscolare della luce è complementare a quella ondulatoria.
• Si ha una natura dualistica della luce.

2E = mc = hvc.

λ = v h ⇒ λ = mc h.

λ = Per un corpo in movimento si ha: mvm.

• Nel mondo macroscopico gli oggetti hanno grande e quindi l’effetto ondulatorio è trascurabile poiché le lunghezze d’onda che si possono calcolare sono piccole.
• L’elettrone, al contrario, ha massa molto piccola e quindi gli si possono attribuire delle proprietà ondulatorie.

Chimica Generale - I semestre Onde e particelle

Scienze Biologiche

Modello dell’atomo

Modello di Bohr

• Nel 1913 venne formulata una teoria che combinava il modello planetario, Rutherford, con un postulato che poneva delle limitazioni ai valori di energia posseduta da un elettrone in un atomo.
• Bohr introdusse nel modello atomico planetario il concetto di quantizzazione dell’energia formulato da Planck E - E = hν.

ΔE = (1) (2).

E 3E Stato eccitato.

2E 1 Stato fondamentale.

• A livello atomico l’energia varia in modo discontinuo ed è quantizzata.

Principio d’indeterminazione di Heisenberg

• Nel caso dei fenomeni macroscopici non si hanno conseguenze pratiche.
• A livello atomico non è possibile definire la traiettoria di un elettrone intorno al nucleo ma si può parlare della posizione dell’atomo solo in termini probabilistici.

Funzioni d’onda

• Nel 1926 Schrödinger definì il concetto di meccanica quantistica o meccanica ondulatoria.
• La meccanica quantistica permette di descrivere matematicamente le proprietà ondulatorie delle particelle microscopiche.
• La meccanica quantistica cambiò il modo di concepire il moto delle particelle basato fino al momento sulla meccanica classica e sul concetto di traiettoria.
• Schrödinger associò all'elettrone una funzione detta funzione detta funzione d'onda Ψ(x,y,z) tale che il suo quadrato |Ψ(x,y,z)|² dà la probabilità di trovare la particella nel punto dello spazio di coordinate (x,y,z).

Equazione di Schrödinger

Ĥψ = Εψ.

• Sia che ψ sono incognite.
• E.
• I risultati sono infinite ψ a ciascuna delle quali è associato un valore di energia.
• Può essere risolta in modo esatto solo per l’atomo di idrogeno.

Funzioni d’onda ψ

• Sono caratterizzate dai numeri quantici.
• n.
• Il numero quantico principale può assumere valori interi compresi tra 1 ed infinito.
• l n-1.
• Il secondo numero quantico può assumere i valori compresi tra 0 e.
• m.
• Il terzo numero quantico, numero quantico magnetico, può assumere i valori compresi tra -1.
• 2l + 1.
• e 1, si hanno numeri quantici magnetici.
• n.
• Le energie dipendono solo da.
• Funzioni d’onda associate ad una stessa energia si dicono degen.