Chimica organica - idrocarburi e fisica quantistica

Fisica quantistica

• Inizi ‘900 = Possibilità di descrizione della composizione e del comportamento della materia;
• V sec a.C. = Democrito fu il primo a sostenere l’esistenza di “elementi minimi” di materia, al di sotto dei quali, nessun elemento poteva essere ulteriormente frammentato. (Teoria filosofica);

Teoria atomica

Fine XVIII sec = Dalton spiegò scientificamente la attraverso l’enunciamento dei 3 postulati, tra cui la Legge delle proporzioni multiple, la quale dice che quando due elementi si combinano per formare composti diversi, le masse di uno dei due elementi, combinate con una massa fissa dell’altro, stanno tra loro secondo un rapporto espresso da numeri interi.

Data questa affermazione, Dalton dedusse che la materia è composta da particelle elementari (atomi) indivisibili e inalterabili, e che gli atomi di un determinato elemento chimico sono identici tra loro.

Struttura dell’atomo

• Nucleo: neutroni + protoni, e possiede la più grossa densità dell’Universo. Una certa quantità di massa viene convertita in E e permette all’atomo di esistere.
• Protoni: possiedono carica positiva e sono identificativi dell’atomo, cioè definiscono l’elemento chimico (= Numero Atomico = Z); Ist -9,2 io M=.
• Neutroni: sono i cosiddetti “isotopi” (cioè atomi dello stesso 15m elemento con diverso numero di massa) e non possiedono carica; -io9,2F-.
• Elettroni: possiedono carica negativa e tale carica è la più piccola esistente in natura; +P N inferiore quello -dit 20 volte ea=.

A Numero di massa = protoni + neutroni E. Isotopi: atomi dello stesso simbolo elemento elemento con diverso numero di numero atomico = protoni massa.

Peso atomico = è la massa di un atomo espressa in UMA (“unità di massa atomica” = 1,66054x10^-27 kg), ed è un numero che indica la massa apportata alla dodicesima parte della massa dell’isotopo Carbonio 12.

È importante ricordare che la Chimica è una scienza empirica, e in quanto tale, non esistono bilance in grado di “pesare” gli atomi, quindi gli scienziati, per quantificare la materia, decisero di fare un calcolo alla rovescia.

Mole e numero di Avogadro

Mole (Mol) è l’unità di misura della quantità di sostanza che contiene tante entità elementari, atomi o = molecole, quanti sono gli atomi presenti in 12 g di Carbonio 12C.

La mole permette quindi di determinare il numero di particelle contenute in una determinata quantità di sostanza.

Esercizi

Numero di Avogadro (N) = 6,02x10²³.

Una mole di una sostanza pesa quanto il suo PA o PM espresso in g/mol (massa molare) (è il numero di particelle contenute in una mole).

Quanto pesa una mole di atomi di H?

PA(H) = 1 uma.

Una mole di H pesa 1 g e contiene 6,02x10²³ atomi di H.

n (numero di moli di sostanza) = n^ particelle totali di sostanza / n.

n^ particelle totali di sostanza = n N.

Quanto pesa una mole di molecole di H2O?

PA(H) = 1 uma PA(O) = 16 uma.

PM(H2O) = 2x1uma + 1x16uma = 18uma.

Una mole di H2O pesa 18 g e contiene 6,02x10²³ molecole di acqua.

Massa sostanza (g) = n Massa molare sostanza.

Quante moli di H2O ci sono in 9 g di acqua?

n = massa sostanza (g) / massa molare (g/mol).

n = massa (g) / massa molare = 9(g) / 18(g/mol) = 0,5mol.

Concetto di indeterminazione

Concetto di indeterminazione = non è possibile misurare contemporaneamente e con estrema esattezza le proprietà che definiscono lo stato di un elettrone, quindi calcoleremo le probabilità che un elettrone si trovi in una certa posizione a una certa velocità.

Orbitale = è la rappresentazione grafica della probabilità.

!!! Non posso considerare un elettrone come una particella, ma come un’onda con quindi il suo moto ondulatorio, e quindi parlerò di Energia.

In base ai parametri che vado a sostituire, otterrò un certo elettrone => non esistono elettroni uguali.

Numeri quantici

Numeri quantici = rappresentano il livello energetico, ovvero l’energia che l’elettrone possiede girando attorno al Nucleo.

• N = numero quantico principale = indica il livello energetico e la dimensione degli orbitali. 7GENE
• L = numero quantico secondario = indica la forma e quindi il tipo dell’orbitale. OELEN -9
• M = numero quantico magnetico = lsms.tlesprime l’orientamento degli orbitali nello spazio. -
• S = indica il verso di rotazione del proprio asse = indica il verso di rotazione del proprio asse. %±

• Se l=0 => orb.S
• Se l=1 => orb.P
• Se l=2 => orb.D
• Se l=3 => orb.F

Ioni

Ioni = si parla di IONI quando il numero di elettroni di un dato atomo\molecola è diverso dal numero totale di protoni. Uno ione può formarsi a partire da un atomo se quest’ultimo perde o acquista elettroni.

Cl- = “Anione”.

Na+ = “Catione”.

Perché possiede una carica negativa.

Perché possiede una carica positiva.

Tavola periodica degli elementi

Tavola periodica degli elementi creata con l’esigenza di poter identificare gli elementi chimici secondo delle proprietà.

Sx = “Metalli”.

• Lucentezza;
• Conducibilità termica ed elettrica;
• Duttilità = cap. Di essere ridotta in fili;
• Malleabilità = cap. Di essere ridotta in lamine;
• Durezza = cap. Di non frammentarsi se percossi da un metallo;

Dx = “Non Metalli”.

Caratteristiche opposte a quelle dei Metalli;

Centro = “Semimetalli”.

Caratteristiche intermedie tra metalli e non metalli.

Legami chimici

Elettronegatività: la tendenza che un dato atomo ha di attirare a sé gli elettroni di legame quando esso è appunto impegnato in un legame chimico.

Legame ionico

• È il tipo di legame più semplice;
• Ha una natura di tipo elettrostatico: è la conseguenza dell’attrazione elettrostatica che si manifesta tra due ioni di carica opposta;
• Si realizza quando la differenza di elettronegatività fra due elementi che intendono legarsi, è superiore a 1,9;

Il legame ionico nel Cloruro di Sodio:

A differenza di quanto si potrebbe pensare, non esiste la singola molecola di NaCl.

L'attrazione tra cariche di segno opposto, come sono gli ioni positivi Na+ e negativi Cl-, non si sviluppa infatti lungo una sola direzione, ma agisce uniformemente in tutte le direzioni con formazione di un reticolo cristallino ordinato.

Numero di anioni che circonda un catione all’interno del reticolo cristallino = “Numero di coordinazione del catione”.

Numero di cationi che circonda un anione all’interno del reticolo cristallino = “Numero di coordinazione dell’anione”.

Legame covalente

• Si basa sulla compartecipazione degli elettroni;
• Non ha natura di tipo elettrostatico;
• Esistono 2 tipi: legame covalente puro e legame covalente polare;

Legame covalente puro: si basa sulla compartecipazione di due o più elettroni tra atomi di uno stesso elemento: gli elettroni sono condivisi equamente e quindi si crea una nuvola elettronica simmetrica che avvolge i due atomi. “Legame Omopolare”.

Legame covalente polare: si basa sulla compartecipazione di due o più elettroni tra atomi di un diverso elemento (quindi differente elettronegatività, ma non così tanta da avere un legame ionico): la nuvola elettronica non sarà simmetrica, ma sarà più spostata verso l’atomo più elettronegativo. “Legame Eteropolare”.

Legame a idrogeno

• È un particolare tipo di interazione dipolo-dipolo che si viene a formare tra molecole nelle quali un atomo di idrogeno è legato covalentemente con un atomo di piccole dimensioni e fortemente elettronegativo (F, N e O): ammoniaca, fluoruro di idrogeno, acqua…
• Ha una natura prettamente elettrostatica;
• È più debole del legame ionico;

Legami deboli e di Van Der Waals

• Sono le forze che spiegano i cambiamenti di materia, infatti si instaurano tra molecole in fase gas, liquida o solida:
• Interazioni dipolo-dipolo: un'attrazione elettrostatica tra i poli opposti di due molecole;
• Interazione dipolo permanente-dipolo indotto: si ha tra molecole polari e molecole non polari;
• Interazione dipolo istantaneo-dipolo indotto (Forze Di London): sono forze attrattive tra molecole non polari;

Legame ionico.

Legame idrogeno.

Legame di Van aderisce Waals.

Soluzioni e calcolo delle concentrazioni

Soluzione: I è una miscela omogenea (può essere sia allo stato solido, che liquido, che gassoso) le cui particelle mescolare sono distribuite in modo omogeneo ed uniforme in modo che ogni volume di soluzione abbia la medesima composizione degli altri.

Soluto: è la sostanza presente in minor quantità.

Solvente: i è la sostanza presente in maggior quantità.

Esercizi sulle soluzioni

Soluzione fisiologica: 0,9% P/V di NaCl.

In 100ml di soluzione ci sono 0,9g di NaCl;

In 100l di soluzione ci sono 0,9kg di NaCl;

In 100hl di soluzione ci sono 0,9q di NaCl;

Calcolare la Concentrazione in % P/V di una soluzione preparata con 90g di NaCl (volume soluzione 10L):

% P/V = (grammi soluto (90g NaCl) / volume soluzione (10L)) x 100 = (90g/10000ml) x 0,9% P/V.

Preparare 10 litri di una soluzione 0,9% P/V di NaCl:

% P/V = (grammi soluto (NaCl / volume soluzione (10l))) x100 = 0,9 ==> NaCl(g)= 0,9x10000/100=90g.

Si pesano 90g di NaCl, si mettono in un contenitore graduato e si aggiunge acqua fino al volume di 10L.

Proprietà colligative delle soluzioni

Proprietà colligative delle Soluzioni sono proprietà strettamente correlate tra loro, che non dipendono dalla natura del soluto, ma dalla concentrazione delle Soluzione.

Abbassamento della tensione di vapore

1) Abbassamento della tensione di vapore: è definito come l’abbassamento della pressione di vapore di una soluzione rispetto a quella del solvente puro.

Es. acqua che bolle = vapore acqueo. Se ci butto altra acqua, la tensione di vapore si abbassa.

Innalzamento ebullioscopico

2) Innalzamento ebullioscopico: è definito come l'incremento della temperatura di ebollizione di una soluzione rispetto a quella del solvente puro.

È direttamente proporzionale alla concentrazione della soluzione espressa come molalità.

Abbassamento crioscopico

3) Abbassamento crioscopico: è definito come l'abbassamento della temperatura di congelamento di una soluzione rispetto a quella del solvente puro.

Es. acqua ghiacciata, formazione ghiaccio, butto il sale e quella acqua che rimane in superficie si mischia e ottiene una temperatura di congelamento più bassa.

Pressione osmotica

4) Pressione Osmotica: è definita come la pressione idrostatica necessaria a impedire lo spostamento di un solvente puro in una sua soluzione attraverso una membrana semipermeabile.

Passaggio dell’acqua dal solvente puro, a quello dove c’è la soluzione, nel tentativo di andare a diluire la soluzione è quindi smorzare il gradiente.

L’innalzamento della soluzione ha portato alla formazione di una colonna di acqua che avrà un certo peso e che andrà ad esercitare una certa pressione sulla