Fondamenti chimici per l’ingegneria ambientale

CHIMICA: studia trasformazione e

composizione della materia • tutto ciò che ha un peso

• composta da elementi

Nella tavola

periodica gli

METODO FISICO: cambia lo stato fisico (separa la elementi sono

sostanza), ma non la natura posizionati in

base a

caratteristiche

fisiche,

chimiche e

reazioni

ex.

METALLOIDI:

caratteristiche

simili a metalli

e non metalli

1 LEGGE “DI CONSERVAZIONE DELLA MASSA”: durante la trasformazione

tutta la massa si conserva La materia è formata

da particelle

microscopiche che

non possiamo pesare

e sono indistruttibili

ex. Hg + aria—> solido + gas Cambia come si legano

2 LEGGE “DELLE PROPORZIONI DEFINITE”: due o + elementi che si

combinano x formare un composto, si uniscono sempre secondo

proporzioni di massa definite Rapporto tra le

masse di elementi

ex. in un composto è

89,9% O sempre lo stesso

11,1% H

composto da particelle microscopiche tutte =

Sono indivisibili:

mantengono

ATOMI sempre le loro

proprietà

MOLECOLE: insieme di + atomi

Rappresentate in 3 modi:

1. minima: rapporto degli atomi

2. molecolare: quanti atomi nella molecola

3. di struttura: come sono legati tra di loro gli atomi

MODELLO ATOMICO DI RUTHERORD particelle a—> passano

particelle b—> deviate

particelle c—> rimbalzano

.

Egli scoprì che: la maggior parte delle particelle alfa passava attraverso la

→

lamina senza deviazioni l’atomo è per lo più vuoto. →

Alcune particelle venivano deviate o rimbalzavano indietro esiste un

nucleo piccolo, denso e carico positivamente al centro.

Quindi Rutherford propose che: l’atomo è costituito da un nucleo centrale

contenente protoni (e in seguito si scoprì anche i neutroni).

Gli elettroni ruotano attorno al nucleo come i pianeti attorno al Sole (da qui il

nome “modello planetario”).

Nell’atomo sono presenti p, n, e :

• p e e in = numero

• p + pesanti di e

• p e e = carica

• e non influenzano il peso di un atomo e non possono assumere

qualsiasi valore

• n non influenzano la carica di un atomo

X A= numero di massa (n p + n n) ex. He

Z= numero atomico (n p)

Un atomo dello stesso elemento può avere massa = ISOTOPI

ISOTOPI: atomi di un elemento con = A e = massa atomica

ISOELETTRONI: atomi

con stesso numero di e

• p non si perdono o acquistano—> n p resta sempre =

• elemento che perde e non è più lo stesso ( e si possono perdere)

ex. un e eccitato ha

F—> F acquistato

energia

avviene solo se acquista un e + CATIONE

IONI: atomo o molecole con carica —ANIONE

un anione tende a legarsi ad un atomo centrale che non ha raggiunto l’ottetto

elementi 2 gruppo perdono 2 e, eccezione Be

formati da M e NM—> interazioni ioniche (non legami)

M tendono a perdere e, NM ad acquistare

reattività elemento dipende dai propri e

2H + O —> 2H O aggiungo coefficienti stechiometrici x bilanciare

prendendo un riferimento si può stabilire il peso di ogni elemento

massa isotopo carbonio C = 12 u.m.a.

= 12 g

N = n di Avogadro= 6,022 x10

collegamento mondo microscopico-macroscopico

• mol = quantità di particelle

• 1 mol = N m(g)

• mol = n = PA(g/mol) peso atomico (peso molecolare)

FISICA QUANTISTICA

•n = numero quantico principale > 1 (E e dim)

• l = numero quantico angolare 0 < l < n-1 (forma)

• m = numero quantico magnetico -l < m < l (orientazione)

• ms = numero quantico di spin = 1/2 (senso di rotazione)

Max probabilità di trovare un e

= 0,53 A Principio di esclusione di Pauli

• In un atomo gli e tutti =

devono differire di almeno un n quantico

Principio di indeterminazione di Heinsenberg

x = posizione

x v = h v = velocità (energia)

4 m m = massa

h = costante di Plank

• Eq. d’onda di Schrodinger—> e stabilito come un’onda in movimento

• psi = soluzioni eq. d’onda (posizione e )—> rappresentano uno

spazio infinite, solo alcune sono fisicamente accettabili se

applicate al movimento dell’e

• f.onda = = orbitali

l = 0 s < energia > stabilità

< n quantico principale < energia

l = 1 p x ogni livello energetico 1 orbitale s

l = 2 d

l = 3 f

2 e nello stesso orbitale devono avere spin antiparallelo

MAX x orbitale

+ e è vicino al nucleo + è stabile

CONFIGURAZIONE ELETTRONICA

Numero atomico(Z) indica il n di ex: H 1s

He 1s

Li 1s 2s

REGOLA DELL’OTTETTO: gli atomi tendono a formare

legami fino ad avere 8 e nel guscio più esterno,

raggiungendo la stabilità (min valore energetico) He fa eccezione

Max se si

completa

l’ultimo

livello Con 8 e

energetico INTERNI: completano il livello energetico

2 tipi di e DI VALENZA: + esterni

non completano il livello energetico

definiscono le proprietà degli e

Elementi dello stesso gruppo hanno proprietà molto

simili

MAX MOLTEPLICITA’ DI HUND: se bisogna riempire orbitali con = energia, >

stabilità con orbitali riempiti singolarmente con spin parallelo

Orbitali con numero quantico inferiore hanno energia

. inferiore e viceversa “+ sono le frecce nella

configurazione + c’è energia”

Importante scrivere la configurazione nell’ordine giusto pk

bisogna “mimare” ciò che succede in natura x gli ioni si parte

dalla configurazione

distanza tra nucleo dell’atomo neutro e

e orbitale + esterno poi si tolgono gli e

VARIAZIONE RAGGIO ATOMICO: aumenta molto lungo il gruppo

diminuisce poco lungo il periodo

chi ha + p, ha + carica

nucleare = raggio atomico <

+ sono gli e

+ è grande il Orbitali che

raggio atomico ospitano e di

valenza sono

sempre + grossi

ex: Na > Na

ENERGIA DI IONIZZAZIONE: energia che dobbiamo

fornire ad un elettrone per toglierne uno ad un altro

+ è piccola + è facile strappare l’e

POTENZIALE DI IONIZZAZIONE: energia minima x

strappare un e ad un gas—> molto alto x cationi

MODO DI VALENZA

2 modi x studiare il legame chimico ORBITALI MOLECOLARI

metodo + semplice x costruire la formula di struttura

• molecolare

solo gli e di valenza responsabili del legame chimico

•

H posti a distanza infinita

H = 1s hanno energia infinita

H = 1s MINIMO ENERGETICO

punto di max stabilità

energetica

qui si sovrappongono due atomi, nella zona di

sovrapposizione è molto probabile trovare 2 e

Se due e si avvicinassero non ci sarebbe +

• LEGAME CHIMICO: sovrapposizione parziale di 2 orbitali

LEGAME COVALENTE parziale sovrapposizione

di 2 orbitali s

esistono 2 tipi di legame:

• 1. SIGMA ( ): avviene lungo la congiungente di 2

σ

nuclei + stabile

2. PI GRECO (π): avviene lungo la parallela

x rappresentare le molecole si utilizza il

• METODO DI LEWIS legame x raggiungere l’ottetto

O può essere singolo, doppio, triplo

O O doppietta libera di legame

Molecole con doppio legame (+ energetico—> + stabile/forte)

• legame fra due atomi uguali: omopolare/apolare—> insolubile in acqua

• legame fra due atomi diversi: polare (quello + forte)—> se ionico molto

•

molecola polare non è simmetrica—> = 0 momento polare

LEGAME POLARE

uno dei 2 atomi ha > attrazione

ex.

HCl H Cl è + elettronegativo

(attira di più)

ELETTRONEGATIVITA’ ( ): tendenza ad attirare e verso di sè

aumenta lungo il periodo, diminuisce lungo il gruppo

• elemento + elettronegativo—> n di ossidazione neg.

•

LEGAME DATIVO

S sovrapposizione parziale

con un orbitale vuoto

O O (sempre legame sigma)

• Gli elementi del secondo periodo non possono espandere l’ottetto,

solo gli elementi dal terzo livello possono espandere l’ottetto

ENERGIA DI LEGAME: energia necessaria da fornire x

rompere legame chimico x calcolare scrivere forma

di struttura e guardare

legami

ex.

HCl N Cl HF

H F

Cl Cl

N N

H Cl

N > HF > HCl > Cl

VSEPR: teoria chimica che descrive la forma geometrica della molecola in base

alla repulsione tra le coppie elettroniche presenti nella shell di valenza degli

atomi, le quali si dispongono nello spazio così da minimizzare la repulsione.

Caratteristiche:

● Coppie di e si respingono tra loro

● Forma molecola determinata dal n di regioni di densità elettronica (coppie di legame +

coppie solitarie) attorno all’atomo centrale

● Coppie solitarie respingono + forte di quelle di legame, possono distorcere le geometrie

ideali

N SFERICO (NS) = n atomi legati all’atomo centrale + n coppie di non legame

● C’è Max repulsione se le coppie di e si trovano a 180

O C O

NS = 2 LINEARE

NS = 3 PLANARE TRIGONALE

● se i vertici sono = è simmetrica ed è apolare

● se i vertici sono = è polare

NS = 4 TETRAEDO

NS = 5 BIPIRAMIDALE TRIGONALE

NS = 6 OTTAEDRO

METODO DELL’IBRIDAZIONE DEGLI ORBITALI: -ibridare = combinare O atomici

-ibridazione = legami σ + doppiette

libere sull’ atomo centrale

ex. 4 = sp

5 = sp d

LEGAMI AD e DELOCALZZATI:

● e di valenza non sono localizzati in un legame σ O π tra due atomi specifici, ma si

distribuiscono su + legami Forma reale è a metà tra

● molecola rappresentata da 2 formule “limite” o “di risonanza”—> le 2

● conferisce stabilità alla molecola S

S O O

O O

● legami S-O sono =

● legame di ordine 1,5

● gli e dei legame π si possono muovere lungo tutta la molecola

Succede nel BENZENE

C H

● orbitali liberi di muoversi nella molecola

ORBITALI MOLECOLARI: combinano OM di atomi = x formare orbitali che

racchiudono tutta la molecola

H H = 1s = O O + O =

H = 1s = O O - O =

O con + E—> ANTILEGANTE

O con - E—> LEGANTE

ORDINE DI LEGAME: quanti legami ci sono tra i 2 atomi

OL = n e orbitali L + n e orbitali A

2

SOMMA MAX probabilità

σ legante—>

di trovare e

DIFFERENZA σ antilegante—> nessuna

probabilità di trovare e

Non si possono combinare linearmente orbitali con E =

O = 1s 2s 2p

O O = 1s 2s 2p

Grazie a questo metodo vediamo se ci sono e non appaiati:

● molecola paramagnetica/radicale: spin non si annulla—> e non appaiati

● Molecola diamagnetica: spin si annulla—> e appaiati

INTERAZIONI: x identificare le proprietà fisiche

● solidi—> molto forti, fisse nei punti, no possibilit