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 costituivo 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 n

Massa atomica simile a quella di

Protone (p) Carica unitaria positiva (+1) p

Massa atomica simile a quella di

Neutrone (n) Carica relativa nulla (0)

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

• 6 C

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

• 1 2 3

H H H

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 non

metalli (destra)

G

PERIODI Si nota una netta prevalenza di

R metalli

U

P

P

I

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 O )

• 2

Un insieme continuo di atomi (Fe, FeFeFeFeFe)

•

Composti

Costituiti da atomi di specie diverse

• Possono essere formati da:

• Molecole (ad es. CO )

• 2

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

H O è la formula molecolare del perossido di idrogeno (acqua ossigenata), la sua formula

• 2 2

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 + O CO

• 2 2

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 CH + 2O → CO + 2H O

4 2 2 2

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 /10 Kg

-23 -24

Si utilizza una massa di riferimento, definita a partire dal nuclide del Carbonio-12 ( C)

12

• −1

12 gm ol

Al nuclide C si attribuisce una massa esatta di

• 12

La massa unitaria è quindi 1/12 della massa del C

12

•

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 ( H) è pari al circa il 99% mentre il deuterio ( H) a circa l’1%)

1 2

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.

I : 2(126,9) = 253,8

• 2

H SO : 2(1,00798) + 32,064 + 4(15,999) = 98,076

• 2 4

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•10 (U.d.M. = mol , Costante di Avogadro)

23 -1

•

Ad es.

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

23 23

•

Massa molare

E’ il rapporto tra massa (g) e quantità di sostanza (mol) (U.d.M. = g / mol)

• m

M =

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 m)

-15

• 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=mc )

2

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 Js)

-34

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

• 2

E = mc = hv

c

λ = v h

⇒ λ = mc h

λ =

Per un corpo in movimento si ha: mv

m

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 vene 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 3

E Stato eccitato

2

E 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)| dà la probabilità di trovare la particella nel punto dello spazio

2

di coordinate (x,y,z)

Equazione di Schrödinger

Ĥψ = Εψ

E

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