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CHIMICA GENERALE di Giovanni Bandieras (in collaborazione con Giorgio Konstitution)
Lezione 1: Presentazione del programma
-Il metodo scientifico
-Atomi, molecole, pesi atomici, mole, massa molare. Determinare la formula empirica
-la tavola periodica, nomenclatura
-la struttura degli atomi, teoria quantistica
-il legame chimico, ionico e covalente
-legge dei gas, solidi e liquidi
-soluzioni. Solubilità
-termodinamica chimica
-equilibrio chimico, principio di le chatelier, costante di equilibrio
-proprietà degli acidi e delle basi
-le celle voltaiche
Lezione 1 bis: Il metodo scientifico
Questo metodo si può immaginare come un insieme di passi successivi. Il primo consiste nel raccogliere i dati forniti dall’osservazione e dalla misura eseguita su piccoli campioni di materia. Quando i dati osservati mettono in evidenza una qualche regolarità, la si riassume nella forma di una legge scientifica, un riepilogo delle osservazioni.
Il passo seguente consiste nel formulare ipotesi, possibili spiegazioni delle leggi basate su concetti maggiormente fondamentali. L’osservazione esige grande attenzione al dettaglio, mentre l’elaborazione di un ipotesi richiede capacità introspettiva, creatività, immaginazione.
Una volta raggiunta un ipotesi, si progettano esperimenti, prove accuratamente controllate, volte a verificarla.
Se i risultati di più esperimenti reiterati nel tempo confermano l’ipotesi, allora si passa a formulare una teoria, cioè una spiegazione formale della legge. La teoria si interpreta spesso attraverso un modello, una versione semplificata dell’oggetto dello studio. Ove non trovino conferma nei risultati sperimentali, teorie e modelli vanno sottoposti ad ulteriore sperimentazione e a revisione.
Lezione 2: I componenti della materia
I componenti della materia
Sostanze pure
Sono sistemi omogenei solidi, liquidi o gassosi, aventi una composizione definita e costante in qualunque modo essi siano preparati. Le sostanze pure possono essere elementari o composte.
Miscele
Sono gruppi di due o più sostanze mescolate fisicamente, con rapporti di massa variabili
Possono essere separate nei loro componenti mediante trasformazioni fisiche
Numero atomico, numero di massa e simbolo atomico
Il numero atomico (Z) di un elemento è uguale al numero di protoni nel nucleo di ciascuno dei suoi atomi. Atomi con lo stesso numero di protoni hanno proprietà identiche.
Il numero di massa (A) di un elemento è il numero totale di protoni e di neutroni nel nucleo.
Isotopi e masse atomiche? Tutti gli atomi di un elemento hanno lo stesso numero atomico ma non lo stesso numero di massa. Si dicono isotopi di un elemento gli atomi dell’elemento che hanno differenti numeri di neutroni e quindi differenti numeri di massa.
? Poiché le proprietà chimiche sono determinate principalmente dal numero di elettroni, tutti gli isotopi di un elemento hanno un comportamento chimico quasi identico.
? La massa atomica (o peso atomico) è la somma delle masse di tutte le particelle che compongono l'atomo.
? L’unità di massa atomica (simbolo: uma) è definita pari a 1/12 della massa dell’atomo di carbonio 12. E’ chiamata anche Dalton (simbolo: Da).
? La massa atomica di un elemento viene espressa come media delle masse dei suoi isotopi naturali ponderata secondo le rispettive abbondanze.
La materia
- Elementi (atomi tutti uguali fra loro)
Sostanze pure:
-Composti (atomi diversi in rapporti ben definiti)
Gli elementi possono essere costituiti da:
? Atomi isolati (gas nobili)
? Molecole discrete (H2, O2, P4, S8)
? Insieme di atomi legati fra loro da legami covalenti (Carbonio in diamante e grafite)
? Insieme di atomi tenuti insieme da legame metallico (Na, Al, Fe)
La formula di un elemento si indica con il simbolo dell’atomo e (nel caso in cui l’elemento sia formato da molecole) da un indice pari al numero di atomi legati
Peso atomico
Peso atomico: È il rapporto tra il peso dell’atomo considerato e il peso di un atomo di riferimento al quale si assegna un peso arbitrario
Peso di riferimento = 1/12 del peso dell’atomo di carbonio con numero di massa 12 (12C)
La mole
La mole (simbolo: n; unità di misura: mol) è definita come la quantità di sostanza che contiene tante unità elementari (atomi, molecole, ioni, …) quanti sono gli atomi contenuti in 12 g esatti di 12C.
Tale numero è conosciuto come numero di Avogadro (o costante di Avogadro) ed è indicato con il simbolo NA.
Massa molare
La massa in grammi di una mole di qualunque sostanza è espressa dallo stesso numero che ne esprime il peso atomico, il peso molecolare o il peso formula.
La massa di una mole di 12C è 12 g per definizione. Dato che la massa atomica media del carbonio è 12.011 volte 1/12 di quella del nuclide 12C, anche la massa di 1 mole di carbonio sarà 12.011 volte 1/12 della massa di una mole del nuclide 12C, cioè 12.011 g
La IUPAC definisce massa molare (M) il rapporto fra massa e quantità di sostanza.
m(g)
M= -------------
n(mol)
Reazioni chimiche
“Un’equazione chimica è un enunciato, in formule, che esprime le identità e le quantità delle sostanze che partecipano ad una trasformazione chimica o fisica.”
Reagenti ---------------> prodotti
Affinché l’equazione rappresenti correttamente queste quantità, deve essere bilanciata, ossia nei due membri dell’equazione deve comparire lo stesso numero di atomi di ciascuna specie
Tipi di formule chimiche
In una formula chimica, i simboli degli elementi e i pedici numerici indicano la specie e il numero di ciascun atomo presente nella più piccola unità di sostanza.
1. La formula empirica mostra il numero relativo di atomi di ciascun elemento nel composto. Per esempio, il perossido di idrogeno ha formula empirica HO poiché contiene 1 parte in massa di H per ogni 16 parti in massa di O.
2. La formula molecolare mostra il numero reale di atomi di ciascun elemento in una molecola del composto. Per esempio, il perossido di idrogeno ha formula molecolare H2O2.
3. La formula di struttura mostra il numero di atomi e i legami tra di essi. Per esempio, il perossido di idrogeno ha formula di struttura
H—O—O—H.
Lezione 3: La tavola periodica
I chimici hanno da sempre cercato di raggruppare gli elementi in base a delle caratteristiche simili; il risultato finale è stato la creazione di una tavola periodica degli elementi.
Questa tavola è formata da gruppi e periodi:
- gruppi, colonne verticali
- periodi, colonne orizzontali
I gruppi sono formate da elementi con configurazione elettronica simile;
I periodi rappresentano l’andamento progressivo del peso atomico crescente.
Essenzialmente nella tavola periodica abbiamo tre colorazioni differenti per indicare i metalli, i non metalli ed i gas nobili; i gas nobili sono situati all’estrema destra della tavola ed hanno una configurazione perfetta (orbitale completo) e quindi non hanno legami con nessun altro elemento, i non metalli sono situati nella parte destra della tavola (più idrogeno) ed hanno una tendenza ad acquistare elettroni per raggiungere la configurazione elettronica dei gas nobili; infine abbiamo i metalli che si trovano nella parte sinistra- centrale della tavola, hanno tendenza a perdere elettroni sempre per raggiungere la configurazione di un gas nobile.
Energia di attivazione: è l’energia minima richiesta per stappare un elettrone, ovviamente questa è minore nei solidi del primo gruppo ed è maggiore in quelli degli ultimi gruppi. Questo significa che è più facile se non addirittura spontanea che avvenga la perdita di un elettrone in un atomo di Cesio, mentre risulta altamente improbabile che si abbia lo stesso per un atomo di Cloro il quale necessità di una grandissima energia di attivazione. L’energia di attivazione diminuisce dall’ alto verso il basso nei gruppi ed aumenta lungo i periodi da sinistra verso destra.
Affinità elettronica: è l’energia che si libera quando un atomo in fase gassosa cattura un elettrone; questa energia è massima per gli elettroni in alto a destra(Fluoro,Cloro) ed è minima per quelli in basso a sinistra. Questo significa che l’acquisto di un atomo è favorito se non spontaneo in quegli elementi che hanno un unico elettrone in meno dei gas nobili; contrariamente per gli atomi dei primi gruppi.
Un po’ di nomenclatura:
Gli atomi e i composti che credo sia molto importante conoscerne il simbolo sono i seguenti:
idrogeno H
elio He
carbonio C
azoto N
ossigeno O
fluoro F
neo Ne
sodio Na
alluminio Al
fosforo P
zolfo S
cloro Cl
argo Ar
argento Ag
calcio Ca
oro Au
piombo Pb
cripto Kr
xeno Xe
rado Rn
acido cloridico HCl
acido fosforico H2SO4
benzene C6H6
solfato di calcio CaSO4
cloruro di sodio NaCl
ozono O3
idrossido di sodio NaOH
acqua H2O
acqua ossigenata H2O2
permanganato di potassio KMnO4
ammoniaca NH3
Lezione 4: Esercizi
Un po’ di esercizi…
1) Quante moli di Zinco sono contenute in 5,50 g di Zn?
Svolgimento:
La prima cosa da fare è andare a leggere il valore del peso molecolare dello Zinco sulla tavola periodica. PM 65,37 g/mol
Ora lavorando semplicemente sulle unità di misura mol= g / (g/mol)
5,50 g
mol = ------------------ = 0,08 mol di Zn
65,37 g/mol
2) Calcolare la massa di 5,50 mol di Zn.
Svolgimento:
Come prima bisogna leggere il peso molecolare dello Zinco sulla tavola periodica, quindi PM 65,37 g/mol
Ci ricaviamo la massa essenzialmente con una formula inversa rispetto a quella di prima : g = mol • g/mol;
quindi g= mol • PM = 5,50mol • 65,37 g/mol = 359,53 g
3) Pesano di più 5 moli di He o 5 moli di Ar?
Dobbiamo svolgere due esercizi identici al num. 2 e compararne i risultati.
PM (He) 4,00 g/mol PM (Ar) 39,95
g (He) = 5,00 mol • 4,00 g/mol = 20 g He
g (Ar) = 5,00 mol • 39,95 g/mol = 199,75 g Ar
quindi pesano di più le 5 moli di Argo.
4) Calcolare quanti grammi di ciascun elemento sono contenuti in 2,50 g di K2Cr2O7.
Ora ricaviamo i grammi di ciascun elemento richiesto moltiplicando le moli del composto con il PM di ciascun elemento
g(K) = 0,0085mol • 39,10 g/mol = 0,332 g • 2 (perché ci sono 2 atomi di Potassio) = 0,664 mol di K
g(Cr) = 0,0085mol • 52,00 g/mol = 0,442 g • 2 ( perché ci sono 2 atomi di Cromo) = 0,884 mol di Cr
g(O) = 0,0085mol • 16,00 g/mol = 0,136 g • 7 (perché ci sono 7 atomi di Ossigeno) = 0,952 mol di O
Lezione 5: Atomi, cenni della Teoria Quantistica
ATOMI, CENNI DELLA TEORIA QUANTISTICA
Il primo modello di atomo è stato suggerito da J.J. Thomson nel 1897 con la scoperta della prima particella subatomica (egli studiava i raggi catodici); queste particelle furono in seguito chiamate elettroni e-. Quindi il primo tipo di atomo ipotizzato dagli scienziati doveva essere formato da del materiale di carica positiva nel quale ci si trovavano sospesi gli elettroni. QUESTO MODELLO E' ANCHE DETTO "A PANETTONE", PERCHE' S'IPOTIZZAVA CHE GLI ELETTRONI FOSSERO INCLUSI NEGLI ATOMI COME L'UVETTA NEI PANETTONI.
"I raggi catodici sono i responsabili del passaggio di corrente elettrica nei tubi catodici, che contengono un elettrodo positivo (catodo), un elettrodo negativo (anodo) e del vuoto spinto. Il catodo, sottoposto a riscaldamento, libera delle particelle cariche negativamente (i raggi catodici) per effetto termoionico. Tali particelle si dirigono verso l'anodo, dal quale sono attratte. Il principio del tubo catodico e' sfruttato ancora oggi nella formazione delle immagini sulla gran parte degli schermi televisivi e di computer".
Questo modello fu confutato da Ernest Rutherford con un esperimento. L’esperimento consiste nell’inviare dei raggi alfa emessi dal rado (i raggi sono composti da particelle con carica positiva) su una lamina d’oro, se gli atomi erano davvero come il modello di Thomson dovevano passare indenni attraverso la lamina o al massimo con qualche piccola deviazione. Invece i risultati furono sconcertanti; la maggior parte delle particelle passava indenne ma alcune subivano delle forti deviazioni ed altre addirittura tornavano indietro.
Disse Rutherford : «Era incredibile, come se avesse sparato una granata da 15 pollici contro un foglio di carta ed essa rimbalzasse venendovi addosso».
Il nuovo modello atomico prevedeva quindi un centro puntiforme di carica positiva, circondato da grandi spazi vuoti con gli elettroni che gli giravano intorno (come il sistema solare: il sole era la carica positiva mentre i pianeti erano gli elettroni).
Il modello di Rutherford fu confutato con l’avanzare della teoria quantistica e con l’assunzione di orbitali al posto di orbite. L’orbita è una traiettoria circolare o ellittica seguita da una massa, l’orbitale è un area in cui è alta la probabilità che ci sia un elettrone.
QUANTI
Se per la fisica classica un corpo può possedere una qualsiasi quantità di energia, per la fisica quantista solo delle precise quantità che chiamiamo quanti e diciamo che l’energia è quantizzata solo per dei determinati livelli energetici.
La luce che fino ad ora era considerata come un unico raggio lineare che si propagava nello spazio viene considerata per la fisica quantistica come tante piccole unità chiamate fotoni o quanti di luce.
L’energia di un fotone è stata determinata da Max Planck (il primo a pensare alla luce formata da quanti):
E= h • “ni”
Dove E energia fotone
h costante di Planck 6,63 • 10^-34 Js
”ni” frequenza
Questi concetti aiutano a capire gli spettri atomici.
Per osservare gli spettri atomici viene usato uno strumento chiamato spettrometro; se viene fatto passare della corrente in un campione di idrogeno, allo spettrometro si osserveranno delle righe che rappresentano le quantità di energia cui l’atomo può cedere; TALI RIGHE SONO DETTE righe spettrali.
Per la meccanica quantistica la luce si comporta sia da onda e sia da corpuscolo.
Da corpuscolo nell’effetto fotoelettrico in cui queste particelle sbattono su di una parete e provocano liberazione di elettroni; da onda nell’esperimento di C.Davisson e L.Germer nel 1927 in cui la luce passando in un reticolo dà origine ad una figura di diffrazione tipica delle onde.
Lezione 6: Orbitali e la densità di probabilita
S'iniziò a sospettare che anche le particelle di materia dotate di massa avessero una natura ondulatoria quando s'iniziarono ad osservare fenomeni come l'effetto tunnel: un certo numero di elettroni (od altre particelle cariche), dotati di un'energia inferiore a quella della barriera energetica che li tiene confinati in una certa porzione dello spazio, è comunque in grado di superare tale barriera. Ciò viene spiegato col fatto che una particella (ma in genere qualsiasi corpo materiale) ha associata un'onda "di probabilità", la cui ampiezza (distanza tra la cresta e il ventre dell'onda) indica la probabilità che quel determinato corpo occupi quel punto dello spazio. Una barriera è in grado di smorzare l'ampiezza dell'onda, ma, se questa è abbastanza grande, riesce ad avere valori apprezzabili anche all'esterno. La lunghezza d'onda (indicata con "lambda") è inversamente proporzionale alla massa m della particella. Infatti, combinando le equazioni di Planck e di Einstein, come proposto dal fisico francese Louis de Broglie (pronuncia "luì dë brògl'", 1892-1987), si ha
E = m·c^2 = h·"ni"
Si sostituisce c con v (la velocità effettiva delle particelle) e "ni" col rapporto v/"lambda":
m·v^2 = h·v/"lambda"
da cui si ha
"lambda" = (h·v)/(m·v^2) = h/(m·v)
Questo spiega, ad es., perché un elettrone (con massa di 9,11 × 10^-31 kg) possa attraversare un muro e un essere umano no: la lunghezza d'onda associata al suo corpo (e di conseguenza la sua ampiezza) è troppo piccola per superare la barriera.
L'aspetto corpuscolare e quello ondulatorio di una particella elementare non possono essere determinati simultaneamente; ciò ha trovato una consacrazione nel principio d'indeterminazione di Heisenberg (enunciato da Werner Heisenberg, tedesco, 1901-1976), che dice che è impossibile conoscere contemporaneamente l'esatta posizione e l'esatta velocità di una particella elementare. Tale concetto deriva direttamente dalla quantizzazione; in un ipotetico esperimento per determinare con precisione sia la posizione che la velocità di un elettrone, l'interazione con i quanti di luce andrebbe ad inficiare o l'uno o l'altro parametro di una quantità non inferiore ad h (costante di Plank). Matematicamente si può scrivere "Delta"x · "Delta"p>=h , in cui "Delta"x è l'incertezza sulla posizione e "Delta"p quella sulla quantità di moto (prodotto di massa e velocità).
Il fisico austriaco Erwin Schrödinger (1887-1961) ha sviluppato una meccanica ondulatoria che permette di scrivere un'equazione che tiene presente contemporaneamente lunghezza d'onda e massa di una particella. Tale equazione è detta equazione d'onda e si scrive
E·"Psi" = H"Psi"
H è un operatore (detto operatore hamiltoniano dal matematico che lo ideò) che, applicato alla funzione d'onda "Psi", dà il prodotto della funzione "Psi" per l'energia (potenziale più cinetica) della particella.
"Psi" non ha direttamente un significato fisico, ma il quadrato del suo modulo calcolato in un punto dà la probabilità che la particella si trovi lì. Si può scrivere un'equazione d'onda per qualsiasi sistema, quindi anche per gli elettroni di un atomo. I volumi di spazio che racchiudono un certo livello di probabilità di trovarvi gli elettroni sono gli orbitali. Gli orbitali coincidono in una certa misura con le orbite di Bohr (i raggi delle orbite sono proprio quelli a cui è massima la probabilità di trovare gli elettroni), ma sono concettualmente differenti, perché sono basati esclusivamente sulla probabilità.
L'occupazione degli orbitali da parte degli elettroni è organizzata su base di energia crescente. Ciò è determinato dai numeri quantici, che si ottengono risolvendo le funzioni d'onda corrispondenti.
Il primo numero quantico (principale), indicato con n, indica il contenuto energetico dell'orbitale. Può assumere valori interi da 1 in su.
Il secondo numero quantico (azimutale), indicato con l, indica la forma dell'orbitale. Può assumere valori interi da 0 fino a n - 1.
Il terzo numero quantico (magnetico), indicato con m, indica la disposizione dell'orbitale nello spazio. Può assumere valori interi da -l fino a +l, incluso lo 0.
Il quarto numero quantico (di spin), indicato con m_s, indica lo spin, che è più o meno il verso di rotazione dell'elettrone. Può assumere i valori ±1/2. Tutti gli elettroni devono avere i numeri quantici diversi; di conseguenza, siccome m_s può avere solo due valori, in un orbitale non possono stare più di due elettroni.
Attraverso i numeri quantici è stata interpretata la struttura fine degli spettri atomici (le linee "grandi", corrispondenti agli elettroni con diversi n, si scompongono in righe più piccole, a seconda dei diversi l e m).
Vediamo ora in dettaglio l'aspetto degli orbitali.
Per n = 1, si ha l = 0 e m = 0. Si ha quindi un solo orbitale, indicato con 1s, di forma sferica.
Per n = 2, l può assumere il valore 0 (con ancora m = 0) o 1 (con m = -1, 0, 1). Si hanno perciò un orbitale 2s (sferico) e tre orbitali 2p (con due lobi).
Per n = 3, l può assumere il valore 0 (con ancora m = 0), 1 (con m = -1, 0, 1) o 2 (con m = -2, -1, 0, 1, 2). Si hanno un orbitale 3s, tre 3p e cinque 3d (con quattro lobi).
Si procede così, e il livello n = 4 sarà costituito da orbitali 4s (uno), 4p (tre), 4d (cinque) e 4f (sette, con otto lobi ciascuno). I livelli successivi saranno costituiti anche da orbitali più complessi (chiamati g, h e così via). Gli atomi degli elementi conosciuti, tuttavia, non hanno abbastanza elettroni per riempire questi ultimi livelli. Gli spettri atomici sperimentali, suffragati dalla teoria rigorosa, dimostrano che per entrare negli orbitali d occorre un'energia maggiore che per gli orbitali s successivi, e a maggior ragione per entrare negli orbitali f. Questo significa che l'orbitale 4s si riempe prima del 3d, e i 6s e 6p prima del 4f.
Qui si vede in generale la forma degli orbitali:
In questa figura si vedono le forme degli orbitali d:
Quello contrassegnato con d_z^2 ha una forma diversa perché risulta dalla combinazione lineare (una sorta di media pesata) di due orbitali fittizi che non possono esistere essendo il numero degli orbitali dispari. Lo stesso si vede per alcuni tipi di orbitali f.
Lezione 7: I legami chimici
Il legame chimico è essenzialmente una sovrapposizione di orbitali in modo da creare molecole e composti.
Esistono diversi tipi di legami chimici, i più conosciuti sono:
- ionico
- covalente
LEGAME IONICO
“Attrazione elettrostatica tra atomi” ; cioè un attrazione tra un atomo fortemente positivo ed uno fortemente negativo.
Es. Na+ + Cl- → NaCl
formando così un reticolo cristallino NaCl
LEGAME COVALENTE
“Attrazione di non-metalli che mettono in condivisione una coppia di elettroni”; cioè un atomo mette in comune un elettrone con un altro elettrone di un altro atomo.
Es. H• + H• → H:H
Definizione di “elettronegatività”
“E’ la capacità che ha un atomo di attrarre verso di sé gli elettroni di legame”
Questo valore aumenta andando in alto e a destra della tavola periodica, mentre diminuisce in basso a sinistra. E’un dato importante nel definire le forme degli orbitali molecolari, perché un elettronegativita maggiore di un altro atomo significa che la nube elettronica della molecola è spostata verso l’atomo più elettronegativo.
LA FORMA DELLE MOLECOLE: modello VSEPR
Il modello VSEPR è un modo di descrivere la forma nello spazio delle molecole, considerando le repulsioni tra le cariche degli atomi che compongono la molecola.
Hanno la forma di figure geometriche:
- lineare ( atomo centrale legato a due atomi posti a i poli a 180°)
- angolare ( atomo centrale legato a due atomi che formano un angolo che è di 104,5° nell’acqua; dovuto alla presenza di una coppia solitaria, cioè una coppia di elettroni che nn formano legami)
- piana triangolare (atomo centrale legato a tre atomi con angolo di 180° ognuno rispetto all’altro)
- tetraedrica (atomo centrale legato a quattro atomi con angolo di 109,5°)
- bipiramidale triangolare (atomo centrale legato a cinque atomi; tre atomi nel piano con angoli tra loro di 120°, gli altri due atomi uno verso l’alto e uno verso il basso con angolo rispetto ad i tre piani di 90°)
- ottaedrica (atomo centrale legato a sei atomi, quattro sul piano uno verso l’alto ed uno verso il basso; angoli tutti di 90°)
- bipiramidale pentagonale (atomo centrale legato a sette atomi; di cui cinque sul piano uno in alto e l’altro in basso. Gli angoli tra gli atomi del piano sono di 72° mentre tra alto e piano e tra basso e piano sono di 90°)
Precisazione: nello scrivere questi angoli abbiamo considerato un atomo centrale diverso da quelli legati, e tutti gli atomi legati sono uguali e quindi con uguale elettronegatività; ovviamente se ad esempio ad una molecola tetraedrica nn abbiamo quattro atomi uguali, ad esempio tre uguali ed uno diverso, allora la nostra molecola sarà polare.
Lezione 8: Configurazione elettronica ed espansione di valenza
In questa lezione tratteremo la configurazione elettronica e l’espansione di valenza; iniziamo con un promemoria:
un atomo è costituito da
- protoni (carica +, si trovano nel nucleo)
- neutroni (nessuna carica, si trovano nel nucleo, se il numero è diverso da quello dei protoni siamo in presenza di un isotopo)
- elettroni (carica -, si trovano in uno spazio circostante il nucleo)
Gli elettroni dapprima si pensava fossero contenuti in una sostanza gelatinosa, poi in orbite attorno al nucleo, ed infine in degli orbitali.
Gli orbitali sono delle aree in cui è del 90% la probabilità che ci sia un elettrone.
Esistono vari tipi di legami chimici, i più conosciuti sono:
- ionico, attrazione elettrostatica
- covalente, due atomi mettono ognuno in comune un atomo ciascuno per completare entrambi l’ottetto
ma esistono anche altri tipi di legami chimici forse meno conosciuti ma ugualmente importanti:
- metallico, esiste una teoria delle bande, in cui uno spostamento di elettroni da una banda ad un'altra potrà essere spontaneo, non spontaneo; si parlerà di conduttori, non conduttori
- legami deboli, legami idrogeno, dipolo- dipolo ecc.; importanti nella biologia nella biochimica, ecc.
Ogni atomo è capace di fare un determinato numero di legami, segue delle semplici ma importantissime regole; prima però dobbiamo definire i numeri quantici:
ogni orbitale atomico è costituito da quattro numeri quantici:
- n(numero quantico primario), costituito da numeri interi positivi (1,2,3,4,ecc); rappresenta il livello energetico
- l(numero quantico secondario), costituito da numeri interi da 0 a n-1 (quindi se n=3, l potrà avere 0,1,2)
- m(numero quantico magnetico), costituito da numeri interi sia positivi che negativi 0,+1,-1,+2,-2,+l,-l (es. se n=4 l=3, m può avere come valore -3,-2,-1,0,1,2,3)
- ms(numero quantico magnetico di spin), può avere esclusivalente due valori +½ o – ½, a seconda della rotazione dell’elettrone.
I numeri quantici l sono anche chiamati:
• 0= s
• 1= p
• 2= d
• 3= f
• 4= g
Principio di Pauli
“In uno stesso atomo non possono esistere due o più elettroni con tutti e quattro i numeri quantici uguali”
Regola di Hund
“In uno stesso livello quantico (stessi n e l) due elettroni tendono ad occupare orbitali diversi, con spin parallelo”
Iniziamo ora con la configurazione elettronica di un atomo di ossigeno, per identificare la struttura della molecola di acqua;
Z=8
Il livello energetico più basso è n =1
1s = +, - (il livello s è completo con due elettroni a spin antiparallelo che segnalo con + e con -), ad n=1 non esistono altri numeri quantici l che va da 0 ad n-1 (n-1 sarebbe lo 0 quindi si và al livello energetico superiore per gli altri 6 elettroni rimanenti)
Livello energetico n= 2
2s = +,- completo si continua al livello p
2p = +,- ; +,_ ; +,_ tutti ed otto gli elettroni sono stati sistemati (lo _ rappresenta gli spazi liberi)
Il risultato sarà: 1s² 2s²2p4 (il numero grande è il livello energetico n, la lettera è il numero l, mentre il numero piccolo rappresentano il numero di elettroni; s è completo con 2 elettroni in un unico orbitale, p è completo con 6 elettroni in 3 orbitali, d è completo con 10 elettroni in 5 orbitali, ecc.)(PS: anche il 4 è piccolo)
cosa notiamo?
Notiamo che l’ossigeno può fare 2 legami (rappresentati da +, _che si trovano nell’ultimo livello energetico, in questo caso non si ha espansione di valenza; il +,- del livello 2p rappresenta una coppia spaiata che non fa legami ma anche da essa dipende la forma della molecola).
La molecola di acqua sarà quindi con l’ossigeno al centro (con due puntini sopra per rappresentare gli elettroni spaiati) e i due idrogeni che si legheranno all’ossigeno; la forma sarà angolare con un angolo di 104,5°.
Ora facciamo la configurazione elettronica dello Zolfo S
Z= 16
n=1
1s = +,-
n=2
2s = +,-
2p = +,- ; +,- ; +,-
n=3
3s = +,_ (e non +,- seguendo la regola di Hund e il principio di Pauli, sono passati a livello energetico superiore; si chiama espansione di valenza e grazie a questo che un atomo di Zolfo fa sei legami)
3p = +,_ ; +,_ ; +;_
3d = +,_ ; +,_ ; _,_ ; _,_ ; _,_
(_,_ sono orbitali completamente vuoti)
Essenzialmente il meccanismo dell’espansione di valenza consiste nello spostamento di un elettrone da un livello quantico l inferiore ad un livello quantico superiore; considerando sempre l’ultimo livello energetico che nello zolfo è n=3.
Gli scienziati non si riuscivano a spiegare il perché lo Zolfo facesse 6 legami invece che quattro, con la teoria dei quanti e con l’ausilio dei principi di Pauli e di Hund, si è arrivati all’espansione di valenza che chiariva finalmente questo fenomeno.
Lezione 9: Esercizi
In questa lezione vedremo come si bilancia una reazione; useremo due metodi:
-bilanciamento analitico; non si hanno cariche da bilanciare
-bilanciamento redox; si hanno cariche da bilanciare, dovuto a spostamento di elettroni
Bilanciare:
Mg2SiO4 + AlPO4 --> Mg3(PO4)2 + Al4(SiO4)3
Questa reazione si può bilanciare in modo analitico quindi poniamo le lettere a,b,c,d,ecc dove poi dovremo mettere i numeri.
Quindi
a Mg2SiO4 + b AlPO4 --> c Mg3(PO4)2 + d Al4(SiO4)3
ora svolgeremo una sorta di equazione per ogni elemento:
Mg: 2a = 3c questo significa che ci sono due atomi in a e tre in c
Si: a = 3d
O: 4a + 4b = 8c+ 12d
Al: b = 4d
P: b = 2c
Ora poniamo a=1
Quindi:
2 = 3c
1 = 3d
4 + 4b = 8c + 12d
b = 4d
b = 2c
ora dobbiamo semplicemente risolvere questo semplice sistema di equazioni di 1°grado e trovare i valori delle lettere b,c,d;
c = 2/3
d = 1/3
b = 4/3
quindi a=1, b=4/3, c=2/3, d=1/3; nelle reazioni vengono inseriti i numeri interi perciò in questo caso moltiplichiamo tutto per 3
a=3, b=4, c=2, d=1; questi valori li inseriamo a posto delle rispettive lettere nella reazione:
3 Mg2SiO4 + 4 AlPO4 --> 2 Mg3(PO4)2 + Al4(SiO4)3
la reazione è bilanciata.
Ora bilanciamo una reazione redox:
V2O5 + Cl- + H+ --> V^3+ + Cl2 + H2O
Qui si tratta di lavorare sui numeri di ossidazione:
tutti gli atomi da soli hanno ossidazione 0, gli atomi ioni hanno un numero di ossidazione pari alla carica dello ione, l’ossigeno -2 se insieme ad altri elementi quindi:
in V2O5 : la molecola nel complesso ha un numero di ossidazione 0, O5 ha un numero di ossidazione -2 per 5, e quindi V2 è 2 per +5
in V^3+: è uno ione carica +3; quindi è una riduzione, con uno spostamento di 2 elettroni.
in Cl- : ione -1
in Cl2: molecola 0; ossidazione con spostamento di 1 elettrone
ora quindi moltiplicare V2O5 per 1
moltiplichiamo Cl2 per 2 e inseriamo i valori nella reazione:
1V2O5 + Cl- + H+ --> V^3+ + 2Cl2 + H20
Siccome V2 è il doppio di atomi rispetto V^3+ avrà il doppio di coefficiente stechiometrico; stesso ragionamento per Cl2 con Cl-; si avrà quindi:
V2O5 + 4Cl- + H+ --> 2V^3+ + 2Cl2 + H2O
Dobbiamo infine bilanciare le cariche:
-4+1 = 6 (queste sono le cariche: 4negative più una positiva nei prodotti; 6 positive nei prodotti), i reagenti ed i prodotti devono essere uguali quindi aggiungiamo tanti H+ quanti ne servono per passare da -4 a +6 e cioè 10H+, questo ci porta a mettere 5H2O per bilanciare le molecole di idrogeno e di ossigeno.
V2O5 + 4Cl- + 10H+ --> 2V^3+ + 2Cl2 + 5H2O
la reazione è bilanciata.
Lezione 10: Leggi dei Gas
Prima di cominciare con le leggi dei gas dobbiamo definire un gas.
I gas sono molecole aventi una energia molto maggiore rispetto i solidi ed i liquidi, questo permette loro di muoversi liberamente nello spazio in cui si trovano; hanno una bassa densità ed un elevata comprimibilità.
Si sono avute una serie di leggi da parte di Boyle, Gay Lussac, Avogadro, Charles che sono confluite a formare la “LEGGE DEI GAS IDEALI”.
Il comportamento di un qualsiasi gas può essere definito mediante quattro variabili:
-n, numero di moli
-P, pressione
-V, volume
-T, temperatura
Inoltre da una costante R , costante universale dei gas.
La legge di Boyle:
“A temperatura T costante un determinato volume di gas è inversamente proporzionale alla sua pressione”, questo significa che se aumentiamo un volume di gas diminuisce la pressione, e se diminuiamo il volume aumenta la pressione.
PV = cost
Legge di Charles, Gay Lussac:
“A pressione costante un aumento di volume di un gas provoca un aumento di temperatura”, significa che il volume è direttamente proporzionale alla temperatura.
V/T = cost
Legge di Avogadro:
“A pressione e temperatura costante, con aumento di volume di gas si ha un aumento di moli di gas” significa che la quantità è direttamente proporzionale al volume.
V/n = cost
L’insieme di queste leggi ci dà la “legge dei gas ideali”:
PV = nRT
P, pressione in atm
V, volume in l
T, temperatura in K
N, moli in mol
Con R=0,0821 Latm/Kmol = 8,314 J/Kmol
Esercizio:
0,10 moli di CS2 sono introdotti in un recipiente di 12 dm³ contenente CO2 alla pressione di 0,55atm e alla temperatura di 20°C. Calcolare la pressione totale nel recipiente.
La prima cosa da fare è passare la temperatura da °C a K(Kelvin)
K = 20 + 273 = 293 K la conversione si effettua semplicemente aggiungendo 273 ad i gradi centigradi.
I dm³ sono i litri (l)
Quindi abbiamo tutto:
PV = n R T
Per calcolare la pressione usiamo la formula inversa:
P= (n R T)/V
Sostituendo
P = (0,10• 0,0821 • 293) /12
= 0,20 atm
La pressione parziale è data dalla somma delle pressioni parziali quindi:
Ptot = 0,55 atm + 0,20 atm = 0,75 atm che è la pressione totale nel recipiente
Lezione 11: Solidi e liquidi
I solidi, i liquidi ed i gas sono definiti da considerazioni di cinetica, il movimento delle particelle:
- solidi: particelle disposte in modo regolare e non aventi energia sufficiente per vincere le forze di adesione, hanno quindi movimenti limitati alla vibrazione;
- liquidi: particelle meno ordinate e più distanti tra di loro, hanno energia maggiore dei solidi, e iniziano a muoversi maggiormente;
- gas: particelle disordinate, energia decisamente superiore e quindi si muovono liberamente nello spazio.
Lo stato solido
Quando si definisce uno stato solido si fa riferimento ad un “solido cristallino”, una struttura ordinata che si ripete nello spazio.
Esistono anche dei solidi che non si ripetono in modo regolare nello spazio e prendono il nome di solidi AMORFI, di cui tipico esempio è il vetro.
-reticolo cristallino: ripetizione nelle tre dimensioni spaziali della cella elementare;
-cella elementare: la più piccola parte di un reticolo cristallino.
Lo stato liquido
Proprietà dei liquidi:
- viscosità: la minore o maggiore tendenza a fluire, quindi la minore o maggiore facilità cha ha un liquido di scorrere su di una superficie adiacente;
- tensione superficiale: energia richiesta per aumentare l’area superficiale di un liquido;
- tensione di vapore: è la pressione esercitata da un vapore in equilibrio con un liquido, aumenta al crescere della temperatura.
Le soluzioni
“un sistema omogeneo con più di un componente”
In cui la specie abbondante è chiamata “solvente” le altre “soluto”
Gli elettroliti
“sono composti che in soluzione si dissociano totalmente o parzialmente in ioni”, gli ioni positivi sono chiamati cationi, quelli negativi anioni.
Es.
Forte:
HCl --> H+ + Cl-
Dove H+ è il catione, Cl- è l’anione
Debole:
-->
AB <-- A+ + B-
Frazione molare:
X = ni/nt
“il rapporto tra il numero di moli del componente ed il numero totale di moli di tutti i componenti”
Molalità:
m = n(soluto)/kg(solvente)
“moli di soluto disciolti in un Kg di solvente”
Molarità:
M = n(soluto)/l(soluzione)
“moli di soluto disciolti in un litro di soluzione”
La pressione osmotica:
“la pressione necessaria per arrestare lo spostamento di acqua da una soluzione meno concentrata a quella più concentrata”
П = C R T
П = pressione osmotica atm
C = concentrazione molare M
T = temperatura K
R = costante universale dei gas
Lezione 12: Solubilità
La lezione di oggi tratterà la solubilità, il prodotto di solubilità, le reazioni chimiche e la costante di equilibrio; questa lezione terminerà con un accenno agli acidi ed alle basi.
Esistono reazioni chimiche reversibili ed irreversibili; quelle reversibili presentano una doppia freccia di equilibrio, quelle irreversibili con una singola freccia, e la reazione culmina con i prodotti.
H2 + I2 -> 2HI
<-
La costante di equilibrio è data dal prodotto delle concentrazioni dei prodotti elevati al rispettivo coefficiente stechiometrico diviso il prodotto dei reagenti elevato ai rispettivi coefficienti stechiometrici
K = [HI]^2 /([H2] [I2])
Le parentesi quadre indicano una concentrazione in M (mol/l)
Questa si definisce legge dell’equilibrio chimico che per una generica reazione:
aA + bB -> cC + dD
<-
Per cui la costante di equilibrio :
K = ([C]^c [D]^d)/([A]^a [B]^b)
Esistono due tipi di costanti di equilibrio che sono:
- Kc che è la costante della concentrazione; ed è quella cha abbiamo visto ora;
- Kp che è la costante della pressione, e si fa nel medesimo modo solo che invece delle concentrazioni dobbiamo mettere la pressione
Kp = (pC^c pD^d)/(pA^a pB^b)
Tra le due costanti Kp e Kc esiste una relazione:
Kp = Kc (RT)^Δn
Dove R è la costante univ. dei gas
T temperatura
Δn = differenza tra somma coeff. Prodotti e reagenti
Δn = c+d-a-b
Il principio di “Le chatelier”
Ogni sistema in equilibrio che subisce una perturbazione, reagisce con uno spostamento dell’equilibrio che si oppone alla perturbazione.
La solubilità è la massima quantità di soluto che si può disciogliere in soluzione ad una determinata temperatura.
Viene indicata con s
Es:
AgCl -> Ag+ + Cl-
<-
La solubilità è misurata mediante il prodotto di solubilità data dal prodotto delle concentrazioni dei prodotti elevati ad i rispettivi coefficienti stechiometrici:
Kps = [Ag+] [Cl-] (ammettiamo 1mol di Ag+ e 1 mol di Cl-)
Kps = x x
Kps = x^2
X = √Kps
X sarebbe la solubilità
Gli acidi e le basi sono (definizione di Arrhenius) : “composti che in acqua danno dissociazioni elettrolitiche”
Gli acidi e le basi sono (definizione di Bronsted e Lowry): “gli acidi sono donatori di protoni mentre le basi sono accettori di protoni”.
Lezione 13: Definizioni di acido-base
Riprendiamo dalle definizioni di acido-base
Gli acidi e le basi sono (definizione di Arrhenius) : “composti che in acqua danno dissociazioni elettrolitiche”
Gli acidi e le basi sono (definizione di Bronsted e Lowry): “gli acidi sono donatori di protoni mentre le basi sono accettori di protoni”.
Per la definizione di Arrhenius ogni base ad es. si deve dissociare in ioni OH- ma questo non è sempre vero come nel caso NH3 che durante la dissociazione non dà ioni OH- (ecco perché la definizione di Arrhenius non bastava) e così la definizione più corretta è stata data da due scienziati Bronsted e Lowry.
Infine abbiamo la “Teoria di Lewis” (definizione più corretta per basi che possiedono doppietti elettronici e per acidi che sono in grado di ospitarli ):
- acido: composto in grado di accettare un doppietto elettronico per formare un legame dativo
- base: composto in grado di cedere un doppietto elettronico per formare un legame dativo.
Gli acidi e le basi forti
Vengono indicati con la singola freccia che ci dice che si dissociano completamente:
HCl -> H+ + Cl-
NaOH -> Na+ + OH-
Con Ka indichiamo la costante di dissociazione acida, mentre con Kb quella basica:
Ka = ([H+][Cl-])/[HCl] uguale alla costante di equilibrio che sarebbe la stessa cosa
Kb = ([Na+][OH-])/[NaOH] dove tutti i valori tra parentesi quadra rappresentano una concentrazione.
La costante di autoprotolisi dell’acqua:
viene indicata con Kw ed il suo valore è fisso 10^-14
2H20 -> H3O+ + OH-
Kw = [H3O+][OH-] = 10^-14
La relazione tra Kw, Kb,Ka è importantissima nel calcolo del pH ed è anke semplicissima:
Kw = Ka Kb
Il pH
La p significa –log, H sta per concentrazione di acido quindi il pH:
ph=-log(H+)
la scala del pH varia 0 – 14 :
- <7 pH acido
- 7 pH neutro
- >7 pH alcalino o basico
Calcolo del pH di un acido forte
Calcolare il pH di HCl 0,1M in 1 l di soluzione
HCl -> H+ + Cl-
Dissociandosi completamente avremo uguali moli di H+ e Cl- , quindi il pH sarà dato da:
-log (0,1) = 1,0
Lezione 14: Acidi e basi deboli
Acidi e basi deboli
Sono acidi e basi che non si dissociano completamente ma formano un equilibrio
Calcolo del pH di una base debole
Es.
Si calcoli il pH di una soluzione 0,550 M di NH3. (Kb= 1,85 • 10^-5)
NH3 + H2O <===> NH4+ + OH-
Kb = ([NH4+][OH-])/([NH3])
Sostituendo kb con il valore della costante,0,550 M al posto di [NH3], x al posto della concentrazione di NH4+ e di OH- (uguale coeff.stechiometrico, quindi uguale numero di moli) si ha:
nello stesso modo anche con un acido debole, solo che ricava da x direttamente il pH e si ha il Ka invece del Kb
Le soluzioni tampone
“ sono soluzioni a cui un leggero aumento di concentrazione di acido o di base nn porta ad una variazione di pH”
Es.
Calcolare il pH di una soluzione 0,050M di CH3COOH e 0,075 M di CH3COONa.(Ka = 1,8•10^-5)
CH3COONa --> CH3COO- + Na+
Si dissocia completamente è quindi avremo uguale concentrazione di CH3COO-, il cui valore verrà inserito nella seconda reazione:
CH3COOH + H2O <===> CH3COO- + H3O+
La concentrazione [H+]è data da:
[H3O+] = Ka • [CH3COOH]/[CH3COO-] = (1,8•10^-5) • 0,050/0,075 = 1,2•10^-5 M
pH = - log(1,2•10^-5) = 4,92
Lezione 15: Termodinamica celle voltaiche
Con questa lezione si conclude il corso di Chimica Generale, in questa breve lezione scriverò solo le definizione della termodinamica e definizioni di celle voltaiche e di celle elettrolitiche.
Elettrochimica (trasformazione di energia)
Può essere:
-“trasformazione di energia chimica in energia elettrica”
-“trasformazione di energia elettrica in energia chimica”
Le reazioni elettrochimiche sono:
- riduzione : elettroni che compaiono sui reagenti
- ossidazione: elettroni compaiono sui prodotti
Le celle voltaiche costituiscono la pila, che consente la trasformazione di energia chimica in energia elettrica, avviene per mezzo di una reazione spontanea che viene chiamata “forza elettromotrice positiva”.
Le celle elettrolitiche consentono la trasformazione di energia elettrica in energia chimica, il processo si chiama elettrolisi ed avviene in modo non spontaneo, quindi, con dell’energia dall’esterno, viene chiamata “forza elettromotrice negativa”.
Una pila è formata da due elettrodi:
- catodo: elettrodo dove avviene la reaz. di riduzione
- anodo: elettrodo dove avviene la reaz. di ossidazione
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