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Chimica generale ed inorganica
• Docente: Eugenio Garribba
• Esame: 10 CFU lezioni frontali (80 ore)
• Modalità d’esame: due-tre prove in itinere; voto determinato
dalla
media delle prove in itinere e da un breve esame orale
• Esami: 3 e 19 febbraio, 15 giugno e 3 luglio, 11 e 25
settembre (ore
9.00)
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Programma
CHIMICA GENERALE
Struttura dell'atomo. La teoria quantistica. L'atomo di idrogeno
e gli orbitali atomici.
Gli atomi polielettronici. Tavola periodica e proprietà
periodiche degli elementi, Il
legame covalente, La geometria delle molecole, Il legame ionico,
Il legame
metallico, Le forze di Van der Waals, Il legame a idrogeno.
Gli orbitali molecolari. Solidi, liquidi e gas. Elettrochimica
elementare.
STECHIOMETRIA
Atomi e molecole, massa atomica e molecolare. Equazioni
chimiche, metodi di
bilanciamento. Reazioni ponderali tra reagenti e prodotti.
Sistemi gassosi.
Soluzioni. Concentrazioni e diluizioni. Proprietà colligative.
Equilibrio chimico.
Spostamento dell'equilibrio e principio di Le Chatelier. Acidi e
basi forti e deboli. pH.
Equilibri di idrolisi. Soluzioni tampone. Titolazioni
acido-base. Equilibri di solubilità.
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Testi e materiale consigliati
Petrucci, Herring, Madura, Bissonnette: “Chimica generale”, 10a
ed.; Piccin.
Atkins, Jones, Leverman: “Fondamenti di chimica generale”;
Zanichelli.
Kotz, Treichel, Townsend: “Chimica”; Edises.
Michelin Lausarot, Vaglio: “Fondamenti di stechiometria”;
Piccin.
Freni, Sacco: “Stechiometria”; Edises.
Giomini, Balestrieri, Giustini: “Stechiometria”; Edises.
Materiale didattico utilizzato per le lezioni.
https://edcf.uniss.it/course/view.php?id=155
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FIGURA 2-16 Tavola periodica degli elementi
Simboli e nomi degli atomi (H, He, N, O, P, Cu, Hg)
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Le “parole” della chimica
LINGUAGGIO CHIMICA
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• È MATERIA tutto quello che è dotato di MASSA e di
ENERGIA
• Oggetto della chimica è lo studio della MATERIA e delle
sue TRASFORMAZIONI
Che cosa è la chimica?
La chimica è una
SCIENZA SPERIMENTALE
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Una teoria (legge) scientifica è un’affermazione
universale, che intende riferirsi a infiniti casi
particolari
Per la sua definizione, una legge scientifica si riferisce a
elementi che sono empiricamente
verificabili
Popper sostiene che il criterio di scientificità risiede nella
falsicabilità delle teorie
“Il criterio dello stato scientifico di una teoria è la sua
falsificabilità, confutabilità, o controllabilità.”
“Una teoria si dirà tanto meglio corroborata, quanto più severi
sono i controlli che essa ha superato.”
“Non abbiamo alcun motivo per ritenere una nuova teoria migliore
di un’antica....fino a che non abbiamo
derivato dalla nuova teoria nuove previsioni, che non potevano
ottenersi dalla vecchia.”
“È sempre difficile interpretare le teorie più recenti, le quali
lasciano talora perplessi i loro stessi ideatori.”
K. Popper
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“I concetti della fisica sono libere creazioni della mente umana
e non sono, per quanto
possa sembrare, unicamente determinati dal mondo esterno. Nel
nostro tentativo di
comprendere la realtà noi assomigliamo a uno che cerchi di
capire il meccanismo di un
orologio chiuso. Egli vede il quadrante e le lancette, può anche
sentire il tic-tac, ma non ha
alcuna possibilità di aprirlo. Se è una persona ingegnosa può in
qualche modo raffigurarsi il
meccanismo responsabile dei fenomeni che osserva, ma non potrà
mai essere sicuro che
la sua ipotesi sia l’unica a poter spiegare le osservazioni. Non
riuscirà mai a paragonare la
sua immagine mentale con il meccanismo reale e non può neppure
immaginare la
possibilità del significato di un tale confronto”
A. Einstein
“Creare una nuove teoria non è come distruggere una vecchia
baracca ed erigere al suo
posto un grattacielo. È piuttosto come scalare una montagna,
guadagnando panorami
sempre nuovi e sempre più vasti, scoprendo insospettate
connessioni fra il nostro punto di
vista iniziale e la sua ricca ambientazione. Ma il punto da cui
siamo partiti esiste ancora e lo
possiamo vedere, sebbene ci appaia più piccolo e non costituisca
che una piccola porzione
della più ampia vista che abbiamo conquistato attraverso il
superamento degli ostacoli
incontrati nel nostro avventuroso viaggio”
A. Einstein
"È la teoria a decidere che cosa possiamo osservare”
A. Einstein
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“Ciò che osserviamo non è la natura stessa, ma la natura
sottoposta al nostro metodo di
indagine”
W. Heisenberg
“La cosa più incomprensibile del mondo è che esso sia
comprensibile”
A. Einstein
“Non sono ancora riuscito a dedurre dai fenomeni la ragione di
queste proprietà della
gravità, e non invento ipotesi. Qualunque cosa, infatti, non
deducibile dai fenomeni va
chiamati ipotesi; e nella filosofia sperimentale non trovano
posto le ipotesi metafisiche. In
questa filosofia le proposizioni vengono dedotte dai fenomeni e
sono rese generali per
induzione. In tal modo divennero note l’impenetrabilità, la
mobilità e l’impulso dei corpi, le
leggi del moto e la gravità. Ed è sufficiente che la gravità
esista di fatto, agisca secondo le
leggi da noi esposte, e spieghi tutti i movimenti dei corpi
celesti e del nostro mare”
I.Newton
“Non so come posso apparire al mondo, ma a me sembra di essere
stato soltanto come un
ragazzo che gioca sulla riva del mare, divertendomi nel trovare
di tanto in tanto un ciottolo
più liscio o una conchiglia più bella del solito, mentre il
grande mare della conoscenza
giaceva sconosciuto davanti a me”
I. Newton
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Legge di Lavoisier (o della conservazione della massa):
“In una reazione chimica la massa totale si conserva”
• La somma delle masse dei
reagenti è uguale alla somma
delle masse dei prodotti
2 Hg + O2 2 HgO
2.201 g 0.183 g 2.385 g
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Joseph-Louis Proust (1754-1826)
Legge di Proust (o delle proporzioni
definite o della composizione
costante, 1799):
“Un composto chimico è formato da
elementi sempre nella stessa
proporzione in peso, indipendentemente
da come sia stato sintetizzato”
“… un composto è un prodotto privilegiato al quale
la natura ha dato una composizione costante”.
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Il rapporto tra le masse degli elementi che costituisco un
dato composto è costante
Un composto segue la legge delle proporzioni definite e
differisce da
una miscela (o miscuglio), in cui il rapporto tra gli elementi
può
assumere qualsiasi valore
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John Dalton (1766-1844)
Legge di Dalton (o delle proporzioni
multiple):
“Se due elementi formano più di un
composto, le masse di un elemento
combinate con una massa fissa del primo
stanno tra loro come numeri interi piccoli”
C (1 g) + O (1.33 g) ?
C (1 g) + O (2.66 g) ?
• Dalton spiegò i dati, ipotizzando che la prima
molecola fosse formata da 1 atomo di carbonio e 1 di
ossigeno (CO) e la seconda da 1 atomo di carbonio
e 2 di ossigeno (CO2)
• Il risultato poteva essere spiegato ipotizzando che gli
atomi di ossigeno pesano 4/3 di più di quelli di
carbonio
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Con poco ossigeno si forma il
monossido CO
Con molto ossigeno si forma il
diossido CO2
C
1 g O2
1.33 g
O2 2.66 g
CO
2.33 g
CO2 3.66 g
C
1 g
Le quantità di ossigeno che si
combinano con 1 g di carbonio per
formare il monossido e il diossido
stanno tra loro in rapporto 1:2
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Classificazione della materia
• Una MOLECOLA è una sostanza formata da due o più atomi (O2,
H2O,
emoglobina, glucosio)
• Gli ELEMENTI possono essere di natura atomica (He, Ne, Fe, Cu,
Au, Hg) o
molecolare (H2, N2, O2, P4, S8, C60)
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FIGURA 1-3 Classificazione schematica della materia
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Gli elementi molecolari e i loro
stati fisici a temperatura ambiente
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ELEMENTI, MOLECOLE E COMPOSTI
• Sono ELEMENTI le sostanze non decomponibili in altre
sostanze
(oro, ferro, ossigeno, idrogeno): contengono un solo tipo di
atomi
• Gli elementi possono esistere in forma atomica ATOMICA
(Au,
Fe, Hg, Ar) o MOLECOLARE (H2, N2, O2, Cl2, P4, S8, C60)
• Una MOLECOLA è una sostanza formata da due o più atomi
(O2, H2O, emoglobina, glucosio)
• Sono COMPOSTI le sostanze decomponibili in altre sostanze
(CaCO3 CaO + CO2 oppure H2O2 H2O + ½O2): sono
formati da diversi tipi di atomi
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ELEMENTI, MOLECOLE E COMPOSTI
O2
S8
P4 C60
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MISCELE
• Le MISCELE sono combinazioni di due o più sostanze pure
• La composizione è variabile da campione a campione
• I componenti mantengono le rispettive proprietà
• Si possono separare con mezzi fisici (ad esempio,
filtrazione,
cristallizzazione, distillazione)
Le miscele possono essere OMOGENEE: aria, acqua di mare,
leghe
ETEROGENEE: schiume (gas in un liquido), emulsioni (liquido in
un
liquido), sospensioni (solido in un liquido), nebbie (liquido in
un gas),
fumi (solido in un gas)
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È omogeneo o eterogeneo?
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Esercizi
• Per i seguenti esempi, dire se si tratta di sostanze o miscele
e, nel caso in cui si
tratti di miscele, se esse siano omogenee e eterogenee:
Aria
Cucchiaio placcato in argento
Ghiaccio
Inchiostro
Acqua distillata
Ottone
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Esercizi
• Per le seguenti sostanze, dire se si tratta di composti o
elementi e di atomi o
molecole
He
NaHCO3
NH3
N2
Au
CH3COOH
O2
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L’elettrone pesa 1836
volte meno del protone!!
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Diametro del nucleo: 10–15 m
Diametro dell’atomo: 10–9-10–10 m
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The nuclear atom
Rutherford (Premio Nobel per
la Chimica nel 1908) scopre il
protone nel 1919
Chadwick (Premio Nobel
per la Fisica nel 1935)
scopre il neutrone nel 1932
Thomson (Premio Nobel per
la Fisica nel 1907) scopre
l’elettrone nel 1897
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• In un atomo neutro il numero dei protoni è uguale al numero
degli elettroni
• Il numero atomico (Z) è uguale al numero dei protoni presenti
nel nucleo
• Il numero di massa (A) è uguale alla somma del numero dei
protoni e dei neutroni
• Il numero di neutroni (N) è uguale a A Z
• Due o più atomi con lo stesso numero atomico ma differente
numero di massa si
dicono isotopi
Z
protoni+neutroni (numero di massa)
protoni (numero atomico)simbolo dell'elemento
6
12
6
13
XA
C C
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Quali dei seguenti atomi rappresenta un atomo di Na?
E uno ione Ca2+?
E uno ione F?
Esercizio
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• Un atomo che ha perso o acquistato un elettrone viene detto
ione ed ha una
carica elettrica
• Quando un atomo si trasforma in uno ione il numero dei protoni
resta
costante, mentre diminuisce (ione positivo o catione) o aumenta
(ione
negativo o anione) quello degli elettroni
Cl-
17Ione positivo (catione) Ione negativo (anione)
Na+
11
23 35
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Nome Simbolo n° protoni n° elettroni n° neutroni Numero di
massa
Sodio 23Na 11 11 12 23
Silicio 14
37 85
40K
Atomo neutro 33 42
20Ne2+
80
126
Completare la tabella [suggerimento: non tutte le righe possono
essere
completate].
Esercizio
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• La percentuale presente in natura dei diversi isotopi di un
atomo si dice
abbondanza percentuale naturale e si determina con uno strumento
chiamato
spettrometro di massa
C = 98.89%6
12C = 1.11%
6
13C < 10
–12%
6
14
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Approfondimento
• Il 14C si trasforma per decadimento radioattivo di tipo beta
in 14N, con un tempo di
dimezzamento medio di 5730 anni
• Il 14C tenderebbe a scomparire, se non venisse continuamente
reintegrato negli strati alti
dell’atmosfera per la reazione degli atomi di 14N (azoto-14) con
i neutroni dei raggi cosmici
• Questo processo mantiene costante la concentrazione di 14C
nell'atmosfera, dove è
presente principalmente sotto forma di anidride carbonica
• Tutti gli organismi viventi scambiano continuamente carbonio
con l'atmosfera attraverso
processi di respirazione (animali) o fotosintesi (vegetali),
oppure lo assimilano nutrendosi di
altri esseri viventi o sostanze organiche.
• Pertanto, finché un organismo è vivo, la sua concentrazione di
14C si mantiene costante e
uguale a quella che si riscontra nell'atmosfera
• Dopo la morte questi processi terminano e l'organismo non
scambia più carbonio con
l'esterno, quindi per effetto del decadimento la concentrazione
di 14C diminuisce in modo
regolare e permette la sua datazione
14 14 –
6 7C N + e + νe
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Approfondimento • Nello spettrometro di massa un atomo viene
trasformato attraverso collisioni con un gas o
con degli elettroni in ioni positivi (per esempio, Hg diventa
Hg+)
• Attraverso dei campi elettrici e magnetici gli ioni vengono
separati e indirizzati su un
rivelatore (per es., una lastra fotografica)
• La triettoria degli ioni più leggeri (quelli con numero di
massa inferiore) viene incurvata più
di quella degli ioni più pesanti (con numero di massa
superiore)
• In questo modo è possibile stabilire quali isotopi naturali
esistano e, dall’intensità relativa
sulla lastra, che dipende dal numero degli ioni Hg+ che la
colpiscono, qual è la loro
abbondanza relativa
196Hg (0.146%) 198Hg (10.02%) 199Hg (16.84%) 200Hg (23.13%)
201Hg (13.22%) 202Hg (29.80%) 204Hg (6.85%)
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• Non è possibile determinare la massa di un singolo atomo
semplicemente
sommando la massa delle sue particelle fondamentali
• La scala delle masse atomiche è una scala di masse atomiche
relative (o pesi
atomici relativi)
• All’isotopo di carbonio con numero di massa 12 (12C) è stata
assegnata per
convenzione la massa atomica 12.0000
• L’unità di massa atomica (u.m.a. o u o Dalton) è esattamente
1/12 della massa
dell’isotopo di carbonio 12C
C = 98.89%6
12C = 1.11%
6
13
C = 12.0000 u6
12C = 13.0034 u
6
13
Massa atomica (media) del carbonio naturale =
(98.89/100) × 12.0000 u + (1.11/100) × 13.0034 u = 12.011 u
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Particella o nuclide Massa (u)
e (elettrone) 0.0005486
n (neutrone) 1.00866
p (protone) 1.00728
Alla massa di un atomo contribuiscono essenzialmente i
protoni
e i neutroni!
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Approfondimento
Nella formazione dei nuclei vi è un difetto di massa, cioè la
massa sperimentale è
inferiore rispetto alla somma delle masse di protoni e
neutroni
La massa perduta (m) è proporzionale all’energia liberata (E)
secondo l’equazione
E = mc2
Per esempio, la massa del nucleo di He
è inferiore di 0.03035 u rispetto alla
somma delle masse di due protoni e
due neutroni
L’energia equivalente a tale massa
secondo la reazione di Einstein, E =
mc2, è quella che tiene assieme le
particelle del nucleo (energia di legame
nucleare)
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Esercizi
• I due isotopi naturali del litio, 6Li e 7Li, hanno masse di
6.01512 u e 7.01600 u.
Quale di questi due isotopi è il più abbondante?
• I due isotopi naturali del boro, 10B e 11B, hanno masse di
10.0129370 u e
11.0093054 u. Quale di questi due isotopi è il più
abbondante?
• Le masse e le abbondanze naturali dei tre isotopi del silicio
sono: 28Si
(27.976926 u, 92.22%); 29Si (28.976495 u, 4.69%); 30Si
(29.973377 u, 3.09%).
Calcolare la massa atomica media del silicio.
• Il bromo ha due isotopi naturali. Il 79Br ha massa pari a
78.9183 u e abbondanza
naturale dello 50.69%. Qual è la massa e l’abbondanza naturale
dell’altro
isotopo, il 81Br?
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• Determinare la massa molecolare (in u) dell’anidride solforosa
(SO3), del
glucosio (C6H12O6) e del carbonato di sodio (Na2CO3)
Esercizio