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CHIMICA

CHIMICA. Dispense a cura di: Dott.ssa Eleonora Lucherini. STRUTTURA ATOMICA. L’atomo è neutro pertanto la carica degli elettroni compensa quella dei protoni. +1,6022 x 10 -19 C carica del protone (+1) -1,6022 x 10 -19 C carica dell’elettrone (-1) I neutroni non hanno carica, sono neutri.

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CHIMICA

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Presentation Transcript

  1. CHIMICA Dispense a cura di: Dott.ssa Eleonora Lucherini

  2. STRUTTURA ATOMICA

  3. L’atomo è neutro pertanto la carica degli elettroni compensa quella dei protoni. +1,6022 x 10-19 C carica del protone (+1) -1,6022 x 10-19 C carica dell’elettrone (-1) I neutroni non hanno carica, sono neutri NUMERO ATOMICO (Z)  numero dei protoni e quindi degli elettroni n° protoni = n° elettroni NUMERO DI MASSA (A)  n° di protoni + numero di neutroni AZX

  4. ISOTOPI  atomi che hanno lo stesso valore di Z ma diverso numero di massa A Un elemento chimico può avere più di un isotopo: 11H 21H 31H Prozio deuterio trizio 126C 136C 146C 168O 178O 188O

  5. ORBITALI Regione di spazio intorno al nucleo in cui è più probabile trovare un elettrone. Gli orbitali sono di tipo s, p, d, f, ecc. Un orbitale è descritto da tre numeri detti “numeri quantici”: n, l, m n = detto numero quantico principale, determina il tipo di orbitale (s, p, d, f) l = detto numero quantico secondario, determina la forma dell’orbitale m = determina l’orientamento dell’orbitale nello spazio

  6. Orbitali di tipo p (n° 3) Orbitali di tipo s Orbitali di tipo d (n° 5) video

  7. n rappresenta lo strato cioè il livello energetico

  8. SPIN orientamento dell’elettrone nell’orbitale. Assume valori ½ e -1/2 PRINCIPIO DI PAULI ogni orbitale può contenere al massimo due elettroni e devono avere spin opposto. Gli elettrono si dispongono in modo da occupare prima gli orbitali a più bassa energia (bassi valori di n) e poi quelli ad energia via via più alta. REGOLA DI HUND  negli orbitali con uguale energia, gli elettroni si dispongono in modo da occuparli prima tutti e poi si accoppiano (esempio negli orbitali p)

  9. ….Quindi gli orbitali: • - s contengono al massimo 2 elettroni • p contengono al massimo 6 elettroni • d contengono al massimo 10 elettroni 3p4 3 è il valore di n e quindi siamo nel terzo strato p è l’orbitale 4 è il numero totale di elettroni che occupano i 3 orbitali p

  10. TAVOLA PERIODICA DEGLI ELEMENTI Dmitrij Mendeleev (1834-1907) • disposizione elementi in base alla massa atomica (A) crescente • Le caratteristiche chimico-fisiche degli elementi variano in maniera periodica • Redige una TAVOLA degli elementi fino allora noti (1868) • per giustificare i “salti” prevede l’esistenza di nuovi elementi e le loro caratteristiche (v. germanio)

  11. 1913: Henry Moseley propone come criterio di classificazione il numero atomico degli elementi • La tavola periodica si divide in: • Metalli (a sinistra) • Non metalli (a destra) • gli elementi si dispongono in: • - GRUPPI (colonne verticali) • PERIODI (righe orizzontali) • ogni casella viene indicata con un numero intero progressivo da sinistra a destra (numero atomico Z) • riporta il simbolo dell’ elemento , il peso atomicorelativo, e vari parametri chimico-fisici periodici

  12. BLOCCO s  comprende i gruppi 1° e 2° nei quali si completa il riempimento degli orbitali s BLOCCO p  comprende i gruppi 3°, 4°, 5°, 6°, 7° e i gas nobili nei quali avviene il progressivo riempimento dei p BLOCCO d  detto dei metalli di transizione. Qui avviene il riempimento dei d (prima riga 3d, seconda riga 4d) BLOCCO f  Lantanidi ed Attinidi. Si riempiono orbitali f. poiché le loro proprietà chimiche rimangono uguali e non variano nel periodo sono stati messi a formare un gruppo a sé.

  13. dati dell’elemento gruppo IV 6 12,011 C 2,5 carbonio 1s2,2s2p2 numero atomico massa atomica relativa* periodo 2 elettronegatività * configurazione elettronica • dalla posizione della casella : • numero d’ordine = numero atomico (Z) -numero protoni ed elettroni- • gruppo = numero elettroni di ultimo livello

  14. Gli elementi appartenenti ad uno stesso gruppo hanno stessa configurazione elettronica e pertanto hanno proprietà chimico-fisiche simili • VALENZA: numero di elettroni che un elemento acquista, perde o mette in comune, quando si lega con altri atomi. • La valenza corrisponde anche al numero del gruppo • GRUPPO I A: metalli alcalini. Valenza = +1 e sono molto reattivi • GRUPPO IIA: metalli alcalino-terrosi. Valenza = +2 • GRUPPO VII A: alogeni. Valenza = -1 e reagiscono facilmente con i metalli • GRUPPO VIIIA: gas nobili. Hanno scarsa tendenza a reagire

  15. METALLI • resistenti, pesanti, lucenti • buoni conduttori di calore ed elettricità • malleabili (lamine) e duttili (fili) • solidi a T ambiente eccetto il mercurio ed il gallio che sono liquidi. Fondono ad elevate T • tendono a perdere elettroni e diventare ioni positivi (Fe3+) • NON METALLI • a T ambiente sono gas (O, Cl), liquidi (Br) e solidi (C,I,S) • sono fragili, non sono malleabili né duttili e non conducono la corrente elettrica • tendono a prendere elettroni e diventare ioni negativi (Cl-)

  16. SEMIMETALLI O METALLOIDI I composti che stanno sulla linea di separazione dei metalli dai non metalli sono detti SEMIMETALLI o metalloidi perché hanno caratteristiche comuni ad entrambi.

  17. IL LEGAME CHIMICO GLI ATOMI TENDONO A LEGARSI SPONTANEAMENTE FRA DI LORO, PER FORMARE DELLE MOLECOLE. OGNI LEGAME TRA ATOMI COINVOLGE, IN UN MODO O NELL’ALTRO, GLI ELETTRONI PERIFERICI, DETTI ELETTRONI DI VALENZA DELL’ATOMO STESSO ELETTRONI DI VALENZA

  18. Si ha il legame quando c’è sovrapposizione degli orbitali.

  19. Gli atomi tendono a legarsi per raggiungere la stessa configurazione esterna dei gas nobili, cioè avere 8 elettroni nello strato più esterno  REGOLA DELL’OTTETTO • Gli atomi realizzano ciò cedendo, acquistando o mettendo in comune uno o più elettroni esterni  VALENZA • PRINCIPALI LEGANI CHIMICI: • IONICO • COVALENTE • METALLICO

  20. LEGAME IONICO Legame che si forma tra un metallo e un non metallo ed è dato solo dall’attrazione tra ioni di carica opposta, senza nessun coinvolgimento di elettroni. IONE  atomo che ha perso o acquistato elettroni e, pertanto si carica positivamente o negativamente rispettivamente di tante cariche quanti sono gli elettroni ceduti o acquistati. CATIONI: ioni aventi cariche positive (+). ANIONI: ioni aventi cariche negative (-). Na+ + Cl- NaCl (cloruro di sodio)

  21. IL LEGAME COVALENTE Il legame covalente si forma quando due atomi hanno in comune due elettroni. Un orbitale semipieno di un atomo si sovrappone all’orbitale semipieno di un altro atomo. In non-metalli formano fra loro legami covalenti.

  22. LEGAMI COVALENTI OMOPOLARI : coinvolgono atomi uguali

  23. LEGAMI COVALENTI ETEROPOLARI: coinvolgono atomi differenti

  24. LEGAMI COVALENTI MULTIPLI Gli atomi possono raggiungere la configurazione dei gas nobili anche condividendo due o tre coppie di elettroni (4 o 6 elettroni). LEGAME COVALENTE DOPPIO  atomi che scambiano 4 elettroni LEGAME COVALENTE TRIPLO  atomi che scambiano 6 elettroni

  25. LEGAME COVALENTE DATIVO La coppia di elettroni comuni è data da uno solo degli atomi che partecipano al legame. NH3 + H+ NH4+ Nella molecola di ammoniaca NH3 l’azoto ha due elettroni liberi che vengono ceduti allo ione H+ per fare il legame.

  26. LEGAME A IDROGENO È un legame molto debole e si ha tra atomi di ossigeno ed idrogeno. Esempio: molecola dell’acqua Il legame a idrogeno funge da <<ponte>> fra due molecole.

  27. Legami ad idrogeno nell’acqua Stato liquido Stato solido

  28. NOMENCLATURA

  29. Nomenclatura IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry) E’ la nomenclatura ufficiale, introdotta a partire dagli anni ’70 del ‘900, che sta lentamente soppiantando la nomenclatura tradizionale Composti binari: contengono atomi di due diversi elementi NH3 HCl H2O CO2 Composti ternari: contengono atomi di tre diversi elementi HNO3 NaClO H2SO3 CaCO3

  30. O O C -2 -2 N H H H +1 +1 +1 +1 +1 Numero di ossidazione: è una carica positiva o negativa che viene attribuitaformalmente a ciascun elemento in un composto. Essa è determinata dal numero di elettroni che l’elemento possiede in più (carica negativa) o in meno (carica positiva) rispetto all’atomo neutro, quando gli elettroni di legame vengono attribuiti all’elemento più elettronegativo del composto. -3 -2 O +4 H H Elettronegatività:forza di un atomo ad attrarre a sé gli elettroni di legame, in base alla tendenza a raggiungere l’ottetto. Quindi in generale i non metalli saranno tutti più elettronegativi dei metalli.

  31. –1 Cl– 0 0 O +1 O Na+ Per calcolare i numeri di ossidazione degli elementi di un composto si deve innanzitutto stabilire quale di essi è il più elettronegativo Poi si attribuiscono ad esso tutti gli elettroni di legame Si vede quindi la carica assunta dagli atomi dopo questa fittizia attribuzione REGOLE PER IL CALCOLO DEI NUMERI DI OSSIDAZIONE 1) Tutte le sostanze allo stato elementare hanno numero di ossidazione zero 2) Negli ioni monoatomici gli elementi hanno numero di ossidazione uguale alla carica ionica 3) Alcuni elementi mantengono costante il loro numero di ossidazione in tutti i composti che formano, mentre altri lo variano da un composto all’altro

  32. In generale i numeri di ossidazione seguono il seguente schema: a) L’idrogeno ha sempre numero di ossidazione +1 oppure -1; b) I metalli hanno solo numeri di ossidazione positivi; c) I non metalli possono avere numeri di ossidazione positivi o negativi; d) Tranne alcune eccezioni gli elementi di gruppi pari hanno solo numeri di ossidazione pari, mentre quelli dei gruppi dispari hanno solo numeri di ossidazione dispari; e) Per tutti gli elementi, il numero di ossidazione positivo il più alto corrisponde al numero del gruppo cui l’elemento appartiene.

  33. Pertanto: I) Gli elementi del primo gruppo (tranne l’idrogeno) hanno sempre +1 ; II) Gli elementi del secondo gruppo hanno sempre +2 ; III) Gli elementi del terzo gruppo hanno sempre +3 ; IV) Nel quarto gruppo il carbonio ha –4, +4 e +2; il silicio –4 e +4; stagno e piombo +4 e +2 ; V) Nel quinto gruppo l’azoto ha –3, +1, +2, +3, +4 e +5; il fosforo –3, +3 e +5; l’antimonio +3 e +5; VI) Nel sesto gruppo l’ossigeno ha praticamente sempre –2, lo zolfo ha –2, +4 e +6 ; VII) Nel settimo gruppo il fluoro ha sempre –1; gli altri elementi hanno –1, +1, +3, +5 e +7.; VIII) Per i metalli di transizione non esistono regole così chiare.

  34. 4) La somma algebrica dei numeri di ossidazione di tutti gli atomi di tutti gli elementi presenti in un composto è uguale a zero, se il composto è neutro, oppure è uguale alla carica ionica, se il composto è uno ione poliatomico 5) In ogni composto l’elemento più elettronegativo di tutti ha sempre numero di ossidazione negativo, mentre tutti gli altri elementi hanno numero di ossidazione positivo

  35. +2 -2 -6 +6 +2 -2 2 2 Regole per la scrittura delle formule dei composti binari Noti i numeri di ossidazione dei due elementi, si deve ricordare che la somma dei numeri di ossidazione di tutti gli atomi di uno deve essere uguale, in valore assoluto, alla somma dei numeri di ossidazione di tutti gli atomi dell’altro, cioè la molecola deve essere neutra. +3 -2 -2 +2 AlO CaO -2 +1 2 3 KO 2 La regola ad incrocio In pratica si incrociano gli indici ed i numeri di ossidazione +3 -2 AlO Si deve tuttavia ricordare che: 2 3 -2 +2 CaO • Gli indici vanno generalmente ridotti ai minimi termini; -2 +1 KO 1 2 • L’indice 1 si omette sempre;

  36. Nomenclatura tradizionale: Prevede l’uso di prefissi e suffissi, in base al numero di ossidazione dei vari elementi Nomenclatura ufficiale (o IUPAC): In alcuni casi il numero di ossidazione viene indicato tra parentesi a fianco del nome del composto Alcuni nomi tradizionali, fortemente radicati nell’uso comune, quali acqua, ammoniaca (NH3) o metano (CH4), sono stati accettati come internazionalmente validi.

  37. OSSIDI (o OSSIDI BASICI) Composti BINARI formati da metallo + ossigeno Nomenclatura tradizionale • se il metallo ha un solo numero di ossidazione: • ossido di + nome metallo (es. ossido di sodio Na2O) • b) se il metallo ha due numeri di ossidazione: • ossido + nome metallo con desinenza OSO, per il numero di ossidazione minore. Ad es. ossido piomboso PbO (numero di ossidazione +2); • ossido + nome metallo con desinenza ICO, per il numero di ossidazione maggiore. Ad es. ossido piombico PbO2 (numero di ossidazione +4).

  38. ANIDRIDI (o OSSIDI ACIDI) Composti BINARI formati da un non metallo + ossigeno Nomenclatura tradizionale • se il non metallo ha un solo numero di ossidazione: • anidride + nome non metallo con desinenza ICA (es. anidride carbonica CO2) b) se il non metallo ha due numeri di ossidazione: anidride + nome non metallo con desinenza OSA, per il numero di ossidazione minore. Ad es. anidride solforosa SO2 (+4); anidride + nome non metallo con desinenza ICA, per il numero di ossidazione maggiore. Ad es. anidride solforica SO3 (+6).

  39. c) se il non metallo ha quattro numeri di ossidazione, come gli elementi del 7° gruppo (+1,+3,+5,+7): anidride IPO nome non metallo con desinenzaOSA per il numero di ossidazione +1. Es. Cl2O anidrideipoclorosa; anidride + nome non metallo con desinenza OSA, per il numero di ossidazione +3. Es. anidride clorosa Cl2O3; anidride + nome non metallo con desinenza ICA, per il numero di ossidazione +5. Es. anidride clorica Cl2O5; anidride PER nome non metallo con desinenzaICA per il numero di ossidazione +7. Es. Cl2O7anidrideperclorica;

  40. IDRACIDI o ACIDI BINARI Composti BINARI dell’ idrogeno + elementi del VII gruppo (alogeni) e S Negli idracidi gli elementi del 7° gruppo hanno sempre numero di ossidazione -1, mentre gli elementi del 6° gruppo (lo zolfo) hanno sempre numero di ossidazione -2. Nomenclatura tradizionale acido + nome non metallo + desinenza in IDRICO:HF acido fluoridrico; HCl acido cloridrico; HBr acido bromidrico; HI acido iodidrico; H2S acido solfidrico;

  41. Nomi particolari Mercurio: mercurioso e mercurico Stagno: stannoso e stannico Azoto: nitroso e nitrico Rame: rameoso e rameico Oro: auroso e aurico

  42. +1 Na2O+H2O → 2Na(OH) -1 +1 IDROSSIDI Composti TERNARI formati da metallo + gruppo OH- che si comporta come se avesse numero di ossidazione -1. Sono composti basici. Derivano dalla reazione tra ossidi (basici) e acqua, in cui tutti gli elementi mantengono il proprio numero di ossidazione. Le formule si scrivono utilizzando le regole già viste per i composti binari, considerando l’ossidrile come un elemento a numero di ossidazione -1.

  43. +3 -1 +3 Fe(OH)3 Fe2O3+ H2O → Consideriamo ad esempio la reazione tra ossido ferrico ed acqua 3 2 Inizialmente dobbiamo scrivere la formula del prodotto, impiegando le regole già viste In accordo con la legge di Lavoisier, la somma delle masse (e quindi il numero di atomi) dei vari elementi deve essere uguale a destra ed a sinistra della reazione

  44. Nomenclatura tradizionale • se il metallo ha un solo numero di ossidazione: • idrossido di… nome metallo (es. idrossido di sodio NaOH) b) se il metallo ha due numeri di ossidazione: idrossido + nome metallo con desinenza OSO, per il numero di ossidazione minore. Ad es. idrossido rameoso CuOH (numero di ossidazione +1); idrossido + nome metallo con desinenza ICO, per il numero di ossidazione maggiore. Ad es. idrossido rameicoCu(OH)2 (numero di ossidazione +2). Nomenclatura ufficiale Si indica il numero dei gruppi OH ponendo i soliti prefissi davanti al termine “idrossido”, cui segue “di” ed il nome del metallo: Na(OH) idrossido di sodio; Fe(OH)2diidrossido di ferro (II); Fe(OH)3triidrossido di ferro (III); Pb(OH)4tetraidrossido di piombo (IV).

  45. –2 –2 +4 –2 +1 +4 +1 CO2+H2O → H2CO3 Cl2O7+H2O→ H2Cl2O8 OSSIACIDI o ACIDI TERNARI Sono composti TERNARI tra idrogeno + non metallo + ossigeno; Derivano dalla reazione tra anidridi e acqua: Per trovare la formula dell'ossoacido si deve scrivere a destra nell'ordine idrogeno, non metallo e ossigeno, mettendo per ognuno di questi elementi tanti atomi quanti ce ne sono a sinistra

  46. Cl2O7+H2O→ 2 HClO4 Il composto H2Cl2O8 in realtà non esiste e per trovare la vera formula dell’ossiacido dobbiamo dividere per due tutti gli indici del composto La reazione complessiva diventa allora: Nomenclatura tradizionale • se il non metallo ha un solo numero di ossidazione: • acido + nome non metallo con desinenza ICO (es. acido carbonico H2CO3) b) se il non metallo ha due numeri di ossidazione: acido + nome non metallo con desinenza OSO, per il numero di ossidazione minore. Ad es. acido solforoso H2SO3 (+4); acido + nome non metallo con desinenza ICO, per il numero di ossidazione maggiore. Ad es. acido solforico H2SO4 (+6).

  47. c) se il non metallo ha quattro numeri di ossidazione, come gli elementi del 7° gruppo (+1,+3,+5,+7): acido IPO nome non metallo con desinenzaOSO per il numero di ossidazione +1. Es. HClO acidoipocloroso; acido + nome non metallo con desinenza OSO, per il numero di ossidazione +3. Es. acido cloroso HClO2; acido + nome non metallo con desinenza ICO, per il numero di ossidazione +5. Es. acido clorico HClO3; acido PER nome non metallo con desinenzaICO per il numero di ossidazione +7. Es. acidoperclorico HClO4;

  48. O O O O O H δ+ δ+ δ+ S H H H Cl C δ– δ+ O O H H O H2CO3 O O δ– δ– HClO4 δ– HCl Cl Cl δ– H+ H+ O H+ H+ S C Cl δ+ O δ+ O H2S O S2- H+ H+ Cl- CO32- ClO-4 DECOMPOSIZIONE IN ACQUA DEGLI ACIDI Tutti gli acidi contengono idrogeno; negli ossiacidi questo è legato all’ossigeno da un legame covalente polare, mentre negli idracidi è legato da un legame covalente polare ad un non metallo molto elettronegativo. In acqua (solvente polare) tale legame si rompe, mandando in soluzione ioni H+ ed anioni costituiti da tutti gli altri atomi della molecola di partenza.

  49. Decomposizione in acqua degli acidi ternari In soluzione si formano anioni poliatomici, costituiti dal non metallo ed dall’ossigeno legati da legame covalente, con tante cariche negative quanti sono gli ioni H+ liberati HClO4→H++ClO4- H2CO3→2H++CO32- H3BO3→3H++BO33- H4SiO4→4H++SiO44-

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