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CHIMICA GENERALE ORGANICA ED INORGANICA
Testi consigliati:•Chimica e Propedeutica Biochimica - A. Fiecchi, M. Galli Kienle e A. Scala - Edi-Ermes, Milano•Chimica Generale ed Inorganica - G. Ponticelli e G. Usai - Piccin Padova•Principi Di Chimica Generale E Organica – E. Santaniello, M. Alberghina, M. Coletta, S. Marini, Piccin Padova.•Chimica base per le scienze della vita - A. Anastasia, Delfino Editore, Roma.
Prof. Adolfo Amici
Corso di Laurea Tecnico della Prevenzione nell’Ambiente e nei Luoghi di Lavoro – TPALLA.A. 2013/2014 - I anno – I semestreCorso di CHIMICA GENERALE ORGANICA ED INORGANICA(C.I. Scienze Propedeutiche)Prof. Adolfo Amici
Programma in forma breve:Atomo, isotopi, radioattività, cenni su teorie atomiche, orbitali , metodo Aufbau. Tavola periodica. Legami covalente e ionico. Doppi e tripli legami. Strutture di Lewis. Orbitali ibridi. Cenni su orbitali molecolari. Legami intermolecolari. Stati della materia. Soluzioni.. Equilibrio chimico. Termochimica, cinetica chimica, cenni di elettrochimica. Acidi e basi. Nomenclatura composti. Idrolisi. Soluzioni tampone. Titolazioni. Prodotto di solubilità. Generalità sulla chimica organica. Principali gruppi funzionali dei composti organici. Alcani, alcheni, alchini e loro principali reazioni. Cicloalcani. Cenni su idrocarburi aromatici, aldeidi, chetoni, acidi carbossilici e derivati. Isomerie dei composti organici. Definizioni reagenti elettrofili, nucleofili, radicali. Tipi di reazioni organiche, sostituzioni nucleofile ed elettrofile, eliminazioni, addizioni. Meccanismi delle principali reazioni dei gruppi funzionali organici.Esercizi di stechiometria riguardanti le soluzioni (unità di concentrazione, diluizione, ecc.) e il pH (acidi forti e deboli, idrolisi, tamponi).
Stati della materia:
gassoso liquido
solido
ebollizione
condensazione
fusione
solidificazione
brinamento
sublimazione
Unità di misuradelle proprietà fisiche
• Lunghezza l metro m
• Massa m chilogrammo kg
• Tempo t secondo s
• Temperatura T kelvin K
• Quant. Sost. n mole mol
• Corrente el. I ampere A
• Int. Lum. I candela cd
Grandezza Simb.grand.
UnitàSI
Simb. Unitàdi misura
* Ricordare anche i prefissi alle unità di misura
Unità di misura derivate
• Forza newton N m kg sec-2
• Pressione pascal Pa Nm-2
• Energia joule J Nm• Carica elettricacoulomb C As• Temp. celsius gradi celsius °C K• Area metro quadro m2
• Volume metro cubo m3
• Densità massa volumica kgm-3
Grandezzafisica
Nomeunità
simbolo Unità dimensionali
Unità di misura intensive ed estensive
Multipli - prefissi e suffissi
10-1 deci d 10 deca da10-2 centi c 102 ecto h10-3 milli m 103 chilo k10-6 micro µ 106 mega M10-9 nano n 109 giga G10-12 pico p 1012 tera T10-15 femto f 1015 peta P10-18 atto a 1018 exa E10-21 zepto z 1021 zetta Z10-24 yocto y 1024 yotta Y
prefisso simbolo prefisso simbolo
Cifre significative dei dati e precisione
4,5674 + 4,597 + 4,56 =-------------13,72
2,32 x 1,343 ------------------- = 9,2 0,34
0,000567 0,000003
104.000 56.000.000
104.727 55.897.324
5,3478 ± 0,0065 cm
K = C + 273,15°C
MATERIA - CLASSIFICAZIONE
Sostanze pure
Misceleomogenee
Materia
composti elementi(atomi)
Misceleeterogenee
Atomi - struttura
particella simbolo carica (coulomb, relativa) Massa• Protone p+ 1,6022 10-19 +1 1,67252 10-27 kg• Neutrone n0 0 0 1,67495 10-27 kg • Elettrone e- 1,6022 10-19 -1 9,10953 10-31 kg
• Atomo H 0,0000 0 1,6752 10-27 kg• “ U 0,0000 0 3,94987 10-25 kg
raggio di un atomo circa 10-10m
raggio di una particella circa 10-14m
NUCLIDI - ISOTOPI
Gli atomi caratterizzati da numero atomico e numero di massa sono detti NUCLIDI
XA
Z
Numero di massa
Numero atomicoH
1
1C
12
6N
14
7O
18
8
H1
C
12
N
14
O
18
H1
H
2
H
3
ISOTOPI
prozio deuterio trizio
H D T
C12
C
13
C
14
Ioni Acquisto o perdita di elettroni:
-catione quando ha carica positiva, ha cioè perso uno o più eletroni periferici.
-anione quando ha carica negativa, ha cioè acquistato elettroni periferici.
Na+ Cl- Fe++ Fe2+ Cr3+ SO42- S2 -
Sodio cloruro ferro cromo solfato solfuro
PESO ATOMICO e MOLE
La massa dell’atomo per gli elementi noti è compresa tra 1,673 x 10-24 g e circa 4,3 x 10 -22 g
Le bilance arrivano a 10-6 g
Possiamo stabilire i rapporti tra gli atomi e quindi un peso atomico relativo.
Nell’acqua sono presenti 11,19g di idrogeno e 88,81g di ossigeno per 100g di acqua pura.
Quindi, siccome gli idrogeni sono due si ha che ciascuno contribuisce per 5,595g e che li rapporto tra i due elementi è di 15,873.
L’ossigeno pesa 15,873 volte l’idrogeno, si dice che il suo Peso Atomico vale: PA = 15,873.
I pesi atomici, o meglio masse atomica relative, sono attualmente riferite all’isotopo 12C al quale è assegnato arbitrariamente il valore di 12,000.
L’unità di massa atomica è la quantità di materia pari a 1/12 della massa del 12C, si indica come a.m.u. (atomic mass unit) o Dalton
La massa assoluta del 12C è pari a 1,99 x 10-23g, quindi una a.m.u. vale 0,166 x 10-23g
PESO ATOMICO e MOLE
Il peso molecolare è dato dalla somma dei pesi atomici, per es.l’acqua, composta da due idrogeni ed un ossigeno, H2O , ha PM (peso molecolare):
2 x 1,0079 + 15,99994 = 18,0157
Se considero una quantità di elemento o composto pari al peso molecolare espresso in grammi avremo una mole di sostanza.
Quante a.m.u. ci sono in 1g si sostanza?
1
------------ = 6,02 x 10 23 una mole di particelle.
0,166 x 10 -23
La massa di una mole di atomi o di molecole è numericamente uguale al peso atomico o molecolare, rispettivamente.
Esperimento di Rutherford
13.214
Esperimento di Millikan e la carica dell’elettrone
Gocce di olio
Gocce di oliocariche
Radiazione ionizzante
illuminazione
Elettrodo metallico (-)
Cannocchialemicroscopio
atomizzatore
ElettrodoMetallico (+)
La radiazione elettromagnetica
c =
c = 3 108 m sec-1
Distanza Tempo
0 0
amp
iezz
a
max
min
| |1 s
=2
Spettro della radiazione elettromagnetica
radio televisione radar microonde infrarosso visibile ultravioletto raggi x raggi
1·104 1·107 1·108 1·109 1·1012 4·1014 8·1014 1·1016 1·1019 1·1024
1012 1010 109 107 104 500 102 10-1 10-5
frequenze(cicli/sec)
lunghezze(nm)
tipo di onde
ross
o
aran
cio
gia
llo
verd
e
blu
vio
lett
o
~ 760 nm ~ 380nm
Spettro della radiazione elettromagnetica
Rifrazione della luce bianca
Lunghezze d’onda delle bande dei colori
Luce visibile min max min max
nm 10-14 sec-1
violetto 400 424 7.08 7.50
indaco e blu 424 491 6.11 7.08
verde 491 575 5.22 6.11
giallo 575 585 5.13 5.22
arancio 585 647 4.64 5.13
rosso 647 700 4.28 4.64
Spettri di emissione discontinui degli ioni di metalli
Spettri di emissione discontinui degli ioni di metalli
Principali righe di emissione dell’idrogeno
L’effetto fotoelettrico dimostra l’esistenza dei fotoni
E = h
In meccanica quantistica l’energia fluisce in quanti
Gli elettroni sono organizzati in orbitali atomici
Il più semplice è di forma sferica dettata dalle equazioni di Schroedinger per la
distribuzione di probabilità
Atomo quantistico
• Natura dell’elettrone - onda/particella
• Principio di indeterminazione (x p>h/2)
• Distribuzione della densità elettronica
• Numeri quantici - principale, secondario, magnetico, di spin.
Numeri quanticidefiniscono l’energia dell’elettrone
•Principale, n, 1,2,3,...,
•Secondario, l, 0,1,...,n-1
•Magnetico, m, interi da -l a +l, 0 compreso
•Spin, +½, -½
Forme degliorbitali in funzione dei numeri quantici degli elettroni
l = 0
l = 1
l = 2
m = -1,0,1
m = -2,-1,0,1,2
m = 0
n = 1 n = 2 n = 3
Orbitali 1s e 2s
1s
2s
Orbitali 2p
2px
2px 2py 2pz
2px2px
Orbitali 3d
3dyz
3dz2
3dxz3dxy
3dy2-x2
Livelli energetici degli orbitali e il loro riempimento
Livelli energetici e righe di emissione dell’atomo di idrogeno
Gli elettroni si posizionano a coppie, con spin opposti, negli orbitali a più bassa energia
Due elettroni non possono avere i quattro numeri quantici uguali
Periodicità di proprietà degli elementi
Valori di affinità elettronica i kJmol-1
H 384 K 48
He <0 Ca 2,37
Li 60 Ba 13,95
Be <0 Br 324,5
C 122 Xe <0
Mg <0 I 295
O 142 Cl 349
F 328 Ar <0
Ne <0
Periodicità di proprietà degli elementienergia di prima ionizzazione
Legame chimico ionico
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
--
-
-
-
-
-
-
-
-
-
-
--
-
Cristallo di NaCl
Na+
Cl-
Il legame covalente e la formazione di molecole
Il legame covalente tra orbitali a diversa geometria:
Legami e
Formule rappresentate secondo i simboli di Lewis
N O F Ne
Cl ClCl Cl+ =
H Cl H O
H
···· ··
····O S O······
······ ··
··
··O S O·· ····
··
+ -- +
Risonanza nella distribuzione degli elettroni
Anidrite solforosa
·· ··
··
··O C O
O
······
·· ··
··
·· ··
-
-
O C O
O
····
··
···· ·· ··
····
··
····-
-
O C O
O
····
··
······ ··
··········- -
Ione carbonato
Ibridazione sp3 e la configurazione tetraedrica delle molecole
109°
105° 107°
ossigeno
carbonio
azotoacqua
ammoniaca
metano
Ibridazione sp2 e la configurazione planare
BF3
120°
Ibridazione sp e la configurazione lineare
BeCl2
Il legame metallico
Orbitali molecolari che coinvolgono tutto il volume del cristallo metallico
Cl
Polarizzazione dei legami covalentiL’elettronegatività
Forze interattive tra le molecole
Np-
1,3
U
1,7
Pa
1,5
Th
1,3
Ac-
1,1
Ra
0,9
Fr
0,7
Rn
=
At
2,2
Po
2,0
Bi
1,9
Pb
1,8
Tl
1,8
Hg
1,9
Au
2,4
Pt
2,2
Ir
2,2
Os
2,2
Re
1,7
W
1,7
Ta
1,5
Hf
1,3
La-
1,1
Ba
0,9
Cs
0,7
Xe
=
I
2,5
Te
2,1
Sb
1,9
Sn
1,8
In
1,7
Cd
1,7
Ag
1,9
Pd
2,2
Rh
2,2
Ru
2,2
Tc
1,9
Mo
1,8
Nb
1,6
Zr
1,4
Y
1,2
Sr
1,0
Rb
0,8
Kr
=
Br
2,8
Se
2,4
As
2,0
Ge
1,8
Ga
1,6
Zn
1,6
Cu
1,9
Ni
1,8
Co
1,8
Fe
1,8
Mn
1,5
Cr
1,6
V
1,6
Ti
1,5
Sc
1,3
Ca
1,0
K
0,8
Ar
=
Cl
3,0
S
2,5
P
2,1
Si
1,8
Al
1,5
Mg
1,2
Na
0,9
Ne
=
F
4,0
O
3,5
N
3,0
C
2,5
B
2,0
Be
1,5
Li
1,0
He
=
H
2,1
Elettronegatività degli elementi secondo PaulingElettronegatività degli elementi secondo Pauling
Forze interattive tra le molecoleForze di van der Waals
Dipoli istantaneiNon direzionali
2-20kJ mole-1
tipo di legame
distanza (pm)
energia (kJ mol-1)
H-H 74 435
C-C singolo 154 347
C-C doppio 135 522
C-C triplo 121 961
N-N singolo 147 159
N-N doppio 124 350
N-N triplo 110 940
F-F 144 155
Cl-Cl 199 242
Br-Br 228 192
I-I 267 150
H-F 92 564
H-I 161 297
O-H (in H2O) 96 469
N-H (in NH3) 101 389
C-H (in CH4) 109 414
Energia / lunghezza (di legame)
0
200
400
600
800
1000
1200
0 50 100 150 200 250 300
Lunghezza (pm)
En
erg
ia (
kJ/m
ole
)
Interazioni tra molecole attraverso dipoli indotti
Interazioni attraverso il legame idrogeno
I legami idrogeno si formano solo se i componenti sono posizionati in linea retta, cioè è direzionale
20-40kJ mole-1
Il legame idrogeno e le proprietà dell’acqua
Il legame idrogeno intramolecolare
20-40kJ mole-1
Temperature di fusione di composti e tavola periodica
Potere schermante dell’acqua verso le cariche,
solubilizzazione dei sali, solvatazione degli ioni.