Chimica generale e inorganicaper Scienze e Tecnologie Viticole ed Enologiche

A.A. 2018‐2019

Alberto GasparottoDip.to Scienze ChimicheVia Marzolo, 1tel: 049/8275192e‐mail: alberto.gasparotto@unipd.ithttp://www.chimica.unipd.it/alberto.gasparotto

1

Risultati d'apprendimento previsti: lo studente acquisisce nozioni di chimicadi base. Ciò verrà fatto attraverso lo svolgimento di lezioni teoricheintervallato da esempi pratici ed esercizi. La risoluzione di esercizi numerici,relativi agli argomenti svolti nelle lezioni teoriche, ha anche lo scopo diabituare lo studente all’approccio scientifico a problemi di natura diversa.

Propedeuticità: é necessario saper risolvere le equazioni di primo e disecondo grado e i sistemi di equazioni; eseguire le operazioni con i logaritmi ele potenze.

Modalità di erogazione e organizzazione della didattica: sono previste 64 ore(lezioni frontali, esercitazioni, laboratorio).

Metodi di valutazione: la verifica di profitto si svolge con le seguenti modalità:scritta. Non sono previsti accertamenti in itinere.

Orario di lezione: lunedì 9.00‐12.00; giovedì 9.00‐12.00

2

3

Testi (teoria)1. Fondamenti di Chimica Generale – R. Chang, K. Goldsby – McGraw Hill Education

2. Fondamenti ed Esercizi di Chimica Generale ed Inorganica – A. Peloso, F. 

Demartin – Ed. Progetto Padova (teoria ed esercizi)

3. Chimica Generale – R.H. Petrucci, F.G. Herring, J:D: Madura, C. Bissonette

4. Chimica – J.N. Spencer, G.M. Bodner, L.H. Rickard – Zanichelli 

5. Chimica – I. Bertini, C. Luchinat, F. Mani, 2a ed. – Casa Ed. Ambrosiana

6. Chimica Generale ed Inorganica – A. Peloso – Ed. Libreria Cortina Padova

7. Chimica – La natura molecolare della materia e delle sue trasformazioni – Martin 

S. Silberberg – 2a ed. ‐Mc Graw Hill

8. Chimica – Un Approccio Molecolare,  J. Tro Nivaldo, Ed. EdiSES.

Testi (esercitazioni)1. PROBLEMI DI CHIMICA GENERALE – A. Peloso (7a Edizione) – Libreria Cortina 

Padova 

2. STECHIOMETRIA PER LA CHIMICA GENERALE – P. Michelin Lausarot, G.A. Vaglio –

Piccin Padova

1° credito: Leggi fondamentali della chimica. Unità di massa e concetto di mole.Struttura dell’atomo. Numeri quantici e gusci elettronici. Costruzione del sistemaperiodico e proprietà periodiche. Alcuni esempi di nomenclatura. Stato diossidazione e bilanciamento di semplici reazioni.

2° credito: Legame ionico, metallico, covalente e legame nei solidi. Formule diLewis e cenni alla teoria dell’orbitale molecolare. Orbitali ibridi e teoria VSEPR.Legame ad idrogeno.

3° credito: Lo stato gassoso. Leggi che descrivono il comportamento di un gas.Equazione di stato per un gas ideale ed unità di misura relative. Liquefazione deigas e grandezze critiche. Dissociazione gassosa. Lo stato liquido. Diagramma distato dell’acqua. Proprietà delle soluzioni ed espressione della concentrazione delsoluto. Proprietà colligative e grado di dissociazione del soluto.

4° credito: Cenni di termodinamica. Funzioni di stato. Processi spontanei.Concetto di equilibrio chimico. Legge d’azione di massa ed espressione dellacostante di equilibrio in sistemi omogenei ed eterogenei.

Programma del Corso (8 CFU) 

4

5° credito: Equilibri in soluzione acquosa. Teoria acido base di Brönsted e Lewis.Concetto di pH e scala di acidità. Coppie coniugate e relazione tra Ka e Kb. Forzadegli acidi mono e poliprotici e costanti di dissociazione. Composti anfoteri,idrolisi e tamponi.

6° credito: Titolazioni acido base ed uso degli indicatori. Sali poco solubili e Kps.Solubilità in funzione del pH.

7° credito: Celle galvaniche. Il potenziale elettrodico e la concentrazione. Usodella tabella dei potenziali standard. Esempi di pile commerciali. Elettrolisi e leggidi Faraday.

8° credito: Cenni di chimica inorganica con esempi relativi ai gruppi 1, 2 e aglielementi N, P, S ,O e ai metalli di transizione.

Programma del Corso 

5

Definizione di Chimica:Studio di composizione, struttura e proprietà della materia e studiodelle reazioni attraverso le quali una forma della materia può essereprodotta o trasformata in un’altra forma.

L’oggetto di studio della chimica è la materia (tutto ciò che ha unamassa e occupa uno spazio).In particolare è una scienza che studia:• la struttura e la composizione della materia;• le trasformazioni che la materia subisce;• l’energia coinvolta in queste trasformazioni.

• proprietà chimiche;• proprietà fisiche.

6

7

Sostanza: porzione di materia, con proprietà specifiche proprie, risultantedalla combinazione di atomi (non necessariamente diversi), in rapportinumerici ben definiti

8

Mondomacroscopico

Mondomicroscopico

Mondo simbolico: H2O CO2HH

OO=C=O

9

Il metodo scientifico

Per ottenere buoni risultatiuno scienziato dovrebbe

avere la curiosità di un bambino…

Legge della conservazione della massa

La massa delle sostanze che si formano (prodotti) in seguito ad unareazione chimica è la stessa della massa delle sostanze che partecipanoalla reazione (reagenti)

La materia non si crea né si distrugge (non aumenta, né diminuisce):semplicemente si converte da una forma in un’altra.

N OO O

O

ON

10

Gli atomi: le lettere dell’alfabeto della chimica

Ogni elemento il proprio simbolo!!!11

La tavola periodica degli elementi

12

• Domanda: Di cosa è fatta la materia?Risposta: La materia è costituita da atomi

• Domanda: Ma gli atomi di cosa sono fatti?Risposta: di protoni (p), elettroni (e), neutroni (n)

Dentro l’atomo

√

13

• Domanda: Di cosa è fatta la materia?Risposta: La materia è costituita da atomi

• Domanda: Ma gli atomi di cosa sono fatti?Risposta: di protoni (p), elettroni (e), neutroni (n)

• Domanda: Protoni, elettroni e neutronicome si “organizzano” all’interno dell’atomo?Risposta: come un sistema planetario in miniatura

Dentro l’atomo

√√

14

Nucleo e atomo a confronto

15

16

17

18

La maggior parte degli elementi è presente in natura come miscelaisotopica. Per tali elementi, la composizione percentuale della miscelaisotopica è costante e indipendente dalla fonte di approvvigionamento.

98.888% 1.112% tracce%

99.985% 0.015% 10‐15‐10‐16%

19

20

21

Gli ioni

EAZ

UN ATOMO CHE HA PERSO O ACQUISTATO UN ELETTRONE VIENE DETTO IONE E POSSIEDE UNA CARICA ELETTRICA

± X

X = carica = numero di protoni – numero di elettroni

O168

2-

Cu6329

2+

O2-

Cu2+

UNO IONE CON CARICA NEGATIVA E’ DETTO ANIONE

UNO IONE CON CARICA POSITIVA E’ DETTO CATIONE

22

23

24

tutti M+

tutti M2+

tutti X‐tutti X2‐Esistono diverse 

proprietà periodiche!!!25

Esistono anche ioni poliatomici (che riprenderemo affrontando la nomenclatura dei composti), per esempio: 

26

Ragionare “in massa” – 1.1‐ Come possiamo esprimere la massa di un atomo?

La massa di un atomo espressa in Kg (o in g) è numericamente moltopiccola, tipicamente dell’ordine di 10‐25‐10‐27 Kg

E’ molto più comodo esprimere la massa di un atomo in unità di massaatomica (uma)

Per convenzione 1 uma corrisponde a 1/12 della massa di un atomo di 12C,ovvero:

1.99264810‐26 kg / 12 = 1.6605410‐27 kg = 1 uma

In questo modo, un atomo di 12C peserà esattamente (per definizione) 12uma

27

Ragionare “in massa” – 1.2‐ E per quanto riguarda gli altri atomi?

Sperimentalmente è possibile determinare quante volte un certo atomo èpiù pesante (o più leggero) rispetto ad un atomo di 12C, per esempio:

massa 19F / massa 12C = 1.58320

ovvero, un atomo di 19F ha una massa 1.58320 volte quella di un atomo di 12C

Pertanto la massa di un atomo di 19F, espressa in uma, sarà:

1.5832012 = 18.9984 uma

In questo modo è possibile determinare la massa di tutti gli atomi (tutti gliisotopi) esistenti

28

Ragionare “in massa” – 1.3‐ Il “problema degli isotopi”: la maggior parte degli elementi è presente innatura sotto forma di più isotopi, per esempio:

12C = 12.000000 uma (abbondanza isotopica 98.892%)13C = 13.003354 uma (abbondanza isotopica 1.108%)

Per ragioni pratiche, risulta estremamente utile definire una “massa atomicamedia” che tenga conto della composizione percentuale della miscelaisotopica:

uma abb. frazionaria contributo12C 12.000000 0.98892 = 11.867 +13C 13.003354 0.01108 = 0.144 =

12.011

12.011 non è la massa di un atomo di carbonio, bensì la massa media di unatomo di carbonio. Per inciso, 12.011 è il valore numerico riportato nellatavola periodica per il carbonio!

29

30

31

Ragionare “in massa” – 1.4‐ A questo punto, come possiamo esprimere la massa di una molecola?

Definendo per ogni elemento una massa atomica media come fatto inprecedenza per il carbonio, la massa molecolare media si determina inmodo estremamente semplice, nota la formula del composto in questione:

ma = massa atomicamm = massa molecolare

H2O: mmH2O = 2 maH + 1 maO = 2 1.01 + 1 16.00 = 18.02 uma

NH3: mmNH3 = 1 maN + 3 maH = 1 14.01 + 3 1.01 = 17.04 uma

C6H12O6: mmC6H12O6 = 6 mac + 12 maH + 6 maO == 6 12.01 + 12 1.01 + 6 16.00 = 180.18 uma

32

Ragionare “in massa” – 1.5‐ Siamo ora in grado di esprimere la massa di un atomo o di una molecola inuma (ed, eventualmente, di convertirla in Kg o in g sapendo che 1 uma =1.6605410‐27 Kg = 1.6605410‐24 g). Nella pratica è però pressochéimpossibile lavorare (pesare, manipolare) con singoli atomi o singolemolecole: si lavora invece con quantità dell’ordine del grammo.

Chiediamoci allora:

‐ Quanti atomi di H sono presenti in 1.01 g di H?‐ Quanti atomi di O sono presenti in 16.00 g di O?‐ Quante molecole di H2O sono presenti in 18.02 g di H2O?

Si noti che abbiamo volutamente scelto una massa di H, O e H2O (ingrammi) numericamente uguale alla loro massa atomica o molecolare (inuma)

33

Ragionare “in massa” – 1.6

‐ Quanti atomi di H sono presenti in 1.01 g di H?

1.01 g / (1.011.6605410‐24 g) = 6.0221023 atomi

‐ Quanti atomi di O sono presenti in 16.00 g di O?

16.00 g / (16.001.6605410‐24 g) = 6.0221023 atomi

‐ Quante molecole di H2O sono presenti in 18.02 g di H2O?

18.02 g / (18.021.6605410‐24 g) = 6.0221023 molecole

sempre 6.0221023questo numero è detto numero di Avogadro NA

Si definisce mole (simbolo: mol) quella quantità di sostanza che contiene unnumero di Avogadro di “particelle” (atomi o molecole) ovvero 6.0221023

Si definiscemassa molare (simbolo: MM) la massa di una mole di sostanza

34

Ragionare “in massa” – 1.7

1 atomo di O: 16.00 uma1 molecola di O2: 32.00 uma1 molecola di H2O: 18.02 uma

1 mole di (atomi di) O: 16.00 g1 mole di (molecole di) O2: 32.00 g1 mole di (molecole di) H2O: 18.02 g

1.6605410‐24 g  6.0221023

Quanto pesa:

MMO: 16.00 g/molMMO2: 32.00 g/molMMH2O: 18.02 g/mol

una mole di atomi di un elemento ha una massa (g) pari alla massa atomica dell’elemento 

(analoghe considerazioni nel caso di composti) 35

Ragionare “in massa” – 1.8

In generale, per calcolare il numero di moli n contenute in una certa massa mdi sostanza con massa molare MM:

n (mol) = m (g) / MM (g/mol)

Esempi :• quante moli sono contenute il 30 grammi di ammoniaca NH3?• quanto pesano 3.5 moli di acido nitrico HNO3?

Attenzione alla “coerenza dimensionale”

36

37

38

39

Gli atomi possono:- non combinarsi → elementi atomici- combinarsi con atomi identici → elementi molecolari- combinarsi con atomi diversi → composti (molecolari o ionici)

40

Elementi atomici Elementi molecolari

ma ancheH2, N2, O2, F2, Cl2,

Br2, I2…

gas nobiliHe, Ne, Ar, Kr,…

questi gas sono costituiti da singoli atomi isolati

solidi estesiNa, Fe, Al, C, Si,…metalli e semimetalli non

sono costituiti né da singoli atomi isolati, né da

molecole distinte

H, N, O, F, Cl,…

41

Metalli

Semimetalli

Nonmetalli

42

Composti molecolari

43

Composti molecolari

44

Composti ioniciNaCl

ZnS

CaF2

45

46

Nei composti ionici gli atomi (in realtà ioni) sono tenuti insieme da interazioni coulombianetra ioni di carica opposta. Il legame ionico nasce dal trasferimento (permanente) di elettronida un atomo all’altro:

Viceversa negli elementi molecolari e nei composti molecolari gli atomi sono tenutiinsieme da legame covalenti che nascono dalla condivisione di elettroni tra atomi:

H •  +  • H2 atomi di idrogeno

(non legati)1 molecola di idrogeno (H2)

HH

H •  +  • Cl1 atomo di idrogeno e 1 di cloro (non legati)

1 molecola di cloruro di idrogeno (HCl)

ClH

E nel caso di elementi come Na, Fe, C, Si,… (solidi estesi) che tipo di legame si forma?ma soprattutto:

PERCHE’ GLI ATOMI SI LEGANO?

Na Na+ + e‐

Cl + e‐ Cl‐

Na + Cl Na+ ‐‐‐ Cl‐

47

Domande, esempi e approfondimentisulle slide precedenti

48

SOLIDO: forma propria e volume proprio. Meno comprimibili dei liquidi.Particelle in posizioni fisse.Moto prev. vibrazionale. Es. cristalli

LIQUIDO: volume proprio ma NON forma propria. Solo leggermentecomprimibili. Forze intermolecolari abb. forti. Moto prev. traslazionale. Es.acqua in una bottiglia

GAS: nè forma nè volume proprio; si espandono in tutto lo spazio a lorodisposizione. Alta en. cinetica.Moto prev. traslazionale.

approfondimento su slide 5: stati di aggregazione della materia

49

approfondimento su slide 5: proprietà della materia

Proprietà Chimiche: sono rappresentate dalla capacità di un campione dimateria di subire un cambiamento di composizione in determinate condizioni.Es. Pt inerte, Na reattivo…

Proprietà Fisiche: sono le caratteristiche che un campione di materia mostrasenza che cambi la sua composizione chimica.Es. colore, punto di fusione….

Proprietà Estensive: dipendenti dalla quantità di materia. Es. volume, massa, lunghezza…

Proprietà Intensive: sono quelle indipendenti dalla quantità di materia che siconsidera.Es. durezza, colore, punto di fusione….

Cosa si intende per processo fisico e processo chimico?

50

Cambiamenti fisici: si modificano alcune proprietà fisiche del campionein oggetto, ma la sua composizione rimane inalterata. Es. corrente nellalampadina, ferro caldo,….

Cambiamenti chimici: un campione di materia viene convertito in unaltro con composizione differente. Es. ferro che si arrugginisce, scintillatra idrogeno e ossigeno a dare acqua,….

Di cosa stiamo parlando? 

Classificare i seguenti fenomeni e fare altri esempi di cambiamenti (o processi) chimici e fisici, es:‐ Il ghiaccio che fonde‐ Un pezzo di legno che brucia‐ Un gas che si espande in un recipiente‐ Il sale da cucina che si scioglie in acqua‐ …

approfondimento su slide 5: proprietà della materia

51

• Sostanza – tipo di materia avente una composizione costante, proprietà chimiche‐fisiche costanti; è ogni singola forma pura di materia

• Elementi – sostanze che non possono essere ulteriormente suddivise• Composti – sostanze costituite da atomi di due o più elementi in proporzioni fisse tra

loro

• Ogni elemento è costituito da atomi: la più piccola parte di materia in cui si puòsuddividere un elemento senza che perda le sue proprietà chimiche. Es. Idrogeno,H; ossigeno, O,……

• Molecola – la più piccola parte di materia in cui si può suddividere un compostosenza che perda le proprietà chimiche che lo caratterizzano. Es. Acqua, H2O; acquaossigenata, H2O2,….

Una MISCELA non ha una composizione fissa, ma può variare nell’ambito di unampio intervallo. Una soluzione (vedremo durante il corso) è una miscelaOMOGENEA la cui composizione rimane invariata in ogni punto del sistema

Una miscela ETEROGENEA è un sistema la cui composizione e/o proprietà variano daun punto all’altro della miscela stessa

approfondimento su slide 6: classificazione della materia ‐ DEFINIZIONI

52

Il difetto di massa calcolato per il nucleo di 4He è quindi:

È noto che la massa a riposo di un nucleo di 4He è 4,001 506 u. Ma se calcoliamo la massa di un nucleo di 4He sommando le masse a riposo dei suoi nucleoni, troviamo un valore leggermente più grande:

approfondimento su slide 13: il difetto di massa

Che fine ha fatto la massa mancante? A quanto ammonta percentualmente? 

53

Mano a mano che il numero diprotoni aumenta, la bandatende a curvare leggermenteverso l’alto. Ciò significa che ilrapporto fra neutroni e protoniaumenta, allontanandosigradualmente dal semplicevalore di 1:1 indicato dalla rettadella figura.La ragione di questocomportamento è facile dacomprendere. Con l’aumentaredel numero di protoni, ilnumero dei neutroni devecrescere proporzionalmente dipiù, per generare una forzanucleare sufficiente acompensare l’aumento dellerepulsioni elettrostatiche fra iprotoni.

approfondimento su slide 17: la banda di stabilitàRiportando in grafico tutti gli isotopi stabili e instabili di ogni elemento in funzione del numerodei loro protoni e neutroni, si evidenzia una regione molto importante, chiamata banda distabilità.

54

Si definisce Massa Formula la somma delle masse atomiche degli atomi oioni presenti in una unità formula.

Uno ione sodio (Na+) e uno ione cloruro(Cl‐) costituiscono l’unità formula delcloruro di sodio.

La massa di una unità formula è quindi:= 22.9898 uma + 35.4527 uma= 58.4425 uma

Cloruro di sodio

approfondimento su slide 31: il concetto di “massa molecolare”per i composti ionici