Post on 17-Feb-2019
Chimica Applicata all’Ambiente e Tecnologia dei Materiali
Introduzione: definizioni fondamentali: atomi, molecole, pesomolecolare, peso atomico, tavola periodica;Stato gassoso, liquido e solido: classificazioni e leggi fondamentali; Le reazioni chimiche: classificazioni ed esempi; Soluzioni e proprietà colligative; Acidi e basi;
STRUTTURA DEI MATERIALI (Prof. Andrea Lazzeri)
Interazione dell’ ecosistema, naturale ed antropizzato, con materiali da costruzione posti in opera.
Interazioni gassose: gas atmosferici ed emissioni antropiche ed effetto sui materiali Interazioni liquide: classificazione delle acque e loro interazione con i materiali da costruzioneInterazioni solide: particolato atmosferico e effetto di microorganismi
Cenni di degrado e restauro di beni culturali
La selezione di un materiale deve essere basata sulla scienza
struttura chimica
morfologia
proprietà
chimica
fisica
ingegneria
Interazione con l’ambiente:• origine• durabilità e rilascio• fine vita
ceramici metallici
polimerici
Petrolio (nella crosta terrestre)
Crosta terrestre Crosta terrestre
INORGANICI
ORGANICI
MATERIALI ED AMBIENTE
RIFIUTI
chimica
inorganica
organica
Secondo la definizione storica la chimicainorganica si occupa delle sostanze non prodottedalla materia vivente, oggetto di studio dellachimica organica, quali sono i composti derivatidal regno minerale che non possiede forza vitale
La chimica organica si occupa dellecaratteristiche chimiche e fisiche delle molecoleorganiche. Si definiscono convenzionalmentecomposti organici i composti del carbonio coneccezione degli ossidi, monossido e diossido, edei sali di quest'ultimo
In realtà il confine tra i due tipi di chimica sono molto labili. E’ infatti possibile sintetizzare in laboratorio composti organici (es. Urea) a partire da composti inorganici (cianato di ammonio). Inoltre la chimica organica comprende molte branche che non hanno a che fare con la chimica della vita.
MATERIALI POLIMERICI
I materiali polimerici costituiscono il 4% del petrolio consumato nel mondo. Il resto èutilizzato per scopo energetico o per altri scopi (industria farmaceutica e industria chimicanon connessa alla produzione di polimeri)
Con la scarsità del petrolio tutta la chimica ORGANICA entrerebbe in crisi. Per questo daparecchi anni si ricerca su come approvvigionarsi di sostanze chimiche a partire dasostanze naturali e, possibilmente, di scarto (non edibili) e rinnovabili
BIOREFINERY
Alcune delle difficoltà:- Spesso i prodotti naturali hanno composizioni complesse ed è difficile isolare i
composti di interesse od ottenere rese significative- I composti che si ottengono possono avere strutture diverse da quelli
normalmente sintetizzate e di uso comune- Necessità di riconversione degli impianti di lavorazione (costi)
In analogia alla raffineria, che fornisce sostanze per uso chimico ed energetico, la bio-raffineria integra la conversione di biomassa con la produzione di carburante, caloree sostanze chimiche di base.
Atomi, molecole, macromolecole, ioni
Na+
Heatomo
H2Omolecola
Amilopectinamacromolecola
ione sodio
Un atomo è costituito da una parte centrale detta nucleo, estremamente densa, checontiene protoni e neutroni. Gli elettroni si trovano in zone dello spazio denominateorbitali.
Nucleo:protoni (carica positiva)e neutroni (neutri)
Elettrone: carica negativa
ATOMO
MASSA ATOMICA
NUMERO ATOMICO
Il numero atomico indica il numero di protoni presenti in un atomo. Se L’atomo è neutro (privo di carica netta) il numero atomico corrisponde anche al numero di elettroni.
Struttura elettronica degli atomi
Perché si studia?
• La struttura elettronica è alla base della reattività chimica dei diversielementi
• E’ anche alla base della forma chimica in cui gli atomi si trovano neimateriali
• Inoltre lo studio della struttura elettronica permette di approfondire laconoscenza degli elementi sfruttando al massimo le informazionidisponibili nella tavola periodica degli elementi
Struttura elettronica degli atomi
Atomo di idrogeno. L’elettrone non può assumere infiniti valori di energia. Solamente alcuni livelli di energia (orbitali) sono permessi.
Meccanica quantistica
L’eccitazione di atomi produce emissione di energia a determinate frequenze
DE = hn
PlancK
h= 6,63 x 10-34 J·s
eV 6.132
222
42
nhn
meE
Bohr
Numero quantico principale
L’atomo di idrogeno
Energia correlata al livello elettronico
Energia di ionizzazione: energia necessaria per rimuovere l’elettrone al livello fondamentale dall’atomo.Nel caso dell’idrogeno l’energia di ionizzazione è pari a 13,6 eV
H+
Dove si trova l’elettrone?
Principio di indeterminazione di Heisenberg
La posizione ed il momento (massa x velocità) di una particella infinitamente piccola non possono essere determinati completamente.
Tenendo conto della natura ondulatoria dell’elettrone , nel 1926 il fisico austriaco E.Schrodinger formulò un'equazione matematica che ne descrive il comportamentoondulatorio. Le soluzioni dell'equazione di Schrodinger, dette funzioni d'onda e indicatecon la lettera Ψ (psi), permettono di conoscere lo stato di un elettrone. Anche se lafunzione Ψ non ha significato fisico diretto, la funzione Ψ2, calcolata per una determinataporzione di spazio, fornisce la probabilità di trovare l'elettrone in essa.Mentre il modello atomico di Bohr considerava che gli elettroni si muovessero intorno alnucleo secondo orbite circolari, il modello atomico di Schrodinger definisce le regionidello spazio in cui il quadrato della funzione d'onda raggiunge i valori più alti. Tali regionifurono chiamate orbitali. L'orbitale è quella zona in cui la probabilità di trovarel'elettrone è maggiore del 90%.Racchiudendo entro una superficie limitante tutti i punti per i quali l'elettrone ha lamassima probabilità di passare nel suo moto intorno al nucleo, si ottiene una figurageometrica, simmetrica rispetto al nucleo, che dà un idea della "forma" dell'orbitale.L'orbitale non è un contenitore all'interno del quale si muove l'elettrone, ma solo la zonain cui è probabile trovarlo. A definire dimensione, forma e orientamento di un datoorbitale, concorrono i numeri quantici.
Numeri quantici degli elettroni degli atomi
n l ml ms
Numero quantico principalen= 1, 2, 3, …
Numero quantico azimutalel= 0, 1,2,…,n-1
Numero quantico magneticoml= -l, ….0, …, +l
Numero quantico di spin+1/2 e -1/2
orbitale
Struttura elettronica degli atomi con più elettroni
Numero quanticoprincipale
Massimo numero di elettroni in ciascunguscio (2n2)
Orbitali Tipi di orbitali
1 2 1 1 di tipo s
2 8 4 1 di tipo s, 3 di tipo p
3 18 9 1 di tipo s, 3 di tipo p, 5 di tipo d
4 32 16 1 di tipo s, 3 di tipo p, 5 di tipo d, 7 di tipo f
5 50 25 1 di tipo s, 3 di tipo p, 5 di tipo d, 7 di tipo f, …
6 72 36 1 di tipo s, 3 di tipo p, …
7 98 49 1 di tipo s, …
Configurazioni elettroniche degli elementi
1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d107p6
Ferro (Z= 26) 1s22s22p63s23p64s23d6
Oppure [Ar]4s23d6
Errore su Smith, ed.3 !
Osmio (Z=76) 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d6
Oppure [Xe] 6s24f145d6
Ordine di riempimento degli orbitali:
Struttura elettronica degli atomi con più elettroni
Reattività chimica
Gas nobili
Elementi elettropositivi ed elettronegativi Cationi ed anioni
Elettronegatività: grado di attrazione degli elettroni da parte di un atomo:
Il meno elettronegativo: Cs ha elettronegatività 0,9Il più elettronegativo : F ha elettronegatività 4,1
metalli Non metalli
Hanno pochi elettroni nei gusci esterni (tre o meno)Formano cationi cedendo elettroni
Hanno bassa elettronegatività
Hanno 4 o più elettroni nei gusci esterniFormano anioni acquisendo elettroni
Hanno alta elettronegatività
Numeri di ossidazioneIl numero di ossidazione è "la carica che assumerebbe unelemento in un composto, se si assegnassero glielettroni di legame all'elemento più elettronegativo"
LEGAMI CHIMICI
Legami ioniciLegami covalentiLegami metallici
Legami atomici primari
Legami atomici o molecolari secondari
Legami a dipolo permanenteLegami a dipolo fluttuante
Legami intramolecolari o tipici di strutture solide estese
Legami intermolecolari
LEGAME IONICO
I legami ionici si formano tra elementi molto elettronegativi (non metalli) ed elementi elettropositivi (metalli)
L'energia reticolare di un solido ionico è la variazione standard di entalpia che si accompagna alla trasformazione del solido in un gas costituito dai suoi ioni
LEGAME COVALENTE
Il legame covalente ha luogo tra atomi con bassa differenza di elettronegatività e che sono vicini l’uno all’altro nella tavola periodica.
Molecole biatomiche
Lewis: Regola dell'ottetto
• Gli atomi tendono il più possibile a completare i loro ottetti mediante coppie di elettroni messi in compartecipazione.
funziona bene per gli elementi del secondo periodo, come C, N, O e F
Quando invece vi sono orbitali d disponibili, più di otto elettroni possono essere sistemati intorno ad un atomo e la regola non funziona bene
Atomi del 2° periodo e relativi
composti con l'idrogeno.
C nello stato fondamentale
avrebbe 2 elettroni nel 2s e due
spaiati nei 2p,
uno dei due elettroni 2s viene
"promosso" al 2p libero perché
ciò permette di ottenere 4 legami
a
Un trattino che congiunge due
atomi rappresenta un legame
covalente,
uno accostato all'atomo
rappresenta un doppietto di
elettroni non impegnato in
legame (detto anche doppietto
libero).
Ne non può fare legami poiché
tutti gli orbitali sono occupati da
un doppietto.
Etene (o etilene)
C2H4
Alcheni ( i doppi legami, planari, creano rigidità nelle molecole)
Ibridizzazione sp2
BenzeneC6H6
Ibridizzazione sp2
L’applicazione della teoria del legame di valenza spiega la geometria di molte molecole che poi è correlata alle loro proprietà e reattività.
Legami secondari
DIPOLO FLUTTUANTE
- +
Molecola a dipolo permanente
m = q d
carica
distanza tra centro + e centro -
Si crea un dipolo fluttuante.Un esempio sono le interazioni tra atomi di gas nobili, che hanno T di fusione ed ebollizione molto basse.(-300 a -100°C)
Dipoli permanenti
Legame idrogeno (caso particolare di legame dipolo-dipolo): si ha quando un legamepolare conteente un atomo di idrogeno, O-H o N-H, interagisce con gli atomielettronegativi O, N, F o Cl.
solidi
Esempi: silice, diamante
• Temperatura di fusione molto alta
• In generale grande durezza
• Isolanti o semiconduttori
• Insolubili in acqua
covalenti
• Temperatura di fusione bassa
• Scarsa durezza
Esempi: ghiaccio, naftalina
molecolari
Nei nodi del reticolo cristallino dei solidi molecolari sono presenti molecole legate con deboli legami intermolecolari
solidi
• Temperatura di fusione generalmente alta
• Elevata densità
• Buona conducibilità termica ed elettrica
• Lucentezza al taglio
Esempi: i vari metalli
metallici
Nei nodi del reticolo cristallino dei solidi metallici sono
presenti ioni positivi legati da legame metallico. Il
reticolo è avvolto dalla nuvola elettronica
NaClSolido ionico
Ione Na+, Ione Cl-
• Temperatura di fusione relativamente alta
• Fragilità alla trazione
• Sfaldamento diagonale rispetto ai piani reticolari
• Allo stato fuso conducono la corrente elettrica
• Solubili in acqua
• In soluzione acquosa conducono la corrente
ionici