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.

Sulla Tavola periodica il carbonio ha massa 12,0107 uma. Vediamo perché.

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

ORBITALI

Orbitali S (l=0)

Orbitali p (l=1; ml= -1, 0, +1)

n>1

Orbitali d(l=2; ml=-2,-1,0,1,2)

Orbitali f(l=3; ml= -3,-2,-1,0,1,2,3)

n>2

n>3

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

1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d107p6

Dimensione atomica

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)

n varia tra 7 e 9

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

LEGAMI COVALENTI ETEROPOLARI: coinvolgono atomi differenti

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.

Ibridizzazione sp3

Metano ed idrocarburi saturi

MetanoCH4

Etene (o etilene)

C2H4

Alcheni ( i doppi legami, planari, creano rigidità nelle molecole)

Ibridizzazione sp2

Ibridizzazione sp

Etino (o acetilene)C2H2

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.

Legame metallico

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