Riassunto esame Chimica, prof. Agostini, libro consigliato Chimica, Biochimica e Biologia applicata, Taddei, Zanichelli

Primi modelli atomici

Alla base della materia c'è l'atomo, una particella piccolissima, indistruttibile e indivisibile. La prova sulla reale esistenza dell'atomo risale già dalla fine del 18^o secolo, e avvenne grazie all'osservazione della materia soggetta a una trasformazione chimica. Da tale osservazione, si svilupparono due leggi fondamentali: la legge della conservazione della massa e delle proporzioni definite.

Legge della conservazione della massa

Fu sviluppata da Lavoisier nel 1783 ed è così enunciata: la somma delle masse di una sostanza reagente è uguale alla somma delle masse di una sostanza prodotta.

Legge delle proporzioni definite (Proust)

Gli elementi che costituiscono una sostanza si combinano secondo un rapporto in peso costante e ben definito. Queste due leggi vennero poi meglio spiegate da Dalton, attraverso tre postulati.

Teoria atomica di Dalton

• Tutti gli elementi sono formati da atomi. In un elemento, gli atomi sono tutti uguali e chiaramente hanno le stesse proprietà chimiche. Elementi diversi hanno atomi diversi e di conseguenza proprietà chimiche diverse.
• Nelle reazioni chimiche gli atomi conservano la loro identità. Questo postulato spiega la legge della conservazione della massa: se l'identità degli atomi si conserva, di conseguenza si conserva anche la loro massa.
• Due elementi diversi combinandosi danno origine a un composto. In questo composto il numero relativo e il tipo di atomi di ogni elemento rimane costante. Questo postulato spiega la legge delle proporzioni definite: se il rapporto tra gli atomi degli elementi che compongono il composto è fisso, lo è anche il loro rapporto peso.

La formulazione di tale teoria atomica portò, come conseguenza, alla nascita di una terza legge:

Legge delle proporzioni multiple

Quando due elementi si combinano in maniera da dare origine a più di un composto, le quantità peso di uno che si combinano con la quantità fissa dell'altro, stanno in rapporto semplice tra loro, esprimibile attraverso dei numeri semplici interi.

Struttura dell'atomo

La struttura dell’atomo venne descritta da Rutherford nel 1911. Si scoprì infatti che l’atomo è formato da altre particelle che sono: protoni, neutroni ed elettroni. Protoni e neutroni hanno la stessa massa, che è 2000 volte più grande di quella degli elettroni, quindi protoni e neutroni rappresentano la massa dell’atomo che è localizzata al centro dell’atomo in una zona chiamata nucleo, e per tale motivo queste particelle vengono definite come “nucleoni”. Gli elettroni invece, occupano lo spazio circostante al nucleo e sono soggetti a continuo movimento.

Nel corso della storia, si sono succeduti diversi modelli che cercavano di spiegare il moto degli elettroni intorno al nucleo. Tra i vari modelli, il più noto è quello di Bohr, il quale ipotizzò che gli elettroni seguono delle traiettorie circolari ben definite, e ad ogni traiettoria è associato un certo valore di energia. Tale tipo di modello fu poi superato, ma Bohr ebbe comunque il merito di introdurre il concetto riguardo al fatto che gli elettroni possono assumere solamente dei valori di energia, mentre altri sono proibiti.

Con lo sviluppo poi della fisica quantistica, furono gettate le basi che portarono alla nascita della teoria atomica moderna, la quale si basa su dei punti fondamentali: per poter spiegare il comportamento elettrico degli elettroni, possono essere considerati sia come particelle sia come onde; è impossibile determinare l’esatta velocità e l’esatta posizione che l’elettrone occupa in ogni istante intorno al nucleo. È invece possibile determinare in termini di probabilità la presenza dell’elettrone in una certa regione di spazio intorno al nucleo. Inoltre, proprio come sostenuto da Bohr, gli elettroni possono assumere solamente dei livelli energetici, definiti da delle regole date dalla fisica quantistica.

Numero atomico e di massa

Gli atomi di un elemento sono formati da particelle subatomiche, il cui numero è definito in base a due parametri: numero atomico e numero di massa.

Numero atomico

Per numero atomico (Z) si intende il numero di protoni presente nell’atomo di un elemento. Tale numero è uguale per tutti gli atomi dell’elemento. Al numero di protoni corrisponde lo stesso numero di elettroni, e ciò determina che l’elemento da un punto di vista elettrico sia neutro. Tutti gli elementi della tavola periodica hanno numero atomico diverso l’uno dall’altro. Il numero atomico determina il comportamento chimico e la reattività dell’elemento, e ciò deriva dagli elettroni e non dai protoni.

Numero di massa

Per numero di massa (A) si intende la massa dell’elemento che è data dalla somma dei protoni e dei neutroni. Mentre però il numero dei protoni rimane costante per ogni atomo dell’elemento, il numero dei neutroni può variare. Questo significa che gli atomi di un elemento, non sono tutti necessariamente uguali, in quanto un numero diverso di neutroni determina massa diversa.

Isotopo

Un isotopo (letteralmente nello stesso luogo) è un atomo di uno stesso elemento chimico, e quindi con lo stesso numero atomico Z, ma con differente numero di massa A, e quindi differente massa atomica M. La differenza dei numeri di massa è dovuta a un diverso numero di neutroni presenti nel nucleo dell'atomo a parità di numero atomico.

Massa atomica (peso atomico)

È la massa dei singoli atomi. La massa è data da neutroni e protoni, per cui la somma del numero di neutroni e protoni, determina la massa atomica. L’unità di misura è il dalton (U) (o uma) ed è definita come la 12^o parte della massa di un atomo di ¹²C ciò significa che alla massa complessiva del C è stata calcolata la 12^o parte, la quale misura in kg 1,6605 x 10^-27 kg (quindi la massa complessiva sarà: 12 x 1,6605 x 10^-27 kg = 19,92 x 10^-27 kg). Tale parte è stata considerata come equivalente a 1 uma: 1,6605 x 10^-27 kg = 1 uma (o Da).

Massa molecolare

È la somma dei pesi atomici, rappresenta quindi la massa della molecola.

Mole

È la quantità di sostanza che contiene un numero di atomi o molecole pari al numero di Avogadro = 6.023 x 10²³. Una mole corrisponde al peso atomico o al peso molecolare di ogni elemento o composto.

Numeri quantici e orbitali

Gli elettroni di uno stesso atomo, non possono equivalersi dal punto di vista energetico. Il loro valore energetico è definito grazie a dei numeri quantici. Uno di questi è il numero quantico principale (n), il quale determina il livello energetico a cui l’elettrone appartiene; tale numero può assumere solamente valori interi positivi, e all’aumentare del livello energetico, aumenta anche l’energia associata.

All’interno di questi livelli energetici, viene fatta un'ulteriore suddivisione, troviamo infatti dei sottolivelli, definiti dal numero quantico secondario. Tale numero viene indicato con la lettera "l" e può assumere valori interi che vanno da 0 a n -1; inoltre a ogni sottolivello, viene associata una lettera, l=0; l=1p; l=2d; l=3f. Al di sotto di questi sottolivelli, avviene un'ulteriore suddivisione non dal punto di vista energetico, ed è definita attraverso il numero quantico magnetico (m), il quale determina il valore magnetico dato dal moto dell’elettrone. La combinazione di questi tre numeri quantici determina un orbitale, cioè una funzione matematica che ci indica la possibilità di trovare un elettrone nella regione intorno al nucleo. Con orbitale si definisce la regione intorno al nucleo, in cui è massima la possibilità di trovare l’elettrone.

C’è anche un quarto numero quantico, che è il numero quantico di spin (Ms) il quale definisce il senso di rotazione dell’elettrone intorno al proprio asse; questo numero può assumere valori che vanno da -1/2 a +1/2. In un orbitale possono esistere al massimo due elettroni, con spin diverso e ciò è definito secondo il principio di esclusione di Pauli.

Tavola periodica

Nella tavola periodica, gli elementi vengono riportati secondo un preciso ordine, definito dal loro numero atomico e dalla loro configurazione elettronica, inoltre la simbologia usata è universale. Nella tavola, possiamo infatti notare la suddivisione in colonne (gruppi) e righe orizzontali (periodi). Nei periodi, troviamo classificati gli elementi, che hanno gli elettroni sullo stesso livello energetico(n) ed ordinati in maniera crescente da sinistra verso destra secondo il loro numero atomico. Mentre gli elementi che fanno parte dello stesso gruppo hanno la stessa configurazione elettronica esterna, ovvero lo stesso numero di elettroni sullo strato di valenza, gli elettroni che vi risiedono vengono anche definiti come elettroni di valenza. In pratica il numero del gruppo, indica il numero complessivo di elettroni presenti nello strato di valenza.

I periodi sono sette, come i sette livelli energetici e sono identificabili nella tavola con numeri arabi (0..7), mentre i gruppi sono indicati con numeri romani e con la lettera A, a cui appartengono otto gruppi, e la lettera B di cui ne fanno parte dieci gruppi. Gli elementi del gruppo A sono chiamati elementi rappresentativi ed hanno gli elettroni più esterni nel sottolivello s o p. Gli elementi del gruppo B sono chiamati invece elementi di transizione ed hanno il sottolivello d parzialmente riempito.

Nel 6^o e 7^o periodo, sono invece presenti gli elementi di transizione interna (lantanidi e attinidi), caratterizzati dal sottolivello f parzialmente riempito. Questi ultimi, hanno un numero atomico elevato dal quale ne consegue una particolare instabilità, inoltre hanno una scarsa rilevanza nello studio dei processi vitali.

Metalli, semimetalli e non metalli

Nella tavola periodica, a partire da sinistra andando verso destra, troviamo una suddivisione degli elementi rispettivamente in metalli, semimetalli e non metalli.

• Metalli: occupano tutta la parte sinistra (ad eccezione dell’idrogeno (H), che pur avendo un solo elettrone nello strato di valenza, non è un metallo) e hanno la caratteristica di essere solidi, lucenti e di essere buoni conduttori sia di elettricità che di calore.
• Semimetalli: sono elementi che hanno caratteristiche intermedie.
• Non metalli: possono essere sia allo stato solido, liquido e gassoso ed hanno la caratteristica di essere friabili e cattivi conduttori di calore ed elettricità.

Alcalini, alcalino terrosi, metalli di transizione, alogeni, gas nobili

• Gli elementi che appartengono al gruppo IA, ad eccezione dell’idrogeno (H) che è un gas, sono detti metalli alcalini e a temperatura e pressione ambiente sono solidi.
• Gli elementi che appartengono al gruppo IIA sono detti metalli alcalino-terrosi, ed anche loro sono solidi sia a temperatura che pressione ambiente.
• Gli elementi di transizione che appartengono al gruppo B sono tutti metalli, e per tale motivo vengono anche definiti come metalli di transizione.
• Gli elementi dal gruppo IIIA al VIA sono metalli e non metalli.
• Gli elementi che appartengono al gruppo VIIA sono tutti non metalli e vengono detti alogeni.
• Quelli appartenenti all’ultimo gruppo VIIIA vengono detti gas nobili, ed hanno lo strato di valenza completo, sono elementi stabili e quindi chimicamente inerti.

Energia di ionizzazione e affinità elettronica

Negli atomi, gli elettroni che stanno sullo strato di valenza, sono responsabili delle proprietà chimiche dell’elemento. Una delle proprietà dell’atomo è quella di perdere o acquistare elettroni, con l’obiettivo di raggiungere una configurazione elettronica stabile. Per sottrarre un elettrone a un atomo, ci vuole un certo quantitativo di energia, tale quantitativo sarà sempre maggiore a seconda degli elettroni che si vorrà sottrarre all’atomo. Un atomo che quindi perde un elettrone, avrà una maggioranza di cariche positive, divenendo così uno ione positivo (catione). Quest’energia necessaria a sottrarre un elettrone all’atomo è detta energia di prima ionizzazione.

Per sottrarre due elettroni a un atomo, il quantitativo di energia impiegato dovrà essere maggiore (energia di seconda ionizzazione), ottenendo così uno ione positivo bivalente. L’allontanamento degli elettroni successivi, richiederebbe contributi energetici sempre maggiori.

Per i diversi elementi della tavola periodica, l’energia di ionizzazione varia in maniera crescente da sinistra verso destra. Nel caso dei metalli alcalini (gruppo IA), essi hanno un solo elettrone nello strato di valenza, ciò determina un basso valore di energia di ionizzazione, cioè gli basterebbe solamente perdere un elettrone, per avere la stessa configurazione elettronica stabile del gas nobile che lo precede. I metalli alcalino-terrosi (gruppo IIA) hanno invece tendenza a cedere due elettroni, per raggiungere la configurazione elettronica stabile del gas nobile che lo precede. Tale energia di ionizzazione, diviene sempre maggiore più si va verso destra, fino ad arrivare ai gas nobili, che hanno un valore di energia massimo, in quanto la perdita di un elettrone, comporterebbe la perdita della configurazione elettronica a ottetto e quindi una notevole destabilizzazione dell’atomo.

In generale quindi, i metalli hanno tendenza a cedere una certa quantità di elettroni, tale da acquisire la configurazione elettronica stabile del gas nobile. Anche i metalli di transizione, hanno tendenza a cedere elettroni, ma il numero di elettroni ceduti può variare, infatti possiamo trovare diversi cationi dello stesso elemento, stabili, ma con proprietà chimiche differenti. I non metalli invece non hanno nessuna tendenza a cedere elettroni, in quanto hanno una configurazione elettronica piuttosto stabile, e quindi hanno un alto valore di energia di ionizzazione.

Oltre a perdere un elettrone, l’atomo può anche acquisire elettroni e l’acquisizione di quest'elettrone libera energia. L’energia liberata è chiamata affinità elettronica, che la possiamo quindi definire, come l’energia che viene liberata quando ad un atomo neutro, aggiungiamo un elettrone per ottenere uno ione negativo (anione).

In questo caso, la situazione nella tavola periodica, vede gli alogeni mostrare un’elevata affinità elettronica, poiché essi hanno sette elettroni nello strato di valenza e gli basterebbe così acquisire un elettrone per avere la configurazione elettronica a ottetto del gas nobile più vicino. Al contrario dei non metalli, i metalli insieme ai gas nobili, hanno una bassa affinità elettronica. In quanto i metalli tendono a cedere elettroni, a divenire cioè cationi, mentre i gas nobili, avendo una configurazione elettronica stabile, non acquisiscono e non cedono elettroni.

Limiti di validità della regola dell'otteto

Per regola dell’otteto si intende, la tendenza da parte degli atomi ad avere otto elettroni nello strato di valenza. Tale configurazione tipica dei gas nobili, determina uno stato di stabilità. Un'importante eccezione è costituita dall'elio, l'unico gas nobile che non ha otto elettroni negli orbitali più esterni, ma solo due. Elementi con numero atomico Z vicino a quello dell'elio come idrogeno, litio e berillio raggiungono una configurazione completa con due elettroni, detta duetto. Un'altra eccezione è rappresentata dai metalli di transizione, nel cui guscio di valenza possono essere ospitati fino a 18 elettroni e si dice che hanno ottetto espanso. Gli elementi a partire dal terzo periodo, analogamente ai metalli di transizione, possono sfruttare gli orbitali d espandendo anche loro l'ottetto.

Elettronegatività

La media aritmetica tra l’affinità elettronica e l’energia di prima ionizzazione, determina l’elettronegatività di un elemento, che sarebbe la tendenza di un atomo ad acquisire elettroni. Un valore alto di elettronegatività in un elemento, ci indica che ha tendenza ad acquisire elettroni, mentre un valore basso, ci indica la tendenza di un elemento a cedere elettroni. In generale nella tavola periodica i metalli hanno un’elettronegatività minore rispetto ai non metalli (l’H nonostante sia del gruppo IA, ha un valore di elettro. alto). L’elettronegatività è un valore adimensionale, che può assumere un intervallo di valori che variano tra 0 e 4. Nella tavola periodica l’elemento più elettronegativo è il F (4), quello meno è il Cs (cesio 0.7).

La differenza di elettronegatività tra due atomi, stabilisce il tipo di interazione chimica che dovranno assumere, cioè il tipo di legame. Due atomi si uniscono per formare un prodotto che abbia un basso stato di energia di potenziale al quale corrisponde la massima stabilità, cioè il prodotto ottenuto dall’insieme dei due atomi dovrà avere energia minore rispetto a quella dei singoli atomi.

Distanza di legame ed energia di legame

Per far sì che il legame si formi, gli atomi devono raggiungere una distanza sufficiente. Man mano che i due atomi si avvicinano, entrano in gioco delle forze di attrazione elettrostatiche, date dall’atomo di uno nei confronti dell’elettrone dell’altro e viceversa. Contemporaneamente, però, iniziano a esercitare il loro effetto anche le forze di repulsione tra i due nuclei (carichi positivamente) e le forze di repulsione degli elettroni di uno con quelli dell’altro. Avvicinandosi, i due atomi arriveranno a una distanza, in cui le forze di repulsione e di attrazione dell’uno e dell’altro si bilanceranno, tale distanza è definita come distanza di legame. Da questo legame originatosi, si libera un certo quantitativo di energia, che è dato dalla differenza dell’energia iniziale con quella finale.