Appunti Chimica

La materia e le sue proprietà

La materia è caratterizzata da:

• Proprietà fisiche: proprietà che ciascuna sostanza mostra senza cambiare la sua composizione (es. odore, colore, densità).
• Proprietà chimiche: proprietà che ciascuna sostanza mostra solo cambiando la sua composizione (es. infiammabilità, arrugginimento).
• Proprietà estensive: dipendono dalla quantità di materia esaminata (es. volume, massa).
• Proprietà intensive: sono indipendenti dalla quantità di materia esaminata (es. densità, colore, temperatura di fusione).

Tutti i cambiamenti che la materia subisce comportano scambi di energia.

La materia può subire:

• Trasformazione fisica: la materia cambia il suo aspetto, ma non la sua composizione. Viene generata una forma differente della stessa sostanza.
• Trasformazione chimica: la materia cambia la sua composizione. Viene generata una sostanza completamente nuova.

Leggi ponderali della chimica

• Lavoisier (conservazione della massa): massa dei reagenti = massa dei prodotti.
• Proust: in un composto chimico gli elementi che lo compongono sono in rapporti di massa costanti e definiti.
• Dalton: a seconda dei rapporti di combinazioni otteniamo composti diversi.

Teorie atomiche

Dalton (1808)

• La materia è fatta da particelle microscopiche → atomi.
• Tutti gli atomi di un elemento sono uguali tra loro e hanno stessa massa.
• Dagli atomi di un elemento non è possibile ottenere atomi di un altro elemento.
• Gli atomi di un elemento si possono combinare solo con numeri interi di atomi di un altro elemento.
• In una trasformazione chimica non possono essere creati né distrutti.

Realtà: gli atomi sono divisibili, gli atomi di un elemento non sono tutti uguali tra loro, alcuni tipi, come gli atomi radioattivi, possono trasformarsi in elementi differenti.

Scoperta delle particelle atomiche fondamentali

1. Thomson: calcolo del rapporto q/m per l’elettrone (1897).
2. Millikan: misura del valore assoluto della carica elettrica: 1.602 x 10^-19 C.
3. Chadwick: scoperta del neutrone (1932).
4. Rutherford: disposizione delle cariche all’interno di un atomo.

Le particelle α effettuano 3 tipi di percorso:

• La maggior parte non presenta deviazioni.
• Alcune subivano lievi deviazioni.
• Pochissime subivano deviazioni superiori a 90°.

Struttura dell’atomo

Modello plum pudding di J.J. Thomson (1904)

Primo modello della struttura atomica: l’atomo è costituito da una sfera uniforme di cariche positive nella quale si distribuiscono gli elettroni in numero tale da rendere l’atomo neutro.

Sistema planetario di Rutherford (1911)

L’atomo è costituito da un nucleo carico positivamente in cui è concentrata tutta la massa e da elettroni che ruotano continuamente intorno al nucleo, in numero tale da bilanciare la carica positiva.

Nucleoni = elettroni + protoni.

Atomo

• e- si muovono nello spazio circostante il nucleo.
• Le dimensioni di un atomo sono determinate dalla distribuzione di e- intorno al nucleo.
• La massa è determinata dai protoni.
• L’atomo è vuoto → atomo → nucleo ed e- protoni e neutroni quark e leptoni.

Z: numero atomico, numero protoni.

A: numero di massa, n° protoni + n° elettroni.

AXZ.

Nuclide: atomo con Z e A ben definiti.

La massa di un nucleo atomico è inferiore alla massa degli elementi separati → aggregandosi si stabilizzano.

Isotopi

• Atomi di un elemento che hanno stesso numero atomico ma diverso numero di massa (neutroni).
• Stesse proprietà chimiche.

Ioni

• Atomi o molecole che acquistano una carica in seguito alla perdita o all’acquisizione di e-.
• Cambiano proprietà chimiche e fisiche.
• Cationi Na+; anioni Cl-.

Peso atomico medio e massa atomica assoluta

Peso atomico medio di un elemento

Il peso atomico medio (massa atomica media) di un elemento si calcola sommando le masse atomiche dei diversi isotopi (in u.m.a.) moltiplicata ciascuna per la propria abbondanza percentuale.

12(Massa A x Abb. %A + Massa B x Abb. %B) / 100.

Massa di un atomo (peso atomico assoluto)

Massa di un atomo (peso atomico assoluto) espressa in grammi: l'ordine dei valori oscilla tra i 10^-22 g e i 10^-24 g.

Per ovviare al difficile uso di numeri così piccoli, si è convenuto di esprimere la massa atomica in rapporto al peso atomico assoluto di 1/12 dell'atomo C.

Massa atomica relativa

Peso molecolare (massa molecolare) (PM): somma dei pesi atomici di tutti gli elementi contenuti in una molecola, ciascuno moltiplicato per il proprio coefficiente (u.m.a.).

Molecola: aggregato stabile di un numero definito di atomi legati chimicamente tra loro.

Mole: quantità di sostanza pura con massa in grammi numericamente uguale al suo peso atomico (grammo-atomo) o al suo peso molecolare (grammo-molecola).

Quantità di sostanza che contiene tante unità elementari (atomi, ioni, molecole…) quanti sono gli atomi contenuti in 12 g di ¹²C (Numero di Avogadro-N).

Massa molare (MM): massa di una mole di sostanza (espressa in g/mol). Numericamente è uguale alla massa molecolare, ma cambiano le unità di misura.

Numero di Avogadro = 6.023 x 10²³.

Formule chimiche

Formula minima: mostra gli elementi che compongono una sostanza e in quali rapporti minimi essi si trovano. Non riportano il loro numero effettivo (es. NaCl, CH).

Formula molecolare: specifica il numero esatto di atomi di ciascun elemento in una molecola del composto (es. O₂, H₂O, C₆H₆).

Formula di struttura: rappresentazione schematica della disposizione degli atomi in una molecola, non mostra la disposizione tridimensionale nello spazio.

Formula sterica: indica come sono disposti gli atomi nello spazio (teoria VSEPR). Modello tridimensionale.

Nuclide: specie atomica con una composizione del nucleo ben definita.

• Volume 10¹⁵ volte più piccolo dell’intero atomo.
• In esso è concentrata la maggior parte della massa atomica.
• Costituito dai nucleoni (protoni e neutroni) tenuti insieme dalle forze di scambi.

L’elemento spartiacque è il: 83.

• Z maggiore → radionuclidi.
• Z minore → stabili.

Reazioni nucleari

Reazioni nucleari – differenza con reazioni chimiche:

• La composizione del nucleo atomico viene modificata.
• Trasformazione di un elemento in un altro.
• Principio conservazione della massa + carica nucleare.
• Le reazioni producono quantità di energia molto elevate.

La stabilità di un nuclide dipende dal rapporto tra il numero di protoni (Z) ed il numero di neutroni (N) nel nucleo.

Tutti i nuclidi al di fuori della regione di stabilità sono radioattivi e subiscono reazioni di decadimento nucleare per trasformarsi in nuclei più stabili.

Nuclidi stabili: nuclidi che rimangono inalterati per un tempo così lungo che è impercettibile dedurne l’attività radioattiva.

Decadimento radioattivo → nuclidi con rapporto sfavorevole N/Z e fuori dalla fascia di stabilità.

Radioattività

• Particelle alpha: hanno energia cinetica elevata, bassa velocità e forte potere ionizzante. Non sono molto penetranti. Sono le meno pericolose per i tessuti animali e umani.
• Particelle β (elettroni e positroni): vengono emesse con velocità vicine a c, hanno massa molto piccola e potere penetrante elevato. Potere ionizzante minore delle α.
• Raggi γ: radiazioni elettromagnetiche con potere penetrante elevatissimo, molto pericolosi perché riescono a raggiungere anche gli organi.

Reazioni nucleari o trasmutazioni nucleari

• Decadimento α (emissione di particelle α).
• Decadimento β- (emissione di elettroni).
• Decadimento β+ (emissione di positroni).
• Cattura elettronica.
• Emissione raggi γ.

Legge del decadimento radioattivo: il decadimento di un radionuclide è un fenomeno casuale: non possiamo stabilire con precisione quando un nucleo si disintegra, ma possiamo solo avere la probabilità che tale fenomeno avvenga in un certo intervallo di tempo.

A seconda del motivo di instabilità avremmo una reazione differente (N/Z troppo alto, troppo basso, massa in eccesso).

Parametri del decadimento radioattivo

• Velocità di decadimento.
• Tempo di dimezzamento.

Tutti i radionuclidi naturali si possono raggruppare in tre famiglie che hanno come capostipiti: ²³⁸U, ²³⁵U e ²³²Th.

Reazioni di bombardamento nucleare

Da queste reazioni si può ottenere energia:

• Fissione nucleare: scissione di un nucleo pesante in più nuclei leggeri. Può essere spontanea o causata dalla collisione del nucleo con una particella.
• Fusione nucleare: formazione di un nuovo nucleo dall’unione di due nuclei più leggeri con emissione di elevate quantità di energia (richiede temperature elevatissime).

Struttura dell’atomo

• Dalton (1808): “l’atomo rappresenta la particella più piccola della materia. Gli atomi sono indivisibili, di massa diversa e si combinano insieme per formare i vari composti”.
• J.J. Thomson (1897): esperimento con i raggi catodici, definizione degli elettroni (e-) e calcolo del rapporto e/me (carica dell’e- / massa).
• R. Millikan: determinazione della carica dell’elettrone.

Gli atomi sono elettricamente neutri: carica negativa bilanciata da una pari quantità di carica positiva.

Modello nucleare dell’atomo

• J.J. Thomson - plum pudding (1912): atomo contenente materiale geliforme e positivo nel quale sono sospesi gli elettroni, quasi tutti gli elementi sono miscele di due o più specie di atomi diversi, di massa diversa ma di identiche proprietà chimiche, così da non poter essere separate.
• Rutherford (1911): “sistema planetario”: tutta la carica positiva e quasi tutta la massa si concentrano nel nucleo, circondato da uno spazio molto grande, pressoché vuoto, nel quale si distribuiscono gli elettroni, che sono molto piccoli e ruotano continuamente intorno al nucleo. Il numero atomico coincide con il numero di protoni nel nucleo, ma il nucleo non è formato soltanto da protoni.

Rutherford: il nucleo e gli elettroni si attraggono reciprocamente, ma, affinché rimangano separati, l’Energia Cinetica deve bilanciare l’Energia Potenziale.

Leggi fisica classica: una particella negativa in moto secondo una traiettoria curva intorno ad una particella positiva emette radiazioni e perde energia → gli atomi sarebbero crollati moltissimo tempo fa!!!

Teorie moderne

• Teoria di Bohr: per una prima interpretazione qualitativa della teoria atomica.
• Teoria quanto-meccanica di Schrödinger: molto efficace per rappresentare le proprietà degli atomi.

La luce e la radiazione elettromagnetica

La luce è la porzione visibile della radiazione elettromagnetica: forma di energia che si propaga mediante onde elettromagnetiche e viaggia nello spazio a velocità costante → lunghezza d’onda, frequenza, ampiezza, velocità di propagazione.

• Fotone: particella di luce. Singolo pacchetto di energia luminosa. L’energia trasportata dipende dalla lunghezza d’onda.
• Spettro elettromagnetico: insieme delle radiazioni elettromagnetiche, a diverse lunghezze d’onda, poche delle quali sono rilevabili dall’occhio umano.

Differenza tra energia e materia a secondo del loro comportamento nei fenomeni di rifrazione e diffrazione (capacità della radiazione di «aggirare» un ostacolo).

Maxwell: la luce è una radiazione elettromagnetica, possiede una natura ondulatoria.

• Interferenza: due o più onde si propagano lungo una stessa direzione sovrapponendosi.

Max Planck (1900)

Teoria quantistica: l’energia associata ad una radiazione elettromagnetica è trasmessa in pacchetti discreti chiamati quanti, ciascuno dei quali associato ad un singolo fotone. L’energia di un atomo è quantizzata e non continua. E = n h ν.

Corpo nero: un corpo a temperatura elevata può emettere o assorbire soltanto certe quantità di energia.

• Effetto fotoelettrico: emissione di elettroni dalla superficie di un metallo illuminata da luce monocromatica con generazione di corrente elettrica (corrente fotoelettrica).

Albert Einstein (1905)

Teoria fotonica: la radiazione elettromagnetica ha natura:

• Ondulatoria (interferenza, diffrazione).
• Corpuscolare (interazione con la materia).

La radiazione luminosa è di natura particellare, costituita da quanti di energia elettromagnetica (o fotoni).

E_fotone = h ν = Δ E atomo.

Spettro dell’atomo di H

• Quando viene fornita energia ad un sistema costituito da atomi di H, gli elettroni assorbono l’energia esterna, passano agli stati permessi di energia superiore e ritornano nello stato originario emettendo radiazioni elettromagnetiche: spettro di emissione.
• Se il sistema è investito da radiazioni di tutte le possibili frequenze (luce bianca), allora gli elettroni assorbono solo le frequenze che sono capaci di emettere (permesse per gli elettroni dell’atomo di H): spettro di assorbimento.

Nell’emissione, un elemento disperde energia luminosa soltanto di determinate lunghezze d’onda; nell’assorbimento, quello stesso elemento assorbe energia luminosa, ma soltanto delle stesse lunghezze d’onda che è in grado di emettere.

Modello atomico di Bohr (1913)

1. Ogni elettrone ha a disposizione soltanto determinate orbite circolari per muoversi (stati stazionari). Ciascuna di queste orbite ha una determinata energia.
2. Quando l’elettrone si trova in uno di questi stati stazionari non perde energia e non emette radiazioni.
3. Se l’atomo viene eccitato, l’elettrone passa da uno stato a più bassa energia ad uno a più alta energia.
4. Quando l’elettrone torna nel suo stato iniziale, cede una quantità di energia (h ν) pari alla differenza di energia delle orbite attraverso cui esso è saltato.
5. Non sono ammessi salti parziali: l’elettrone non si può trovare in una posizione intermedia tra le due orbite.

Gli stati energetici di un atomo sono quantizzati.

Luis-Victor De Broglie

Qualunque corpuscolo di materia, come una particella atomica, può avere anche una natura ondulatoria. È possibile associare all’elettrone onde con lunghezza d’onda variabile con la sua energia.

La radiazione elettromagnetica ha carattere corpuscolare. I corpuscoli possono avere un andamento ondulatorio. E = h c/λ.

I fotoni si comportano come particelle dotate di quantità di moto (effetto Compton).

Ogni cosa in natura possiede sia proprietà di particella sia quelle di onda.

L’elettrone è associato ad un’onda stazionaria circolare localizzata attorno al nucleo dell’atomo.

L’energia degli atomi è quantizzata a causa del moto ondulatorio degli elettroni.

Erwin Schrödinger (1926)

• La relazione di De Broglie descrive il moto di particelle che si muovono nello spazio.
• Equazione d’onda che descrive la condizione di esistenza di un’onda associabile a un elettrone legato al nucleo.
• Ogni soluzione dell’equazione corrisponde ad uno stato energetico dell’atomo ed è associata ad una determinata funzione d’onda (orbitale atomico).
• Non dove l’e- è, ma dove potrebbe essere.

1. L’elettrone ha una doppia natura: ondulatoria e corpuscolare.
2. Il suo moto può essere descritto da una funzione d’onda Ψ che rappresenta una soluzione dell’equazione d’onda di Schrödinger.
3. All’elettrone, sono permesse solo certe funzioni d’onda (stati stazionari) a cui competono valori di energia ben definiti, tutti multipli di un valore fondamentale (quantizzazione).
4. L’energia dell’elettrone è quantizzata a causa della sua natura ondulatoria (in quanto onda stazionaria).
5. La funzione d’onda deve essere interpretata in termini di probabilità.
6. Ψ²(x,y,z) (densità di probabilità) corrisponde alla probabilità di trovare l’elettrone nella regione dello spazio Δ x Δ y Δ z.

Principio di indeterminazione di Heisenberg: Δp*Δv >= h/4pi.

Concetto moderno di atomo

• È impossibile determinare la traiettoria di un elettrone nel suo moto intorno al nucleo.
• Lo stato degli elettroni è governato da equazioni matematiche, le cui soluzioni ci permettono di calcolare la probabilità di trovare queste particelle in determinati punti dello spazio attorno al nucleo.
• Le onde che descrivono il moto di un elettrone legato al nucleo sono onde di probabilità.

Numeri quantici e orbitali atomici

Dimensione/energia: n = 1,2,3… n numero quantico principale.

Forma: l = 0…n-1, l numero quantico angolare.

Orientamento: (-l-l), m l numero quantico magnetico.

Ogni possibile combinazione dei numeri quantici (n,l,m_l) individua un orbitale: descrive la probabilità di trovare l’elettrone in una certa zona dello spazio intorno al nucleo.

Orbitale: Ψ, soluzione dell’equazione di Schrödinger, caratterizzata da una ben definita terna di numeri quantici. Corrisponde ad uno stato stazionario possibile per l’elettrone.

Ogni orbitale atomico deriva dalla combinazione dei 3 numeri quantici (n,l,m_l) ed è costituito da livelli e sottolivelli.

• Livelli (o gusci) energetici: dipendono da n e descrivono l’energia dell’orbitale: minore è n, più basso è il livello energetico e maggiore è la probabilità che l’elettrone sia più vicino al nucleo.
• Sottolivelli (o sottogusci): descrivono la forma dell’orbitale e dipendono da l. Ciascun sottolivello è indicato con una lettera:
  • L = 0 sottolivello s.
  • L = 1 sottolivello p.
  • L = 2 sottolivelli d.
  • L = 3 sottolivello f.

Ogni orbitale è cara