Appunti di chimica

Chimica

Le proprietà dei materiali dipendono dalla loro composizione chimica e dall’interazione tra gli atomi.

Es. Grafite e diamante → diversa interazione tra gli stessi atomi di carbonio.

CO2, acqua e → a stessa temperatura e pressione si trovano in due stati fisici differenti nonostante il peso molecolare dell’acqua sia 18 e quello della CO2 sia 44 (dovrebbero trovarsi in stati fisici opposti).

NOx → ossidi di azoto che determinano l’inquinamento e si formano nel motore a scoppio di un’auto (più precisamente ossidi di azoto termici) → producono uno smog fotochimico.

Modello atomico della materia

In natura esistono 98 specie atomiche differenti chiamati elementi.

La materia si presenta in tre stati di aggregazione.

La materia è tutto ciò che ha una massa e occupa uno spazio.

• Un solido ha forma e volume propri.
• Un liquido ha volume proprio ma non una forma propria → acquista la forma del recipiente.
• Un gas non ha né forma né volume propri.

Materia, miscele e sostanze pure

Materia → miscela/miscuglio omogeneo o eterogeneo:

• Omogeneo → miscuglio costituito da una sola fase (es. aria).
• Eterogeneo → miscuglio costituito da più fasi (es. acqua e olio).

Individui chimici o sostanze pure costituisco le miscele.

{ N2 → 78 % O2 → 21 % → sostanze pure presenti nella miscela “aria” H2O → <1 % CO2 → <1 % }

Numero atomico, numero di massa e ioni

Z → numero atomico → numero di protoni.

A → numero di massa → numero di protoni e neutroni.

A X → scrittura formale per un elemento → X = nome dell’elemento.

Z +¿¿ p¿ → nucleo dell’atomo → massa ¿ ¿ protoni¿ −¿¿ e → volume ¿ elettrone +¿¿ p¿ −¿¿ e ¿ q.

Il nucleo ha carica positiva che è un multiplo intero della carica di un singolo protone (es. +¿¿ p ).

( ) = 4 = 4 ¿ Z → q nucleo q.

Il numero di elettroni in un atomo equivale al numero di protoni presenti nel nucleo.

Fissato Z, e quindi fissato l’elemento, il numero di elettroni può variare. Se si ha un numero di elettroni inferiore a Z si ha un catione (+), al contrario avremo un anione (-).

Cationi e anioni sono ioni.

↠ Fe2+ → Fe3+ → Fe ruggine che si forma in seguito all’ossidazione del ferro grazie all’ossigeno che è in grado di strappare elettroni al Fe e al Fe2+.

Isotopi

Fissato l’elemento può variare anche il numero di neutroni formando isotopi, cambia quindi il numero di massa.

1 2 3 = 1 Z H H H.

Esempio: 1 1 1 +¿ ¿ 99,985 % A = 1 → 1 p +¿ + 1 n ¿ 0,015 % A = 2 → 1 p +¿ + 2 n ¿ tracce A = 3 → 1 p.

Gli isotopi hanno stesso Z ma diverso A a causa del variare del numero di neutroni.

12 C 13 C 14 C.

Il carbonio esiste sottoforma di isotopi → nuclidi.

6 6 6.

14 C è usato per la datazione dei reperti archeologici perché instabile e quindi radioattivo (tende a trasformarsi in altre specie chimiche stabili).

6.

Peso atomico

Non ha unità di misura quindi è un numero puro.

È una massa atomica relativa (quantità adimensionale).

È una massa relativa alla massa di 1/12 della massa del 12 C.

6.

12 C = 6 p +¿ + 6 n ( ) ≅ mm nucleone → 12 nucleoni → 6 12 12 C ¿ 6.

Il peso atomico è una massa atomica relativa media pesata (cioè sulle abbondanze isotopiche in natura).

Per misurare il peso relativo di un nuclide si utilizza uno strumento detto spettrometro di massa.

A A massa assoluta X massa relativa X Z Z = R = → massa R ∙ 12 relativa = 12 12 massa assoluta C massa relativa C 6 6.

Modello atomico dell’atomo

All’inizio del 1800 il modello consolidato era quello ondulatorio per la radiazione elettromagnetica mentre agli inizi del 1900 si consoliderà il modello corpuscolare.

Principio di indeterminazione di Heisenberg 1927

Fino ad ora, conoscendo posizione iniziale, velocità e forze in ballo di una particella era possibile calcolarne la traiettoria.

Tutto ciò non vale più per particelle dell’ordine di grandezza dell’elettrone (10⁻³¹ Kg).

( ) Δ x ∙ Δ mv ≥ h / 4 π.

Non è possibile stabilire la traiettoria di un elettrone intorno al nucleo.

Δ x → errore sulla posizione.

( ) Δ mv → errore sulla quantità di moto.

h → costante di Planck = 6,63 ∙ 10⁻³⁴ J ∙ s.

Più piccolo è l’errore nel determinare la posizione, più grande sarà l’errore nel determinare la quantità di moto (Δ x e Δ mv sono inversamente proporzionali).

Questo principio vale per qualsiasi oggetto in moto.

Ha validità generale.

Nel mondo macroscopico questo principio non ha effetti, mentre per masse molto piccole ha effetti.

La quantità di moto è legata all’energia cinetica e poi quella totale dell’elettrone per quindi poi determinare uno spazio in cui è probabile che l’elettrone sia presente (orbitali).

Fisica/meccanica quantistica non più deterministica perché si tratta di probabilità.

1901 - Max Planck: introduzione ai quanti

Una radiazione elettromagnetica è definita dalla lunghezza d’onda λ che è la distanza in metri tra due creste dell’onda.

λν = c.

Onde radio, microonde, infrarosso, visibile, UV, raggi X, raggi γ.

Spettro colori nella fascia del visibile. Spettro della radiazione elettromagnetica del visibile → continuo.

1901 → Max Planck studia la radiazione del corpo nero a diverse temperature.

Corpo nero → corpo che assorbe tutta la radiazione elettromagnetica che incide su di esso.

Gli atomi sono in grado di assorbire ed emettere energia secondo quantità discrete dette quanti aventi energia:

E = hν → energia di ogni quanto.

1905 - Albert Einstein: fotoni ed effetto fotoelettrico

1905 → Albert Einstein studia fotoni, l’effetto fotoelettrico.

Intuì il modello corpuscolare della radiazione elettromagnetica le cui particelle sono chiamate fotoni, ciascuna delle quali trasporta un’energia pari a E = hν.

Se un’onda elettromagnetica ad una certa frequenza di soglia incide su una lamina metallica, da questa si liberano elettroni.

1924 - Louis De Broglie: teoria ondulatoria della materia

1924 - Louis De Broglie → teoria ondulatoria della materia.

De Broglie intuì che la materia poteva essere concepita anche con una natura ondulatoria.

{ E = hν h h = λ = → → lunghezza d’onda di una particella materiale. 2 mc mv E = m c }

Comportamento ondulatorio dell’elettrone quindi avremo equazioni d’onde e non più di moto; parleremo di funzioni d’onda o orbitali (possiamo considerare il modello ondulatorio per l’elettrone grazie alla sua piccola massa).

Un fotone con velocità 0 cessa di esistere dato che la sua massa è zero.

1910 - Bohr: spettri atomici

Si fa di solito riferimento allo spettro dell’atomo di idrogeno.

• Spettro di emissione → idrogeno biatomico eccitato da una scintilla che scinde le molecole in idrogeno monoatomico il quale rilascia l’energia sottoforma di radiazione elettromagnetica. Questa radiazione viene fatta incidere su una sottile fenditura dal quale fuoriesce un pennello di luce. Questo lo si fa incidere su un prisma disperdente il quale separa la luce in tutte le sue componenti che poi si vanno a imprimere su una lastra fotografica. Lo spettro che si ottiene è uno spettro discontinuo (sfondo nero con righe colorate). Ciò significa che quando si eccitano gli atomi, questi riemettono radiazioni elettromagnetiche con particolari lunghezze d’onda.
• Spettro di assorbimento → se si investe l’idrogeno monoatomico con della luce bianca, alcune lunghezze d’onda vengono assorbite mentre altre passano oltre. Quelle che passano vengono fatte incidere su un prisma e ciò che si ottiene è uno spettro discontinuo (arcobaleno con righe nere). Le righe che mancano corrispondono alle lunghezze d’onda assorbite dagli atomi.

Se si sovrappongono spettro di emissione e di assorbimento otteniamo uno spettro continuo (arcobaleno).

Quando gli atomi sono nel loro stato fondamentale saranno caratterizzati da energia E.

Quando vengono investiti dalla luce bianca gli atomi assorbono solo le lunghezze d’onda necessarie per passare da un livello di energia a un altro.

Bohr intuì inoltre che le energie consentite erano descritte dalla formula:

{ −K E = lim E = 0 2 → n n → ∞ ⋯, n = 1, ∞ n = ¿ numero quantico principale }

1926 - Equazione di Schrödinger: equazione d’onda

L’equazione si può risolvere correttamente solo con l’atomo di idrogeno e tutte le specie mono elettroniche: ¿ 2+ ¿ +¿ , Li elettroniche: ¿ H , He.

( ) = M x, y, z → massa nucleo 1 1 1.

( ) m = x, y, z → massa elettrone 2 2 2.

[ ] ( ) ( ) 2 2 2 2 2 2 2 −h 1 δ ψ δ ψ δ ψ 1 δ ψ δ ψ δ ψ ( ) ( ) + + + + + + V = Eψ x, y, z, x, y, z x, y, z, x, y, z 1 1 1 2 2 2 1 1 1 2 2 2 M m 2 21 21 21 22 22 22 8 π δ x δ y δ z δ x δ y δ z.

( ) ψ x, y, z con funzione e V energia potenziale.

ψ, ψ, , ψ.

Risolvendo l’equazione troviamo infinite soluzioni 1 2 k.

Le soluzioni sono funzioni d’onda orbitali.

ψ → E.

A ogni soluzione corrisponde una determinata energia k k.

Equazione semplificata

^ = Eψ H ψ.

^H con → operatore Hamiltoniano.

ψ → E x, y, z.

Fissata la funzione, ogni soluzione dell’equazione, oltre a dipendere da, dipende k kn, l, m numeri quantici anche da che sono detti −k.

( ) = ψ x, y, z, n, l, m → E k k k k k 2n k.

Numeri quantici

n → numero quantico principale.

⋯ n = 1, , ∞.

−k = E.

È strettamente correlato all’energia che compete all’elettrone descritto dalla funzione i 2n i ψ i.

l → secondo numero quantico.

⋯ l = 0, , n − 1.

È strettamente correlato alla forma dell’orbitale.

• l = 0 → orbitale s.
• l = 1 → orbitale p.
• l = 2 → orbitale d.
• l = 3 → orbitale f.

m → numero quantico magnetico.

m = −l, ⋯, 0, ⋯, +l.

È strettamente correlato all’orientazione degli orbitali nello spazio.

Terne di numeri quantici

Prima terna caratterizzata da minore energia:

{ n = 1 ψ E l = 0 → → 1,0,0 1,0,0 m = 0 }

Seconda terna di numeri quantici:

{ l = 0 → m = 0 { } m = −1 n = 2 → = 1 → l → m = 0 m = +1 }

{ l = 0 → m = 0 { } m = −1 l = 1 → m = 0 m = +1 { } n = 3 → m = −2 m = −1 l = 2 → m = 0 m = +1 m = +2 }

n² orbitali degeneri.

Fissato n ci sono orbitali con lo stesso contenuto energetico.

( ) = ψ ( ) ϑ, ψ x, y, z, 1,0,0 r, φ, 1,0,0 1,0,0 1,0,0.

( ) ( ) ( ) ϑ R r; Θ; Φ φ con funzioni.

ψ può essere scritta come il prodotto di tre funzioni 1,0,0.

−ra e 0 = ψ = ψ √ 1,0,0 1 s 0 3 π a = ¿ a −10 0 ¿ raggio di Bohr 0,53 ∙ 10 m = 0,53 Å 0 12.

ψ → → densità di probabilità di trovare l’elettrone in quel punto. 1 s V.

Anche a distanza infinita dal nucleo si avrà comunque una probabilità di trovare l’elettrone.

2 a.

L’elettrone non attraversa mai una superficie di raggio. Quindi se intendiamo l’elettrone come 0 2 a onda che si annulla in prossimità della superficie di raggio, allora l’elettrone si troverà o dentro o fuori ma mai su quella superficie. Quella superficie è detta superficie nodale.

s → sferici.

p → bilobati { } p p ϑ ϑ = 90 cos ° x, y.

La funzione contiene al suo interno, quindi quando (piano) si z z { } p x, y annulla, allora il piano è un piano nodale per z.

2 ψ ∙ 4 π r → densità di probabilità radiale 1 s.

Specie polielettroniche

( ) ψ x, y, z, n, l, m.

Specie polielettroniche → approssimate → E approssimate i i i i.

Specie con Z elettroni → i-esimo elettrone risente dell’attrazione del nucleo e della repulsione degli altri Z-1 elettroni. Ciò è diverso a seconda che l’elettrone sia descritto dalla funzione s, p, d, f.

Si elimina la degenerazione, quindi ogni orbitale ha un’energia differente dagli altri.

n, l, m, m.

A ogni elettrone è associata non una terna ma una quartina di numeri quantici: k k k s.

m → numero quantico di spin (rotazione dell’elettrone intorno al proprio asse) s.

Alla rotazione è