Appunti di Chimica

La chimica

La chimica è la scienza che studia la composizione, la struttura, le proprietà e le trasformazioni della materia spontanee o provocate dall’uomo.

Lo studio della chimica ha portato molti progressi in diversi ambiti, come:

• Controllo e riduzione dell’inquinamento globale;
• Produzione di contributi decisivi al miglioramento delle produzioni agricole;
• Ha favorito la prevenzione e la cura di molte malattie;
• Ha contribuito a migliorare l’efficienza della produzione di energia.

Inoltre influenza molti settori della scienza e della tecnologia, infatti, è molto importante in ambiti come la fisica, la biologia, la medicina, e molti altri. L’uomo preistorico diventa chimico quando comprende che la materia può subire delle trasformazioni sotto la sua azione e, quindi, quando impara a governarla. Un’altra definizione della chimica è quella di Primo Levi, cioè: “essa è l’arte di separare, pesare e distinguere. Sono tre esercizi utili anche a chi si accinge a descrivere fatti o a dare corpo alla fantasia.”

Ci sono diverse tipologie di chimica, tra cui: chimica inorganica, chimica ambientale, elettrochimica, biochimica, chimica farmaceutica. Tutte però hanno una base comune di leggi fondamentali, indicata come chimica generale.

Per materia si intende: tutto ciò che ha una massa e occupa un volume. La materia è fatta di atomi, cioè tutto è costituito da tantissimi tipi diversi di atomi che si differenziano per massa e per capacità di legarsi ad altri atomi.

Modelli atomici

Il successo fondamentale della scienza chimica è la sistemazione degli elementi in una Tavola Periodica. Enunciata nel 1869 e ancora in aggiornamento, comprende 118 elementi. Tutti gli elementi vengono associati ad un numero intero (da 1 a 118), dal più leggero al più pesante. Non tutti però sono stabili, infatti, dopo il 92° sono instabili.

Gli elementi sulla tavola sono:

• Individuati da un numero intero, detto numero atomico (Z);
• Organizzati in base alle loro caratteristiche;
• Individuati da un simbolo chimico costituito da una o più lettere, di cui la prima è maiuscola e la seconda in minuscolo.

Un elemento è: una sostanza costituita da atomi tutti uguali. Ogni elemento si differenzia dalla massa e dal modo di legarsi ad altri elementi. Invece, un composto è: una sostanza costituita da atomi di tipo diverso presenti in rapporto numerico ben preciso. Esempio: NaCl (cloruro di sodio) ha un rapporto numerico 1 a 1.

La temperatura assoluta (in Kelvin) di un sistema è: proporzionale all’energia cinetica media dei moti casuali delle particelle.

Stati di aggregazione della materia

La materia si può presentare secondo 3 stati di aggregazione:

• Stato solido: se le interazioni leganti > degli effetti disgreganti. La materia in questo stato è caratterizzata da: una distribuzione ordinata (o cristalli, cioè una ripetizione ordinata nello spazio di un motivo fondamentale), è incomprimibile (il volume non si riduce a fronte di una pressione) ed ha un volume e una forma propria.
• Stato liquido: se le interazioni leganti effetti disgreganti. La materia in questo stato ha ~una distribuzione disordinata, è incomprimibile ed ha un volume proprio e una forma impropria;
• Stato gassoso: se le interazioni leganti < effetti disgreganti. La materia in questo stato ha una distribuzione disordinata, è comprimibile ed ha un volume e una forma non propri (bassa densità).

Trasformazioni di stato

La materia può passare da uno stato all’altro in base a determinate temperature o pressioni:

• Liquido solido (solidificazione)à
• Solido liquido (fusione)à
• Liquido gassoso/vapore (evaporazione/gassificazione)à
• Gassoso o vapore liquido (condensazione)à
• Solido gassoso o vapore (sublimazione)à
• Gassoso o vapore solido (brinamento)à

Stati omogenei ed eterogenei

Un sistema è: una porzione di universo sottoposta ad osservazione. Esistono due tipi di sistema: omogeneo ed eterogeneo. Ecco le differenze:

Natura atomica della materia

Per sostanza s’intende un sistema omogeneo di composizione definito e costante, caratterizzato da proprietà chimico-fisiche specifiche. Esistono due tipi di sostanze:

• Sostanza elementare (pura): costituita da atomi uguali
• Sostanza composta: costituita da atomi di natura differenti. Può essere chiamata anche composto chimico.

Una sostanza può essere costituita da atomi, molecole o ioni di carica opposta. Una molecola è un insieme stabile di almeno due atomi uniti da un legame chimico covalente.

Le sostanze elementari possono presentarsi in diverse forme:

• Sotto forma monoatomica, cioè i gas nobili (elio, neon,..)
• Sotto forma molecolare (per es. O )2
• Sotto forma di insieme continuo e ordinato (cristallino) di atomi legati da legame covalente o metallico (come il ferro)

Una stessa sostanza può esistere in diverse forme allotropiche. Questo è il caso del carbonio che esiste sotto forma di diamante e grafite. Un composto può essere scisso con mezzi chimici in sostanze elementari. L’atomo è la più piccola porzione di materia che interviene in una trasformazione chimica.

Teoria atomica di Dalton (1808)

Le particelle più piccole che compongono la materia sono chiamate atomi (atomòs: non divisibile).

• Gli atomi appartenenti ad un elemento sono tutti uguali tra loro.
• Gli atomi sono le particelle unitarie che intervengono in una trasformazione chimica: in una reazione chimica si può avere solo combinazione, separazione o riarrangiamento degli atomi.
• Gli atomi non possono essere creati, distrutti o divisi in atomi di altro tipo.

Tale teoria di Dalton è stata ricavata dalle leggi fondamentali: Leggi della conservazione delle masse, Leggi delle proporzioni definite, Leggi delle proporzioni multiple, Leggi delle proporzioni multiple in volume e Leggi di Avogadro.

Leggi ponderali

• Legge della conservazione delle masse (Lavoisier): in ogni reazione chimica, la massa totale dei reagenti è uguale alla massa totale dei prodotti della reazione.

Esempio: Hg + S HgS (solfuro di mercurio): 200,6 + 32,1 = 232,7 gà

• Legge delle proporzioni definite (Proust): in un dato composto gli elementi costituenti sono sempre presenti in rapporti ponderali costanti, indipendentemente dall’origine o dal modo di preparazione del composto stesso.

Esempio: in 100 g di ci sono 11,1 g di H e 88,9 g di O (analisi elementare) !(fisso indipendentemente da qualunque fattore e situazione) : = 8,01" #La è costituita da 27,3% di C e 72,7% di O : = 72,7 ∶ 27,3 = 2,663à! " $

• Legge delle proporzioni multiple (Dalton): quando due elementi entrano a far parte di diversi composti, le quantità in peso dell’elemento che si combina con una quantità costante dell’altro stanno tra loro in rapporti semplici, definiti da numeri interi piccoli.

Esempio: a) quantità fissa in grammi di azoto b) quantità in grammi di ossigeno che reagisce con la quantità fissa di azoto

Leggi volumetriche

• Legge delle proporzioni multiple in volume (Gay-Lussac): quando due gas reagiscono tra loro, il rapporto tra i loro volumi misurati nelle stesse condizioni di temperatura e pressione è definito da numeri interi piccoli.

Se il prodotto della reazione è anch’esso un gas, il rapporto tra il suo volume e quello di ciascuna delle specie gassose reagenti, è ancora definito da numeri piccoli.

Esempio: 2 + 2 à! ! ! + = 2 ∶ 1# "( ) 1(. ) + = 1: #!" #( ) + = 2 ∶ 1#!" "Questo è vero se e solo se vengono misurati nelle stesse condizioni di temperatura e pressioni.

• Legge di Avogadro: volumi uguali di gas diversi, misurati nelle stesse condizioni di temperatura e pressione contengono un uguale numero di particelle (molecole o atomi).

Esempio: 2 + = 2 ! ! !molecole di acqua2 + 1 = 22 + = 2%&'(& %&'(& %&'(&

Modelli atomici

Gli atomi sono composti da:

• Un nucleo carico positivamente con una quantità di carica elementare uguale al numero atomico
• Una nube elettronica (carica negativamente) che bilancia la carica nucleare e rende l’atomo elettronicamente neutro.

Il principio di elettroneutralità afferma che: la natura scoraggia fortemente qualsiasi processo che porta ad un eccesso di carica positiva o negativa nella materia.

Numerosi esperimenti, condotti fino dalla fine del XIX secolo, hanno evidenziato che gli atomi sono costituiti da particelle più piccole dette subatomiche. Esse sono:

• Elettrone: particella con carica elettronica negativa (e)
• Protone: particella con carica elettronica positiva (-e)
• Neutrone: particella priva di carica

Ricorda: il numero degli elettroni è uguale al numero dei protoni.

Grandezze delle particelle

• La massa di un atomo va da a1673 ∙ 10 293 ∙ 1673 ∙ 10)+ )+( )
• Il raggio di un atomo va da a0,5 ∙ 10 3 ∙ 10
• è quasi uguale a (la massa del protone è quasi uguale alla massa del neutrone) , - .
• La massa dell’elettrone è: 1.+/0)* )*(= )
• Il raggio del protone è: 10 10) ).2
• La carica dell’elettrone è: = −1602 ∙ 10

Grandezze degli elementi

Il numero atomico indica il numero di protoni nel nucleo e si scrive in basso a sinistra del simbolo.

Il numero di massa è la somma del numero dei protoni e dei neutroni e si scrive in alto a sinistra del simbolo.

Quando parliamo di modello di atomo vuoto intendiamo che la massa dell’atomo è concentrato in un volume molto piccolo, cioè il nucleo.

Gli isotopi sono atomi, dello stesso elemento, aventi lo stesso numero di protoni ma diverso numero di neutroni. L’abbondanza isotopica serve per indicare quanto un dato isotopo di un elemento è presente in natura.

Il volume atomico è mille miliardi di volte più grande del volume del nucleo; ma contiene quasi tutta la massa dell’atomo.

Il kg campione per gli atomi è l’u.m.a (unità di massa atomica o dalton), essa corrisponde a 1/12)!*della massa dell’isotopo 12 del carbonio, quindi pari a La massa del protone1,6605 ∙ 10 .corrisponde a 1,00728 uma; mentre quella del neutrone a 1,00867 ( ≅ : ≅ 1).- 1

La massa atomica media del carbonio è 12,011 uma, perché tiene conto dell’abbondanza2+,+2 .,...! ./isotopica: = + = 12,011 .44 .44

Quindi la massa atomica media si ottiene moltiplicando la massa atomica di ciascun isotopo per la sua abbondanza percentuale e sommando i valori ottenuti.

Il peso atomico relativo corrisponde alla massa di un atomo in dalton/uma.

Il peso atomico assoluto corrisponde al peso di un atomo espresso in grammi..! .! )!*

Esempio: (P.A.A.) = 12 (P.A.R.) = 12 × 1,6605 ∙ 10 /)!* = 12,011 (P.A.R.) = 12,011 × 1,6605 ∙ 10 /(P.A.A.)

Il grammo atomo è una quantità in grammi di un certo elemento pari al peso atomico relativo.

La mole corrisponde alla quantità di sostanza che contiene un numero di particelle pari ad un numero di Avogadro. 1 mole pesa M grammi n moli pesano m grammià )!*(1 16)H: 1 uma e O: 16 uma , = + 1 + = 18 ⟹ 18 ∙ 1,6605 ∙ 10 à! !

Si dice peso molecolare [o peso formula] la somma dei pesi atomici che costituiscono una molecola. Siccome per NaCl non esiste una molecola, si usa peso formula.

Per grammo molecola si intende la quantità in grammi pari al peso molecolare.

1 grammo molecola di = 1 + 1 + 16 = 18!

Quante molecole di acqua sono contenute in un grammo molecola di acqua?

18 1 !/ = = = 6,022 ∙ 10 = 5 6)!* )!*(1,6605 )/18 ∙ ∙ 10 1,6605 ∙ 10= n: numero moli di una sostanza; m: massa della sostanza (in g); M: peso molare (in g/mole)

Formula minima, molecolare e di struttura

La formula minima indica, con numeri interi più piccoli possibili, i rapporti numerici con cui gli atomi si legano tra loro in un composto.

La formula molecolare indica l’esatto numero di atomi che si legano tra loro in un composto di natura molecolare.

La formula di struttura fornisce informazioni sulla struttura tridimensionale di un composto a natura molecolare.

Densità gassosa relativa ai pesi molecolari

Consideriamo la densità di due gas ∙ ∙ 6 7 6 = = = = = =6 7 (,6→7 7

Se il gas B è un gas di riferimento (di solito si usa l’idrogeno) con un peso molecolare di 2,016 uma. = → ⇔ = 2,016 ∙ (,6→7 (,6→7!

Se le condizioni di temperatura e pressione sono quelle normali (0°C/273,15 K e 1 atm), il volume corrispondente ad una mole di un gas ideale (volume molare) è 22,414 l/mol.

Quindi il numero di particelle si potrà trovare così: ( )= U (/ )

Modello di Thomson (modello a panettone)

J.J. Thomson scoprì l’elettrone e calcolò che / = 1,76 ∙ 10 /,)!+da cui si dedusse che Un valore circa 1800 volte = 9,11 ∙ 10 .più piccolo della massa di H. Tutta la massa e la carica positiva sono distribuite uniformemente in una sfera di raggio 1A (Angstrom,).4 Gli elettroni sono distribuiti in questa sfera e agiscono da10 ).collante elettrostatico. Il numero di elettroni è tale da rendere l’atomo neutro.

Modello di Rutherford

Rutherford nel tentativo di fornire un supporto sperimentale al modello di Thomson ideò un esperimento. Prima di tutto, bisogna ricordare che alcuni nuclei di atomi sono instabili, questo causa il decadimento radioattivo, e ne esistono tre tipi:

• Emette raggi gamma
• Un atomo si trasforma in un altro atomo emettendo elettroni ad alta energia
• Un nucleo instabile si trasforma in un nucleo stabile emettendo particelle alfa (due protoni e *due neutroni) dal nucleo. Sono atomi di elio !!.4 !40 * .

Esempio di decadimenti alfa: (Polonio Piombo + + )à à+* +! !

In questo esperimento abbiamo un contenitore di piombo che contiene una sorgente di alfa ( ) in cui c’è un forellino da!cui le particelle possono uscire. Le particelle sbattono contro una lamina d’oro (con spessore di 4 centimetri). Il tutto era coperto con uno schermo di solfuro di zinco () che fungeva da rilevatore. Quando questo solfuro di zinco viene colpito da una particella il punto si illumina. Rutherford registrava quante, collisioni avvenivano.

Nel momento in cui la particella colpiva la lamina, subiva uno scattering. Rutherford sulla base del modello di Thomson aveva previsto gli angoli di scattering. Il risultato dell’esperimento è:

• La stragrande maggioranza non subiva deviazioni
• Una percentuale più bassa subisce una piccola deviazione
• Una percentuale di particelle ancora più piccola subisce una deviazione di 90°
• Una piccolissima percentuale sembra quasi che torni indietro

Rutherford ideò il suo modello atomico in modo tale che tutta la massa e la carica positiva sono)*concentrate in un nucleo di raggio di circa 100.000 volte più10 ,piccolo di quello dell’atomo. Gli elettroni ruotano intorno al nucleo descrivendo un volume molto più grande di quello del nucleo.

Le particelle subiscono la deviazione a causa della carica del nucleo, mentre quelle che vengono riflesse incontrano il nucleo, tornando indietro.

Radiazione elettromagnetica

Una radiazione elettromagnetica è una radiazione caratterizzata da un campo elettrico e uno magnetico, perpendicolari fra loro e alla direzione di propagazione.

Si tratta di un fenomeno oscillatorio. L’onda elettromagnetica ha alcune grandezze caratterizzanti:

• Lunghezza d’onda: distanza tra due massimi o due minimi (unità di lunghezza Km, m, cm, nm, A). Si in