Appunti di chimica scritti al computer

Introduzione alla chimica

Chimica: scienza che studia la materia e le sue trasformazioni, quindi com’è costituita e le leggi che la compongono.

ni

I costituenti fondamentali sono gli atomi, rappresentati dagli elementi chimici presenti sulla tavola periodica.

L’atomo, per come lo conosciamo oggi, è costituito da:

• Nucleo, costituito a sua volta da due particelle: rdi

−

= , ∙ )

- Protoni ( −

= , ∙ )

- Neutrone (

• −

= , ∙ )

Elettroni, particelle materiali che vi ruotano attorno (

Ogni elettrone porta con sé una carica elettrica elementare, opposta a quella

−

, ∙

del protone, di valore .

sca

=

Massa dell’atomo: dato che il contributo dell’elettrone alla

massa totale dell’atomo è dovuto in minima parte, e molto spesso trascurabile.

Dimensioni dell’atomo: il volume occupato dall’atomo è definito come lo

spazio compreso dal nucleo fino al punto di massima estensione degli elettroni

attorno ad esso. Considerando che

• −10 Å)

~10 (1

Diametro medio atomo:

o

• −15

~10

Diametro medio nucleo di un atomo:

è facile intuire come la maggior parte del volume sia in realtà spazio vuoto; il grosso della massa dell’atomo è quindi

concentrato in una zona piccolissima dello stesso.

om

Reazioni chimiche

Reazioni chimiche: reazioni a livello atomico che coinvolgono esclusivamente una redistribuzione degli elettroni più

3 ⁄

50 5 ∙ 10

esterni dell’atomo, mentre rimangono invariati i nuclei. L’energia varia fra e .

Quando si parla di atomi, il parametro fondamentale da tenere in considerazione è il numero atomico Z, indicante il

numero di protoni che esso contiene: è ciò che differenzia elementi diversi.

ian ,

Quando occorre specificare come sia fatto il nucleo di un atomo si usa una simbologia detto nuclide dove:

• =

• =

Con questi valori infatti è possibile calcolare:

•

Numero di nucleoni (numero totale di protoni e neutroni nel nucleo)

m

• −

Numero di neutroni

Atomi con lo stesso numero atomico ma diverso numero di massa si chiamano isotopi dell’elemento: sono atomi che

.

differiscono per un valore di neutroni, ma vengono chiamati con lo stesso elemento poiché hanno lo stesso

12 13 14

, ,

Esempio: sono i tre isotopi del carbonio; nelle reazioni chimiche, e quindi col resto del mondo, si

da

6 6 6

comportano tutti e tre alla stessa maniera, anche se non sono la stessa cosa.

. = . ;

Un atomo è nel suo stato naturale quando quando modifica il suo numero di elettroni assume carica non

+

(11,

11) → (10, 11)

nulla, diventando uno ione. Esempio:

• •

Ione positivo: catione (difetto di elettroni) Ione negativo: anione (eccesso di elettroni)

Aggregazione della materia ni

Ad eccezione di alcuni elementi, detti gas nobili, gli atomi non si trovano mai da soli: essi si combinano per formare

altre sostanze, detti composti, che hanno proprietà diverse l’uno dall’altro.

Quando due elementi compatibili si trovano a contatto essi si legano formando una nuova specie chimica:

l’aggregato fondamentale del composto viene chiamato molecola. rdi

Come gli elementi, anche le molecole vengono rappresentate con dei simboli, tramite la formula chimica, che

contiene indicazioni su:

• Tipologia di elementi che formano il composto

• Quanti atomi di ciascun elemento sono contenuti in ogni molecola

Atomi dello stesso elemento sono identici fra loro, come molecole dello stesso composto sono identiche fra loro:

sca

questo è espresso nella legge delle proporzioni definite (o legge di Proust).

Legge di Proust: la composizione ponderale relativa dei vari elementi che formano un composto è definita e

costante, indipendentemente da come il composto è stato ottenuto.

→ →

Composti Molecole Formule

→ →

Elementi Atomi Simboli

Esempio: o ()

11,19%

{ → () {

In una massa d’acqua ci sarà una certa quantità di

2

88,81% ()

2

Rapporto di composizione o composizione percentuale di un composto: frazione (o percentuale) in peso fra la

om

massa di uno degli elementi che lo compone e la massa del composto stesso

= 0,1119 = 0,8881

Esempi:

2 2

Composizione relativa di un composto: frazione (o percentuale) in peso fra la massa di due elementi del composto

= 7,937

Esempio:

I rapporti di composizioni sono utili perché sono la carta d’identità del composto: grazie ad essi conosco che nella

ian

massa di una molecola d’acqua l’ossigeno fornisce un apporto di massa circa otto volte maggiore rispetto all’idrogeno.

Per la legge di Proust, il composto che ha quegli specifici dati di composizione è lo stesso, indifferentemente dal modo

in cui è stato ottenuto; ad esempio:

2 + →

2 2

+ → +

{ → in tutti e tre i casi l’acqua ottenuta è sempre la stessa, con le stesse caratteristiche.

2

+ 2 →

4 2

m

Alcuni elementi non si trovano solo come composti combinati insieme ad altri elementi, ma anche in forma gassosa

, , , , .

come molecole di atomi dello stesso elemento: ad esempio Questi particolari composti però non

2 2 2 2 2

vengono chiamati tali, perché formati dallo stesso elemento; in generale:

• Composto: termine riservato a sostanze con molecole formate da almeno due atomi di elementi diversi

da

• Elemento: termine utilizzato anche per le molecole (non “atomi”) biatomiche composte da atomi uguali

Esempio:

• : elemento idrogeno inteso come elemento della tavola periodica, con le sue caratteristiche

• : “elemento idrogeno”, molecola dell’idrogeno come si trova in natura sottoforma di gas

2

• : composto, molecola dell’acido cloridrico

Numero di Avogadro e massa del carbonio

Ipotesi di Avogadro ni

Grazie a misurazioni macroscopiche noi conosciamo i rapporti di composizione dell’acqua: inoltre, sappiamo che la

massa totale di una quantità d’acqua è formata dalla massa complessiva dell’idrogeno contenuto e da quella

dell’ossigeno. rdi

= 0,1119

2

= 0,8881

= + →

2

2

= 7,937

{

Queste masse conterranno un certo numero di molecole o di atomi, che insieme (ognuno con il suo peso)

sca

contribuiranno al risultato di massa registrato macroscopicamente.

′ (,

( ) ) = ∙

2 2 2

{ → { → { = ∙

= ∙

2

2

Possiamo inoltre osservare che il numero di atomi di ciascun elemento è il multiplo del numero di molecole in base

= 2 ∙

2

{

al rapporto stechiometrico dell’atomo: in particolare . È quindi vero che:

=

o

2 ′

2 ∙ ∙

∙ →

2

= = =2∙ → = ∙

′

∙ ∙ →

2 2 2 2 2 2

om

Questa relazione contiene un’importantissima informazione: all’inizio dell’espressione infatti vi è il rapporto di

quantità misurabili con una semplice bilancia, che però sono legate a quantità microscopiche, a livello atomico.

Sapendo quindi:

• La formula del composto

• Che tutte le molecole d’acqua sono uguali fra loro

Posso trasferire un’informazione macroscopica nel mondo microscopico, determinando che

ian

0,1119

ℎ −3

= = 5,595 ∙ 10 = ,

2

2

Dalla semplice misura del rapporto di composizione abbiamo ottenuto che una singola molecola d’acqua è circa 18

2 = 1,126

{

volte più pesante di un atomo d’idrogeno (informazione microscopica). Analogamente,

= 15,874

m

Non è noto il valore assoluto delle masse, ma la loro reciproca relazione; prima del 1950 infatti non siamo mai riusciti

a misurare il peso singolo di un atomo. La chimica, però, come disciplina scientifica fatta di misure, è nata molto

prima: pur non conoscendo la massa degli atomi, i chimici riuscivano infatti a prevedere cosa sarebbe successo, a fare

calcoli e misure.

Tutto ciò fu possibile grazie alla conoscenza non delle masse assolute, ma delle masse relative: il punto di partenza per

da

capire questa metodologia è l’ipotesi di Avogadro.

Ipotesi di Avogadro: gas di specie chimiche diverse, nelle stesse condizioni di temperature, volume e pressione,

contengono lo stesso numero di particelle.

Le misurazioni di Avogadro e il peso atomico

Lo scienziato riuscì ad arrivare al suo enunciato grazie a varie misurazioni effettuate con un apparato particolare, che

ni

riuscì a misurare lo stato fisico dei vari gas con cui egli lavorò.

Stato fisico di un gas: caratteristiche che ci permettono di descrivere quel gas; temperatura, volume e pressione.

Strumentazione esperimento di Avogadro: rdi

• Una bilancia

•

Un cilindro di volume noto al quale erano collegati:

- Un manometro per la misurazione della pressione

- Un termometro per la misurazione della temperatura di valore noto

- Una valvola per l’introduzione controllata di un gas = ;

Inizialmente il cilindro veniva completamente svuotato e portato a pressione successivamente veniva posto

sca

sulla bilancia, che veniva tarata togliendo il peso del contenitore: in questo modo la bilancia avrebbe misurato

solamente il contenuto.

Veniva poi aperta la valvola, ed uno alla volta venivano effettuate misurazioni sul peso del gas introdotto:

= ,

l’introduzione del gas veniva fermata nel momento in cui si raggiungeva una pressione a piacere. Misuro

infine la massa del gas introdotto in quelle specifiche condizioni, che sono sempre le stesse.

=

• { → =

Gas (una qualunque specie chimica): =

o

=

=

• ≠ ): { → = ≠

Gas (con con

=

=

om

Questi due gas sono l’ipotesi di Avogadro, poiché misurati quando portati nello stesso stato fisico. Sappiamo che:

(

) = ∙ ( )

{ = ∙

∙

′

(

= → = ) → =

∙

= ′

{

Scegliamo poiché prendere l’idrogeno come elemento di riferimento ci

=

ian

permette di avere multipli sempre maggiori di uno, dato che l’idrogeno è il più piccolo e leggero di tutti gli elementi e

= = ()

quindi gli altri saranno sempre più grandi. Definisco quindi che:

Il peso atomico (che è una definizione infelice, poiché il rapporto non mi dà né un peso né una massa, ma un numero

puro) ci permette di rapportare ogni elemento della tavola periodica all’idrogeno, ed avere così delle relazioni e dei

()=1

rapporti da usare nei calcoli. Otteniamo quindi una scala di pesi atomici così fatta: () ~ 4

() ~ 12

…

m

Peso atomico: indica quante volte l’atomo di quell’elemento è più pesante dell’atomo di idrogeno, preso come

(): =

riferimento, nella relazione

൫൯: = →

Peso molecolare: analogamente, il peso molecolare di un composto si

da

ottiene sommando il peso atomico di ogni elemento presente;

→

Esempio: il dell’acqua indica proprio che una molecola d’acqua pesa 18 volte di più di un atomo di idrogeno

2∙ + 2

2

( ) = = = + = 2 () + () = 2 ∙ 1 + 16 = 18 (numero trovato in precedenza)

2

Numero di Avogadro e mole

Vengono definiti, per alcuni casi particolari di masse: ni

•

Grammoatomo: quantità misurata in grammi di un elemento pari al suo

•

Grammomolecola: quantità misurata in grammi di una molecola pari al suo

Questi due concetti vengono introdotti perché un grammoatomo di qualsiasi elemento contiene sempre lo stesso

rdi

numero di atomi (e quindi ogni grammomolecola contiene sempre lo stesso numero di molecole):

(

1 ) 1

• = =

(

16 ) 16 16 1 1

• = = = ∙ =

()∙ 16

(

18 ) 18 18 1 1

• = = = ∙ =

2 ( )∙ 18

2 2

Un grammoatomo di idrogeno contiene lo stesso numero di atomi di un grammoatomo di ossigeno e di una

sca

1

grammomolecola di acqua, pari a . In onore dello scienziato, questo numero viene definito numero di Avogadro.

=

Numero di Avogadro:

La scelta dell’idrogeno come elemento di riferimento è teoricamente la più conveniente, ma non praticamente: infatti

dal punto di vista sperimentale lavorare con l’idrogeno non è per niente comodo, poiché altamente reattivo ed

infiammabile. Viene quindi scelto un altro elemento, il carbonio che è molto più puro e stabile; il numero di

Avogadro quindi diventa: o

1 12 1 1 1 1

= = = = → = →

() ()

() () . . . ()

12 12

12

6 6

6 om

12 12

Per sapere il numero di atomi o molecole che compongono un elemento o un composto introduciamo quindi:

• = =

Numero di Avogadro: ...

• . . .:

Unità di massa atomica della massa del carbonio, sostituisce la massa dell’idrogeno

Il numero di Avogadro può quindi essere scoperto solo se riusciamo a determinare la massa di un singolo atomo di

carbonio. Possiamo però definire, partendo da esso, il concetto di mole.

ian ()

Mole: un “numero di Avogadro” oggetti di qualsiasi entità

Grazie alla mole la quantità di una certa sostanza può essere espressa sia tramite la massa (quantità in grammi di

)

sia col numero di moli : infatti, sapendo quanti atomi abbiamo, possiamo sapere quanto pesa tutta la sostanza.

(1)

1