Chimica applicata

Chimica applicata

La chimica si occupa della materia, della capacità di trasformazione della materia e dell’energia sviluppata da queste trasformazioni. Materia, o “sostanza”, è tutto ciò che ci circonda. Essa è caratterizzata da:

• Massa: è la capacità di un corpo di opporsi alla sua variazione dello stato di quiete o di moto rettilineo uniforme, detta anche inerzia. Essa è una grandezza scalare, definita solo da un numero.
• Peso: forza con cui un corpo viene attratto verso il centro della terra. Grandezza vettoriale, caratterizzata da un modulo, direzione e verso.

In chimica dovremmo parlare di massa.

Sistemi chimici e fasi

I sistemi chimici di riferimento possono essere composti da una o più fasi:

Fase: porzione di materia delimitata da superfici nette in cui si rileva uniformità di composizione chimica e di proprietà fisiche. Ad esempio, in un bicchiere pieno c’è una sola fase, ovvero l’acqua fino all’orlo. La composizione chimica è uguale in tutti i punti e le caratteristiche fisiche anche; un bicchiere riempito a metà invece è formato da un sistema bifasico, l’acqua e l’aria con i vapori rilasciati dall’acqua; se rilasciamo una grande quantità di cloruro di sodio (sale) nel bicchiere mezzo pieno, si raggiungerà la massima salinità e una parte di sale non si scioglierà, questo ci dice che il sistema è a 3 fasi: sale, acqua con sale disciolto e aria con vapori di aria all’interno.

N.B.: Una grandezza che non varia nel tempo si dice costante, una grandezza che non varia nello spazio è detta uniforme.

Stati di aggregazione della materia

La materia si trova in vari stati di aggregazione:

• Solido: forma e volume proprio; particelle vicine e ordinate.
• Liquido: volume proprio e forma del recipiente, forma una superficie; particelle vicine e disordinate.
• Aeriforme: volume e forma del recipiente che lo contiene, non forma una superficie; particelle lontane e disordinate.

Le molecole hanno una forza di interazione che diventa più debole andando da solido a aeriforme. Gli stati di aggregazione possono passare da uno all’altro. Si dice che si formano dei passaggi di stato. Questi passaggi di stato si chiamano trasformazioni fisiche perché, anche se le forme sono diverse, le molecole che compongono il corpo sono sempre le stesse.

Leggi fondamentali della chimica

Supponiamo di pesare due soluzioni diverse. Abbiamo 100 g di ogni soluzione. Misceliamo le due soluzioni in un solo recipiente: la massa totale dei prodotti di reazione sarà uguale alla somma delle masse delle sostanze che partecipano alla reazione.

Legge della conservazione delle masse (Lavoisier): In un sistema chimico isolato la somma delle masse delle sostanze che reagiscono tra loro (reagenti) è uguale alla somma delle masse delle sostanze che si formano dalla reazione (prodotti di reazione).

Prendiamo 3 diversi campioni di NaCl (Cloruro di sodio) la cui origine sia assolutamente diversa: una proviene dall’acqua di mare, uno dal salgemma ed uno sintetico ottenuto dalla reazione del gas cloro con il sodio metallico. Facendo un’analisi chimica troviamo che per 1 g di Na ce ne sono 1.5 g di Cl, cioè per un campione di 100 g ci saranno il 39.3% di Na e il 60.7% di Cl.

Legge delle proporzioni definite (Proust): Quando 2 o più elementi si combinano fra loro per formare un composto, essi si combinano secondo proporzioni in peso definiti e costanti.

Carbonio (C) e Ossigeno (O) formano due diversi composti: l’ossido di carbonio e l’anidride carbonica.

Azoto (N) e Ossigeno (O) formano 5 composti:

Legge delle proporzioni multiple (Dalton): Quando 2 elementi si combinano fra di loro per formare composti diversi, le quantità in peso di un elemento che si combinano con una stessa quantità in peso di un altro elemento stanno fra loro in rapporti espressi da numeri interi.

Teoria atomica di Dalton

• La materia è composta da particelle piccolissime e invisibili detti atomi.
• L’atomo è la parte più piccola di un elemento.
• Gli atomi di uno stesso elemento sono tutti uguali e hanno la stessa massa, ma atomi di elementi diversi sono diversi e hanno massa diversa.
• Le reazioni chimiche avvengono fra atomi interi e non fra frazioni di atomi.
• Gli atomi degli elementi conservano la loro identità e non vengono distrutti.

Se prendiamo una particella di carbonio e aggiungiamo una particella di ossigeno otterremo una particella di ossido di carbonio (C+O=CO); se prendiamo n particelle di carbonio e aggiungiamo n particelle di ossigeno otterremo n particelle di ossido di carbonio (nC+nO=nCO). Vogliamo verificare il rapporto fra le molecole: mettiamo in rapporto la massa di C e quella di O; facciamo la stessa cosa con le masse di n particelle di C e di n particelle di O. Ponendo un’uguaglianza fra i due, si potrà dire che il rapporto fra le masse o i pesi di queste molecole sarà sempre lo stesso, e questo sancisce la legge delle proporzioni definite di Proust.

In natura anche l’energia non si crea e non si distrugge, ma si trasforma da una forma all’altra. Ma Einstein ha dimostrato la possibilità di trasformare la massa in energia e viceversa secondo l’equazione di Einstein E = m * c² dove c è la velocità della luce (3*10⁸ m/sec).

Per misurare la massa degli atomi bisogna usare un’unità di misura adatta, l’unità di massa atomica (u); unità della massa di un dodicesimo dell’atomo di carbonio. In grammi l’u è 1.66*10^-24g. Il “numero di Avogadro” rapporto fra 1g e l’UMA è detto N= 6.023*10²³ g^-24. Tale numero rappresenta il numero di unità di massa atomiche presenti in un grammo.

La parte più piccola di un composto che conserva tutte le proprietà del composto è detta molecola. La massa molecolare è la somma delle masse degli atomi che compongono la molecola. La massa molecolare è data da un numero adimensionale, rapporto tra la massa molecolare in unità di massa atomica e l’unità di massa atomica stessa.

Differenza fra elementi e composti

• Elementi: Costituiti da una singola specie di atomi, è una sostanza pura. Ciascun elemento è unico come le sue proprietà atomiche.
• Composti: Costituito da due o più elementi diversi che sono legati chimicamente tra loro. In esso gli elementi sono presenti in parti fisse in massa; è considerato anche come una sostanza. Le sue proprietà sono diverse da quelle degli elementi che lo compongono. A differenza dell’elemento, può essere scomposto (trasformazione chimica).
• Miscela: Gruppo di due o più composti mescolati fisicamente. I componenti di una miscela possono variare nelle loro parti in massa. Essa conserva però le sue proprietà in componenti. Possono essere separate con trasformazioni fisiche.

Mole: Quantità di sostanza di un sistema che contiene tante entità elementari quanti sono gli atomi in un’unità di massa del Carbonio 12. La massa atomica di un elemento, espressa in unità di massa atomica (u) è numericamente uguale alla massa di una mole di atomi dell’elemento espresso in grammi. Per i composti la massa molecolare espressa in u è uguale alla massa di una mole del composto espressa in grammi. La massa molare (M) di una sostanza è la massa per mole della sua entità espressa in g/mol. La mole permette di calcolare anche la massa di una sostanza: n = m / M dove n è il numero delle moli di un composto, m è la massa, e M è la massa molare. La densità di un composto invece è data dal rapporto fra massa e volume: d = m / V.

Struttura dell'atomo

Tanti esperimenti hanno dimostrato che negli atomi le principali particelle subatomiche sono:

• Elettrone: Carica elettrica più bassa esistente (-1.602*10^-19 coulomb: carica che viene attirata da un'altra carica di 1 coulomb di segno opposto con la forza di 1 Newton secondo la legge di Coulomb) e tutte le cariche elettriche che esistono sono multiple di essa; Un insieme di particelle di elettroni costituiscono i raggi catodici. La massa dell’elettrone è 9.109*10^-28 g, così piccola da poter essere trascurata.

Un atomo quindi è costituito prevalentemente da spazio occupato da elettroni, ma in posizione centrale in questo spazio c’è una piccola regione, il nucleo, che contiene tutta la carica positiva ed essenzialmente tutta la massa dell’atomo. Il nucleo è formato da protoni e neutroni:

• Protoni: carica positiva (p⁺).
• Neutroni: carica nulla (n⁰).

Gli atomi sono neutri perché il numero di protoni nel nucleo è uguale al numero di elettroni attorno al nucleo.

• Z-numero atomico: Numero di protoni dell’atomo. Tutti gli atomi di un particolare elemento hanno lo stesso Z e ciascun elemento ha Z diverso da quello di ogni altro elemento. Si scrive come pedice a sinistra del simbolo atomico.
• A-numero di massa: Numero totale di protoni e neutroni. Si scrive come apice a sinistra del simbolo atomico.
• N-numero di neutroni: Poiché A è la somma del numero di protoni e neutroni e Z è il numero di protoni, N sarà dato dalla loro differenza: N=A-Z.

Tutti gli atomi hanno lo stesso numero atomico ma non lo stesso numero di massa. Gli isotopi di un elemento sono atomi che hanno differenti numeri di neutroni e quindi differenti numeri di massa. Gli isotopi fra di loro hanno un comportamento identico. La massa atomica riportata nelle tabelle è la media pesata di quella dei vari isotopi.

Modello quanto-meccanico dell’atomo

L’atomo di idrogeno è fatto da un protone e da un elettrone, in passato sono stati presentati tanti modelli di rappresentazione prima del modello quanto-meccanico. Questo modello dice che l’elettrone ha proprietà particellari (massa, densità, carica elettrica) ed ondulatorie (lunghezza d’onda, frequenza, energia).

Secondo Maxwell una radiazione elettromagnetica è una perturbazione sinusoidale di un campo elettrico ed un campo magnetico in direzioni perpendicolari alla direzione di propagazione della radiazione, coincidente con l’asse delle ascisse.

• B (campo magnetico) varia perpendicolarmente al piano del foglio e quindi perpendicolarmente alla direzione d e perpendicolarmente al piano in cui varia E.

Lunghezza d’onda: distanza fra due stesse fasi di una sinusoide, misurata in m o sottomultipli.

Frequenza: numero di volte in cui una stessa fase si ripete in un’unità di tempo. Queste ultime due sono legate dalla relazione: λ * Φ = c (velocità della luce) - sono inversamente proporzionali.

Ogni radiazione elettromagnetica trasporta energia, uguale ad h * Φ, dove h è la costante di Planck.

L’orbitale atomico

Ogni soluzione dell’equazione è associata ad una funzione d’onda, detta orbitale atomico. Un orbitale non è come l’orbita di una traiettoria. Grazie all’orbitale possiamo capire dove probabilmente si trova l’elettrone, o per meglio dire, dove trascorre la maggior parte del suo tempo. Anche se la funzione d’onda non ha significato fisico, glielo si appone al suo quadrato, che esprime la probabilità che l’elettrone sia in un particolare punto entro l’atomo. Per un dato livello energetico si rappresenta questa probabilità con un diagramma della densità elettronica, che altro non è che la nuvola elettronica (rappresentazione immaginaria dell’elettrone, non significa che l’elettrone è una nuvola). La densità elettronica diminuisce all’aumentare della distanza dal nucleo lungo una semiretta r uscente da esso. La probabilità che l’elettrone sia lontano dal nucleo è molto piccola ma non nulla, mentre è massima quando ci troviamo vicino. L’elettrone può essere definito nella porzione di volume dove passa gran parte del suo tempo (97-98%).

Quando l’atomo assorbe energia, esso esiste in uno stato eccitato e il moto dell’elettrone è descritto da un differente orbitale atomico. Quest’ultimo è definito da tre numeri quantici:

• Numero quantico principale (n): è un numero intero positivo, indica la dimensione dell’orbitale. Specifica il livello energetico dell’atomo: maggiore è n, maggiore sarà il livello energetico.
• Numero quantico del momento angolare (l): è un numero intero compreso fra 0 e n-1.
• Numero quantico magnetico (m): è un numero intero compreso tra -1 ed 1. Impone l’orientamento dell’orbitale.

Ogni sottolivello dell’atomo corrisponde a orbitali con forme caratteristiche: s, p, d, f, g.

• Livello energetico 1 tipo s: il volume dove l'elettrone ha la possibilità del 97-98% di trovarsi, ha una forma sferica. Concentrazione maggiore al centro.
• Livello energetico 2 tipo s: simile alla precedente ma oltre alla concentrazione centrale c’è una fascia orbitale di maggiore concentrazione; tipo p, sono costituite da due lobi sferici tangenti. Il punto dove i due si toccano è il nucleo, più ci si allontana minore sarà la probabilità di trovare gli elettroni e viceversa. Le funzioni di tipo p (3 in totale) differiscono dall’asse di simmetria sul quale agiscono (x, y, z).
• Livello energetico 3 tipo s e tipo p saranno simili a quelle viste; quelle di tipo d sono 5.

Ci sono anche altri livelli energetici. In ogni orbitale non ci possono essere più di 2 elettroni che si muovono attorno al proprio asse in senso orario o antiorario. Gli elettroni che si accoppiano in uno stesso orbitale devono avere spin opposto, quindi uno deve girare in senso orario e l’altro in senso antiorario.

Struttura elettronica degli atomi

Tavola periodica

Energia di ionizzazione: energia necessaria a portare via un elettrone ad un atomo, producendo così uno ione positivo X⁺ → X + e^-.

• Gruppo IA (Metalli alcalini): n.o. sempre +1 (in un composto).
• Idrogeno anche -1, tranne negli idruri metallici e in H₂.
• Gruppo IIA (Metalli alcalino-terrosi): n.o. = +2.
• Gruppo IIIA (B, Al, Ga, In, Tl): Tutti +3 tranne Tl che può assumere +1.
• Gruppo IVA (C, Si, Ge, Sn, Pb): prevalentemente +4; +2.
• Gruppo VA (N, P, As, Sb, Bi): tutti n.o. = +3; +5. Nel caso di N anche +2; +4.
• Gruppo VIA (O, S, Se, Te, Po): ossigeno sempre -2 tranne che nei perossidi (-1) e con F (+2).
• Gruppo VIIA (F, Cl, Br, I, At): il fluoro sempre -1, tutti gli altri -1, +1, +3, +5, +7.
• Elementi di transizione: n.o. da +2 a +7.

Ogni elemento ha una casella che contiene il numero atomico, il simbolo atomico e la massa atomica. Le caselle sono disposte in ordine di numero atomico crescente mentre ci si muove da sinistra a destra. Le caselle sono disposte in un reticolato di periodi (righe orizzontali) e di gruppi (righe verticali). Ogni periodo ha un numero da uno a sette; ogni gruppo ha un numero da uno a otto e la lettera A o B. Gli otto gruppi A contengono elementi dei gruppi principali, o rappresentativi. I dieci gruppi B contengono gli elementi di transizione. Due serie orizzontali di elementi di transizione interna, i lantanidi e gli attinidi, si inseriscono tra gli elementi del gruppo IIIB e quelli del IVB e sono di solito posti sotto il corpo principale della tavola. Ci sono poi metalli, non metalli, metalloidi (o semimetalli).