Chimica generale

Fondamenti di chimica e chimica organica

Atomi, molecole e ioni

La teoria atomica

Già a partire dal V secolo a.C., Democrito aveva ipotizzato che la materia consistesse di particelle molto piccole e indivisibili dette “atomos”; questa ipotesi fu poi confermata dagli esperimenti intrapresi nel XIX secolo, che fornirono supporto scientifico alla sua teoria: ci si riferisce all’idea di atomismo data da John Dalton, che segnò l’inizio della chimica moderna.

Ipotesi sulla natura della materia

• Gli elementi sono formati dagli atomi.
• Tutti gli atomi di uno stesso elemento sono identici tra loro (stesse dimensioni, massa e proprietà chimiche); atomi di diversi elementi sono diversi tra loro. Dalton non aveva ancora la minima idea di come fossero fatti gli atomi, ma capì che le diverse proprietà degli elementi si potevano spiegare assumendo che gli atomi dei vari elementi fossero diversi tra loro.
• I composti sono formati da almeno due diversi atomi, dove il rapporto del numero di atomi presenti è o un numero intero o una frazione semplice: per formare un composto sono quindi necessari non solo atomi diversi ma anche un numero specifico di questi atomi. Questa idea è un’estensione di due leggi:
  • Legge delle proporzioni definite di Proust: campioni differenti dello stesso composto contengono sempre gli stessi elementi costituenti, nelle stesse proporzioni di massa (si parla quindi di stesso rapporto tra le masse e di conseguenza stesso rapporto tra gli atomi negli elementi del composto).
  • Legge delle proporzioni multiple: se due elementi possono combinarsi per formare un composto, le masse di un elemento, che si combinano con una determinata massa di un altro elemento, stanno tra loro in un rapporto esprimibile con numeri interi e piccoli. La massa di un elemento in un composto è proporzionale al numero di atomi dell’elemento presente.
• Una reazione chimica coinvolge separazione, combinazione o riarrangiamento di atomi: nulla si crea, nulla si distrugge. Legge di conservazione della massa di Lavoisier: la materia non può essere né creata, né distrutta. Poiché essa è costituita da atomi, che non vengono modificati nelle reazioni chimiche, allora anche la massa deve conservarsi.

La struttura dell’atomo

L’atomo è quindi definito come l’unità base della materia, più piccola porzione di un elemento chimico che conserva le proprietà chimiche dell’elemento stesso. L’atomo ha una sua struttura interna, ed è formato da più piccole particelle dette “particelle subatomiche”: elettrone, protone e neutrone.

L'elettrone

Con lo studio delle radiazioni (emissione naturale e propagazione di energia attraverso lo spazio sotto forma di onde e/o particelle) attorno al 1890, molti scienziati acquisirono informazioni importanti sulla struttura atomica: in particolare J.J. Thomson, lavorando con un tubo a raggi catodici, scoprì che dovevano esistere delle particelle con carica negativa, denominate “elettroni”, che dovevano appartenere a tutti i tipi di atomo (fare quindi parte della struttura dell’atomo). Grazie ad esperimenti con campi elettrici e magnetici, Thomson riuscì a ricavare il rapporto tra la carica dell’elettrone e la massa di esso, che risultava essere -1.76 x 10⁸.

Da questo rapporto si riuscì, avendo trovato la carica dell’elettrone = -1.6022 x 10^-19 C, a ricavare la sua massa m= 9.10 x 10^-28 g, una massa quindi estremamente piccola.

Il protone e il nucleo

All’inizio del 1900 si sapeva per certo che l’atomo avesse degli elettroni e che avesse carica neutra: perché l’atomo abbia carica neutra, è necessario che le cariche negative vengano bilanciate da un numero uguale di cariche positive; Thomson sviluppa così il cosiddetto modello a “panettone”, per cui l’atomo sarebbe stato costituito da una sfera uniforme di materia carica positivamente, contenente gli elettroni.

Nel 1910, uno studente di Thomson, E. Rutherford, usa le particelle alpha per studiare la struttura atomica: attraverso una sorgente radioattiva, emetteva i raggi alpha, sparandoli su una lamina d’oro e altri metalli, osservando il loro comportamento (scattering): la maggior parte di queste particelle passava indisturbata attraverso la lamina, ma alcune venivano deviate ed altre addirittura respinte: strano, perché nel modello a panettone le particelle sarebbero dovute passare attraverso la lamina senza problemi.

Rutherford sviluppa quindi un nuovo modello di struttura atomica, per cui la maggior parte dell’atomo dovesse essere composta da spazio vuoto. La carica positiva dell’atomo è quindi concentrata nel nucleo, un cuore centrale denso all’interno dell’atomo: ogni volta che le particelle subivano una deviazione era perché erano in prossimità del nucleo, quando venivano respinte era perché la loro traiettoria incontrava direttamente il nucleo stesso. Si chiamano quindi “protoni” le particelle del nucleo a carica positiva, uguale a quella dell’elettrone, con massa= 1.67 x 10^-24 g.

Grazie a questi esperimenti si poté poi affermare che la quasi totalità della massa dell’atomo è determinata dal nucleo di questo, il quale occupa una minima parte del volume dell’atomo; se un raggio atomico infatti si aggira attorno ai 100 pm, il raggio del nucleo atomico è di circa 5 x 10^-3 pm.

Il neutrone

Si sapeva che l’idrogeno, l’atomo più semplice, avesse un solo protone, mentre l’elio due: il rapporto tra le masse di queste doveva quindi risultare essere un rapporto 2:1 (essendo gli elettroni molto leggeri, il loro contributo è trascurabile); in realtà il loro rapporto misurato risultava essere 4:1 —> doveva esserci un altro tipo di particella subatomica, che contribuisse nella massa dell’atomo. Chadwick nel 1932 bombardò un sottile foglio di berillio con delle particelle alpha, e notò che dal metallo veniva emessa un’elevata radiazione (simile a quella dei raggi gamma): questi raggi consistevano di particelle elettricamente neutre, con massa superiore a quella del protone; a queste particelle viene dato il nome di “neutroni”.

Ecco spiegato il problema del rapporto tra le masse di elio ed ossigeno: nel nucleo dell’elio vi sono due protoni e due neutroni, mentre nel nucleo di idrogeno vi è solo un protone e nessun neutrone, motivo per cui il rapporto tra le masse è 4:1.

Il numero atomico, numero di massa, e gli isotopi

Il numero di protoni di ciascun atomo è chiamato “numero atomico Z”: in genere in un atomo il numero di protoni è uguale al numero di elettroni, quindi Z esprime anche il numero di elettroni presenti nell’atomo, e determina l’“identità chimica” dell’atomo (ogni atomo di azoto ha 7 protoni, e ogni atomo con 7 protoni è sicuramente l’azoto). Atomi con il medesimo numero atomico si dice che appartengono allo stesso elemento chimico.

Il “numero di massa A” è la somma del numero di protoni e neutroni presenti nel nucleo di un atomo: numero di massa = numero protoni + numero neutroni = Z + numero neutroni. Il numero di neutroni di un atomo è quindi uguale ad A-Z, i quali sono sempre numeri interi positivi. La notazione per indicare il numero atomico e quello di massa è la seguente:

Talvolta gli atomi di uno stesso elemento non hanno tutti la stessa massa: gli atomi di uno stesso elemento che hanno diverso numero di massa si dicono “isotopi” dell’elemento, per cui un elemento si suddivide in tanti isotopi quanti sono possibili i suoi numeri di massa: caso particolare è quello dell’idrogeno, che se presenta un protone e un neutrone si dice “deuterio”, ed è appunto un isotopo, o se presenta due neutroni si dice “trizio”. Gli isotopi degli altri elementi sono invece indicati con il nome dell’elemento seguito dal numero di massa (es. Uranio-235).

Le proprietà chimiche sono comunque determinate dai protoni e in particolare dagli elettroni, ne consegue quindi che gli isotopi di uno stesso elemento hanno simili proprietà chimiche, formano gli stessi composti e presentano simile reattività: tutti gli isotopi di un elemento occupano lo stesso luogo sulla tavola periodica.

La tavola periodica

Tabella in cui gli elementi aventi proprietà chimiche e fisiche simili sono raggruppati: gli elementi sono disposti con numero atomico crescente, in righe dette periodi, e sono raggruppati in colonne dette gruppi o famiglie, che raggruppano elementi che dimostrano analogie nelle loro proprietà chimiche. Si possono suddividere gli elementi in tre categorie:

• Metalli: buoni conduttori di calore ed elettricità, duttili e malleabili (quindi facilmente lavorabili).
• Non metalli: cattivi conduttori di calore ed elettricità.
• Metalloidi: (semimetalli), hanno proprietà intermedie tra quelle dei metalli e dei non metalli.

La maggioranza degli elementi noti (75% della tavola periodica) è formata da metalli. Spostandosi da sinistra a destra in un periodo, le proprietà chimiche e fisiche degli elementi variano, spostando il carattere da metallico a non metallico. Gli elementi del gruppo vengono denominati in base al gruppo stesso (1A, 2A ecc). Ci sono alcuni gruppi con particolari denominazioni, come il gruppo 1A, i cui elementi sono detti “metalli alcalini”, 2A con i “metalli alcalino terrosi”, il gruppo 7 è quello degli “alogeni” e l’8 è il gruppo dei “gas nobili”.

Le molecole e gli ioni

Le molecole

Solo i gas nobili si presentano in natura come atomi singoli, e sono detti “gas monoatomici”; il resto della materia è invece costituito per la maggior parte da molecole o ioni, a loro volta costituiti da atomi.

Una molecola è costituita da almeno due atomi (uguali o diversi fra loro, sempre presenti in proporzioni costanti, secondo la legge delle proporzioni definite) secondo una ben definita struttura, tenuta insieme da forze chimiche dette legami covalenti. Una molecola quindi non è necessariamente un composto (definito da almeno due atomi diversi).

• Molecola diatomica: molecola costituita da due atomi (H₂, Fe₂, O₂…), che possono anche essere di due diverse specie chimiche (HCl, CO…).
• Molecola poliatomica: molecola che contiene due o più atomi, come l’acqua o l’ammoniaca (NH₃).

Ricorda: atomi e molecole sono elettricamente neutri!

Gli ioni

Uno ione è un atomo, o un gruppo di atomi, che presenta una carica complessiva positiva o negativa, dovuta da una variazione nel numero di elettroni: nelle reazioni chimiche gli elettroni possono essere scambiati (acquistati o ceduti) dando forma a ioni con carica positiva, cationi, se l’elettrone viene ceduto dall’atomo (Na⁺, per esempio), e ioni con carica negativa, anioni, se l’elettrone viene acquisito (Cl^-) —> Il sale da cucina NaCl è un composto ionico poiché è costituito da ioni di carica diversa.

Un atomo può acquistare o cedere più di un elettrone, formando uno ione monoatomico (costituito da un singolo atomo). In genere i metalli tendono a cedere elettroni, mentre i non metalli tendono ad acquistarli. Due atomi si possono combinare per formare uno ione con carica positiva o negativa, è il caso degli ioni poliatomici, come OH^- o NH₄⁺.

La massa atomica

La massa di un atomo dipende dal numero di protoni, neutroni ed elettroni (meno influenti) che esso contiene: non si può pesare un singolo atomo, ma è possibile determinare sperimentalmente la sua massa, assegnando un valore di riferimento alla massa di un atomo di un elemento scelto come standard. La massa atomica (o peso atomico) è la massa di un atomo espressa in unità di massa atomica (uma): un’unità di massa atomica è la massa esattamente uguale a 1/12 della massa dell’isotopo 12 del carbonio, il quale contiene 12 particelle nucleari (6 protoni e 6 neutroni).

—> Fissando la massa atomica del carbonio-12 a 12 uma, si fissa lo standard di riferimento per la misura delle masse atomiche di tutti gli altri elementi.

Massa atomica media

Misurando la massa atomica di un elemento, si può ottenere solo un valore medio, cioè una massa mediata su tutti gli isotopi dell’elemento, ed è quella riportata dalla tavola periodica.

Numero di Avogadro e massa molare di un elemento

Nel sistema internazionale delle unità di misura, la mole è la quantità di una sostanza che contiene tante unità elementari (atomi, molecole, o altre particelle) quanti sono gli atomi contenuti esattamente in 12g di carbonio 12: il numero effettivo di questi atomi è stato determinato sperimentalmente, ed è chiamato numero di Avogadro N = 6.022 x 10²³.

Una mole di carbonio 12 ha quindi una massa di 12g e contiene 6.022 x 10²³ atomi: la massa, è detta massa molare M, ed è definita come la massa (espressa in grammi o kg) di una mole di unità (atomi o molecole) di una sostanza (massa atomica in uma = massa molare in grammi/mol). Inoltre, chiamiamo “n” il numero di moli dell’elemento, cioè potremmo star lavorando con 0,35 moli di Zinco, per ricavarne la massa assoluta (in grammi): m= n*M, dove n è il numero di moli nell’elemento.

Quindi n= M/m.

Massa molecolare

La massa molecolare è data dalla somma delle masse atomiche (in uma) degli elementi che costituiscono la molecola. Per esempio, la massa molecolare dell’acqua è: 2(massa atomica di H) + massa atomica di O= 2(1.008)+16= 18 uma.

Dalla massa molecolare possiamo determinare la massa molare, in grammi, che è numericamente uguale alla massa molecolare: la massa molare dell’acqua è 18 g/mol e contiene N_avogadro molecole di H₂O.

Attenzione!: nei composti ionici, non essendo costituiti da molecole discrete, non ci si può riferire a “massa molecolare” quanto a “massa dell’unità formula”, la quale consiste, nel caso del composto NaCl, in uno ione Na⁺ e uno ione Cl^-: il calcolo della massa dell’unità formula è comunque lo stesso di quello per la massa molecolare.

Composizione percentuale dei composti

Per verificare la purezza di un composto, devo calcolare con quale percentuale, sulla massa totale, ogni elemento che costituisce il composto compare nella formula: la composizione percentuale è la percentuale in massa di ogni elemento in un composto. In particolare può essere ottenuta con:

dove n è il numero di moli dell’elemento.

Stechiometria

Approccio generale per la (approfondito a pag 50-58):

• Bilanciare la reazione;
• Convertire la quantità data del reagente in numero di moli.
• Indicare il numero di moli del prodotto formato (con uso di proporzioni ecc).
• Convertire le moli del prodotto in grammi, se richiesto.

Il reagente limitante

In una reazione, solitamente, i reagenti non sono presenti nelle esatte quantità stechiometriche: questo vuol dire che, al termine della reazione, oltre ai prodotti, si avrà un eccesso di reagenti. Il reagente che viene totalmente consumato è detto reagente limitante: questo viene consumato completamente, e al termine di esso non è più possibile formare altro prodotto. Si dice reagente in eccesso quello che è presente in quantità maggiore rispetto a quella necessaria per reagire con il reagente limitante, è quindi il reagente “limitato” (da parte del limitante) nel reagire completamente.

La resa di reazione

La quantità di reagente limitante all’inizio della reazione, determina la resa teorica, cioè la quantità di prodotto che si formerebbe se il reagente limitante reagisse completamente; la resa effettiva invece, è la quantità di prodotto effettivamente ottenuta dalla reazione, ed è quasi sempre minore della resa teorica: questo è dovuto al fatto che molte reazioni sono reversibili, quindi non è detto che vadano completamente da sinistra a destra, inoltre può risultare difficile recuperare il prodotto ottenuto dal mezzo di reazione (es. soluzione acquosa) o può capitare che i prodotti reagiscano ulteriormente tra loro: tutti questi fattori vanno dunque a ridurre la resa effettiva della reazione.

Si parla di resa percentuale, come il rapporto tra la resa effettiva e quella teorica, moltiplicato per 100: fattori che possono influire sulla resa includono la temperatura e la pressione.

La struttura elettronica degli atomi

Dalla fisica classica alla teoria dei quanti

Con la nuova era della fisica, che facciamo iniziare dal 1900 con il fisico Max Planck, si era arrivati ad affermare che le proprietà di atomi e molecole non erano governate dalle stesse leggi della fisica classica che governavano gli “oggetti più grandi”. Planck, con lo studio sulle radiazioni emesse dai solidi quando scaldati a varie temperature, scoprì che atomi e molecole emettevano energia sotto forma di quantità discrete e definite dette “quanti”: fino ad allora l’energia era sempre stata pensata essere continua, in quantità qualsiasi.

L’onda

Può essere immaginata come un disturbo vibrazionale attraverso il quale si trasmette energia, la cui velocità dipende dal tipo di onda e dal mezzo di propagazione, con una lunghezza d’onda (lambda) corrispondente alla distanza tra due punti uguali su onde successive, e la frequenza (nu) che coincide con il numero di onde che passano in un determinato punto in un secondo (misurata di Hertz, dove 1Hz=1 ciclo/s). Ultima caratteristica dell’onda è l’ampiezza, distanza verticale tra la linea mediana di un’onda e un suo picco (o una sua valle).

Radiazione elettromagnetica

In accordo con la teoria delle onde elettromagnetiche, la radiazione elettromagnetica si propaga nel vuoto alla velocità della luce. La sua lunghezza d’onda e frequenza sono correlate dalla formula c = λν, dove c è la velocità della luce, λ la lunghezza d’onda e ν la frequenza.