Chimica generale

Chimica generale

Introduzione

La materia così come la possiamo osservare si presenta in tre stati di aggregazione:

• Gassoso: cioè priva di forma e di volume ma facilmente comprimibile.
• Liquido: cioè priva di forma ben definita ma con un volume e quindi difficilmente comprimibile.
• Solido: cioè con una forma, un volume e difficilmente comprimibile.

La materia, inoltre, è sempre classificabile come sostanza pura o come miscela.

Le sostanze pure sono omogenee e si caratterizzano per avere una composizione costante e invariabile e sono:

• Elementi - cioè sostanze non decomponibili in altre più elementari e delle quali è costituita tutta la materia. Attualmente sono noti elementi naturali e la loro distribuzione e diffusione in natura è molto variabile va però detto che più del % del pianeta è costituito solo da cinque elementi che sono: ossigeno, silicio, alluminio, ferro, calcio.
• Composti - cioè sostanze decomponibili in altre più elementari e di conseguenza costituite da due o più elementi combinati tra loro in proporzioni ponderali definite e costanti così come ci dice la legge di Proust.

Le miscele si caratterizzano per avere una composizione variabile e per il fatto di essere separabili nei propri componenti mediante mezzi fisici e sono:

• Miscele eterogenee - cioè i cui componenti si distinguono macroscopicamente.
• Miscele omogenee - cioè i cui componenti non si distinguono macroscopicamente e che in chimica prendono il nome di soluzioni.

La teoria atomica

Ad intuire che la materia fosse composta da particelle elementari fu Democrito (V-IV a.C. circa) e a queste particelle diede il nome di Atomo, ovvero indivisibile in greco. Si tornò a parlare di atomo molti secoli più tardi con J. Dalton che a seguito delle tre leggi ponderali:

• Legge della conservazione della massa di Lavoisier - “in una reazione chimica, la somma delle masse dei reagenti è sempre uguale alla somma delle masse dei prodotti di reazione” ( ).
• Legge delle proporzioni definite e costanti di Proust - “in un determinato composto chimico, gli elementi che lo formano stanno tra loro in proposizioni di peso definite e costanti” ( ).
• Legge delle proporzioni multiple di Dalton - “quando due elementi si combinano tra loro per dare più di un composto, le quantità in massa di uno che si combinano con una quantità fissa dell’altro stanno tra loro in rapporti esprimibile mediante numeri interi, generalmente piccoli” ( ).

Esplicò i suoi postulati:

• Ciascun elemento è costituito da particelle elementari dette atomi;
• Tutti gli atomi di un elemento sono identici;
• Gli atomi di elementi diversi hanno proprietà diverse;
• Una reazione chimica non modifica gli atomi di un elemento in quelli di un altro elemento; nel corso delle reazioni chimiche gli atomi non si creano e non si distruggono;
• I composti si originano dalla combinazione di atomi di almeno due elementi;
• In un dato composto il numero relativo e la specie degli atomi sono costanti.

Per una prima vera rappresentazione dell’atomo bisogna però aspettare il quando J.J. Thomson scopre l’elettrone, l’atomo viene rappresentato come un involucro che al suo interno contiene delle cariche negative. Successivamente E. Rutherford rivoluziona il modello atomico presentato da Thomson in seguito alla scoperta, nel , dei protoni che costituiscono il nucleo dell’atomo attorno al quale girano gli elettroni. Un modello successivo a questo di Rutherford venne proposto da N. Bohr e prevedeva una struttura atomica simile a quella prima citata ma con gli elettroni non sparsi a caso ma su orbite energetiche ben precise. Alla formulazione di questo modello Bohr arrivò solo dopo alcune importanti scoperte fatte da M. Plank e da A. Einstein a seguito di una profonda crisi che stava attraversando la fisica classica. Facciamo quindi un passo indietro e vediamo come si arriva al modello atomico di N. Bohr.

La crisi della fisica classica

Intorno agli anni venti del secolo scorso la scienza entrò in una profonda crisi a seguito di alcuni esperimenti ai quali non si riusciva a dare una risposta mediante la fisica classica. Questi esperimenti erano:

• Spettroscopia - non si capiva come mai alcuni elementi quando riscaldati emettevano solo alcune radiazioni con frequenze che non coprivano tutto lo spettro ultravioletto come faceva la luce;
• Natura ondulatoria\corpuscolare della luce - la luce che si comportava sia come onda che come particella;
• Radiazione emessa del corpo nero;
• Effetto fotoelettrico.

Una prima risposta fu fornita da M. Plank che con la sua equazione:

E = hv

Spiegò che l’energia emessa dal corpo nero è direttamente proporzionale alla frequenza. Sfruttando questa formula Einstein riuscì a spiegare l’effetto fotoelettrico ovvero una lastra di metallo se irradiata con la luce ad una certa frequenza e quindi ad una certa energia emette fotoni. Da queste due teorie N. Bohr propose in suo modello atomico così come descritto prima ed enunciò tre postulati:

• Gli elettroni orbitano attorno al nucleo;
• Gli elettroni possono orbitare stabilmente solo in certe orbite stazionarie ad un certo insieme discreto di distanze dal nucleo;
• L’atomo irraggia energia solamente quando, per un qualche motivo, un elettrone effettua una transizione da uno stato stazionario ad un altro. La frequenza della radiazione è legata all’energia del livello di partenza e di quello di arrivo della relazione v = (E_f − E_i)/h.

Da questo terzo postulato si può spiegare anche la spettroscopia e quindi il perché dell’emissione di determinati colori da parte di alcuni elementi.

Meccanica quantistica

Il modello atomico di Bohr non dura molto perché a seguito di alcune scoperte da parte di brillanti menti, sempre di quel periodo, si arriva a comprendere che l’elettrone non si comporta come precedentemente descritto e quindi verosimilmente come fanno i pianeti con il sistema solare ma si comporta talvolta come un’onda e talvolta come una particella. Vediamo come si arriva quindi alla costruzione del modello atomico odierno.

Come detto in precedenza, la radiazione ha una doppia natura: corpuscolare ed ondulatoria. De Broglie partendo da tale constatazione pensò che anche alle particelle materiali doveva essere attribuita una tale doppia natura, in modo da poter spiegare l’esistenza dei livelli energetici dell’atomo e quindi la lunghezza d’onda poteva essere espressa come il rapporto tra la costante di Plank e la quantità di moto, in questo specifico caso dell’elettrone:

λ = h / p

Successivamente alle osservazioni fatte da De Broglie ci fu Heisenberg che sconvolge la scena. La fisica classica ci aveva abituato al determinismo, ovvero se osservavamo un corpo in movimento potevamo stabilire la sua posizione la sua velocità, questo però non funziona con gli elettroni, infatti se facciamo il prodotto tra le incertezze, rispettivamente, della posizione e della quantità di moto otteniamo un valore che sarà maggiore o al massimo uguale alla costante di Plank ridotta diviso due. Questo cosa vuol dire, se riduciamo al minimo l’errore sulla posizione dobbiamo aumentare l’errore sulla quantità di moto e di conseguenza se conosciamo la posizione del corpo non possiamo sapere la sua velocità e viceversa da questo dunque Heisenberg arriva ad enunciare il Principio di indeterminazione:

ΔxΔp ≥ ℏ/2

Da Heisenberg si arriva a E. Schrödinger che nel mette insieme le considerazioni fatte da De Broglie e da Heisenberg in un’equazione che ci permette di sapere dove è più probabile che si trovi un elettrone.

δiℏ Ψ = H Ψ δt

Con questa equazione dunque viene meno il concetto di elettrone che orbita attorno al nucleo e prende piede il modello atomico in cui l’elettrone si trova in uno spazio “casuale” e le sue proprietà insieme alla sua energia sono determinate da quattro numeri quantici, tre introdotti proprio da Schrödinger e uno successivamente aggiunto da P. Dirac.

• Numero quantico principale (n) - esprime il livello energetico ed è un numero intero che va da ……. +∞.
• Numero quantico secondario (l) - ci dice la forma dell’orbitale, ovvero la porzione di spazio dove è più probabile trovare l’elettrone, ed è sempre un numero intero che va da ……. n- . Vediamo ora al variare di l che forma avrà l’orbitale:
• Se l = allora l'orbitale è sferico e prende il nome di orbitale s. Al centro della sfera c'è il nucleo.
• Se l = allora l'orbitale è a due lobi, può assumere a sua volta tre diverse inclinazioni e prende il nome di orbitale p. Il nucleo dell'atomo sta al centro dei due lobi.
• Se l = l'orbitale è a quattro lobi, può assumere a sua volta cinque inclinazioni diverse e prende il nome di orbitale d. Il nucleo dell'atomo sta al centro dei quattro lobi.
• Se l = l'orbitale è a otto lobi e prende il nome di orbitale f.
• Numero quantico magnetico (m_l) - ci dice quanti orbitali di quel tipo esistono, è sempre un numero intero e va da -l ……. +l.
• Numero quantico di spin (m_s) - riguarda il momento angolare intrinseco dell'elettrone e può vale o - / o + /.

Oss. Il livello di energia dell’elettrone dipende solo dal primo e dal secondo numero quantico, gli orbitali p e gli orbitali d per questo motivo prendono il nome di orbitali degeneri.

Utilizzando i quattro numeri quantici è quindi possibile definire lo stato di un elettrone e di conseguenza ricavare la configurazione elettronica di tutti gli atomi. Per fare ciò in maniera pratica possiamo utilizzare il principio di costruzione o “Aufbau Prinzip” che partendo dall’atomo di idrogeno ci permette ricavare la struttura elettronica degli altri elementi aggiungendo tanti elettroni e tanti neutroni quanti sono quelli che costituiscono l’elemento di nostro interesse.

Ogni riga orizzontale rappresenta un livello energetico nel quale è possibile sistemare solo un certo numero di elettroni come ci suggerisce il principio di esclusione formulato da W. Pauli che dice: “in un atomo non possono coesistere elettroni aventi tutti e quattro i numeri quantici uguali”.

Da questo è facile capire come sia possibile avere un massimo di due elettroni per orbitale che abbiano spin opposto e dunque l’orbitale ne potrà ospitare due, l’orbitale p ne potrà ospitare sei perché composto da un orbitale ma che può assumere tre posizioni e così via. Un’altra cosa da tenere bene a mente è la regola di Hund o principio di massima molteplicità che ci dice che gli elettroni si dispongono in modo tale da occupare il maggior numero di orbitali possibili e dunque nel caso in cui ci troviamo nell’orbitale p e abbiamo due elettroni si disporranno uno in un orbitale con il numero quantico magnetico ad esempio pari a - e uno nell’orbitale con m pari a .

Facciamo la configurazione elettronica dell’idrogeno: sappiamo che ha un elettrone e quindi avrà numero quantico principale n = , di conseguenza l = m = e dunque l’elettrone sarà nell’orbitale s, pertanto: 1H = 1s¹.

Con l’apice di che rappresenta quanti elettroni sono presenti nell’orbitale.

Il sistema periodico

Il primo ricercatore che cercò, senza particolare successo, di fare una classificazione periodica degli elementi fu J. W. Dobereiner dopo aver notato l’esistenza di parecchi gruppi formati da tre elementi, che chiamò triadi, che avevano proprietà chimiche simili. Il suo lavoro servì da stimolo per altri ricercatori come D. I. Mendeleev e L. Meyer per la creazione di un sistema di classificazione più elaborato che si basava sulle relazioni tra proprietà degli elementi e i rispettivi pesi atomici. In particolare Mendeleev elaborò una tavola periodica incolonnando in gruppi, gli elementi con proprietà chimiche simili riservando alcuni posti a elementi non ancora scoperti dei quali riuscì a prevedere non solo l’esistenza ma anche le proprietà. La classificazione secondo il peso atomico crescente mostrava però alcune incongruenze che vennero poi chiarite nel da G. J. Moseley che dimostrò che le proprietà chimiche degli elementi non sono una funzione periodica del peso atomico bensì del numero atomico, cioè del numero delle cariche positive, i protoni, possedute dagli elementi. Il motivo per cui il peso atomico non procede sempre di pari passo con il numero atomico è dovuto al fatto che in natura gli elementi sono usualmente presenti come miscele di isotopi, che hanno lo stesso numero atomico e diverso numero di massa.

Determinazione dei pesi atomici

Facciamo un passo indietro, nella prima parte abbiamo parlato delle leggi ponderali ma quando furono formulate, assieme ai postulati di Dalton, si stava ancora cercando di determinare il peso di un atomo, cosa che risultava molto complicata viste le dimensioni microscopiche dell’atomo cosi si pensò di confrontare tra loro la massa di un elevatissimo numero di particelle dello stesso elemento con lo stesso numero di particelle di un altro elemento in modo da ottenere una scala di pesi atomici relativo rapportati ad uno stesso elemento di riferimento.

A fare questo ci pensò Gay-Lussac con la legge dei rapporti multipli che porta il suo nome e dice: “nelle reazioni tra sostanze gassose i volumi dei reagenti e dei prodotti, misurati nelle stesse condizioni di temperatura e di pressione stanno tra di loro in rapporti di numeri interi semplici”. Una corretta interpretazione dei risultati che Gay-Lussac ottenne venne fatta da Avogadro con il suo principio di Avogadro secondo cui: “volumi uguali di gas, misurati nelle stesse condizioni di temperatura e pressione contengono lo stesso numero di particelle”. Questa legge fu però presa in considerazione solo cinquant’anni dopo da Cannizzaro che formulò, partendo da essa, la regola di Cannizzaro che dice: “le varie quantità in peso di uno stesso elemento, contenute nelle molecole di sostanze diverse, sono tutte multipli di una stessa quantità, la quale deve ritenersi il peso atomico relativo”.

Da questa regola, scegliendo la più piccola quantità in peso di ogni elemento fu possibile ottenere i pesi atomici relativi di quasi tutti gli elementi che si osservò oscillare tra 10⁻²² e 10⁻²⁴ g. Per evitare di lavorare con numeri così piccoli venne introdotto in concetto di peso atomico relativo prendendo come riferimento l’idrogeno con massa, successivamente si scelse come riferimento l’ossigeno e infine nel si assunse come unico riferimento / della massa dell’isotopo del carbonio. Tale unità prende il nome di “unità di massa atomica” o u.m.a. (1,6605389 · 10⁻²⁴ g) e quindi il peso atomico relativo rappresenta un numero che indica quante volte il peso dell’atomo di un elemento è maggiore rispetto all’u.m.a.

Un concetto fondamentale è la mole che rappresenta la quantità di una determinata sostanza espressa in grammi che contiene un numero di particelle uguale al numero di atomi presenti in g di carbonio. Questo numero è pari a 6,022 · 10²³ numero di Avogadro e viene chiamato ed dunque rappresenta la massa in grammi di qualsiasi sostanza che contiene questo numero.

Tavola periodica degli elementi

1 18 gruppi I VIII idrogeno elio −272 −259 21 −253 −269 He H 1 13 12 237 22 13 15 16 17 14 2,20 – – 1,008 4,003 0,0899 0,18 II III IV V VI VII ±1 – – idrogeno nome 1 2 1s 1s −259 1 temperatura di fusione (°C) numero atomico boro carbonio azoto ossigeno neon fluoro litio berillio −253 H temperatura di ebollizione (°C) −249 181 3550 −210 −219 1288 −220 2300 5 6 7 8 9 10 3 4 simbolo 1312 energia di prima ionizzazione (kJ/mol) −188 −183 −246 1342 – – −196 2471 3650 B C Li N O Be F Ne 2,20 elettronegatività (secondo Pauling) 1,008 massa atomica (u) 168 113 14 208 1513 1086 1402 899 801 0,0899 densità 3,44 3,98 3,04 – – 0,98 1,57 2,04 2,55 ±1 numeri di ossidazione 16,00 19,00 14,01 20,18 6,941 9,012 10,81 12,01 1,43 1,70 1,25 0,90 0,53 1,85 2,47 2,26 1s configurazione elettronica −2 +2 ±3 +4 +5 – – +1 +2 +3 +2 ±4 – 11 2 2 1 2 2 2 3 2 4 2 6 2 5 [He]2s [He]2s 2p [He]2s 2p [He]2s 2p [He]2s 2p [He]2s 2p [He]2s [He]2s 2p.

(1) Per gli elementi radioattivi che non hanno isotopi stabili, il valore della massa atomica è quello dell’isotopo a vita più lunga e viene riportato tra parentesi quadre [ ]. Magnesio sodio alluminio silicio fosforo zolfo argon cloro della massa atomica è quello dell’isotopo a vita più lunga e viene riportato tra parentesi quadre [ ]. 1414 −10 198 650 44 115 −189 660 13 14 15 16 17 18.