Chimica Generale e Inorganica

Corso di Chimica generale e inorganica

Daniela Delli Castelli

Ottobre 2021-Dicembre 2021

Indice

• 1 Introduzione 2
• 1.1 Evoluzione della Teoria Atomica . . . . . . . . . . . . . . . . 3
• 1.2 Descrizione Quantistica dell’Atomo . . . . . . . . . . . . . . . 12
• 2 Elementi e Composti Chimici 15
• 2.1 Legami Chimici . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 19
• 2.1.1 Teoria del Legame . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 27
• 2.2 Stati di Aggregazione della Materia . . . . . . . . . . . . . . . 38
• 2.3 Le Soluzioni . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 45
• 3 Equilibri Chimici 51
• 3.1 Equilibrio Acido-Base . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 54
• 3.2 Equilibri di Solubilità . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 60
• 4 Elettrochimica 63
• 4.1 Celle Elettrochimiche . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 64

1 Introduzione

La chimica è una branca della scienza che si occupa di studiare le proprietà della materia e le sue trasformazioni. La materia è qualunque cosa che abbia massa e che occupi uno spazio. Essa si può presentare in tre stati di aggregazione:

• Solido: Le particelle hanno un volume e una forma propri, sono disposte regolarmente nello spazio e non hanno possibilità di movimento.
• Liquido: Le particelle hanno poca libertà di movimento, hanno volume proprio e si adattano alla forma del contenitore.
• Aeriforme: Le particelle si muovono liberamente nello spazio, non hanno né forma né volume propri e sono comprimibili.

È bene notare che esistono anche le cosiddette mesofasi, ovvero stati della materia intermedi come ad esempio la fase liquido-cristallina.

Adesso, in base alle caratteristiche chimiche della materia, la classificheremo in due macro-gruppi:

• Sostanze pure: Hanno composizione fissa e caratteristiche proprietà fisiche ben distinte. Questo gruppo è ulteriormente suddivisibile in:
  • Elementi: Sono le sostanze più semplici di cui è composta la materia, perciò non sono divisibili.
  • Composti: Sono l’unione di due o più elementi in proporzioni definite, per questo motivo possono anche essere scomposti nei loro elementi base.
• Miscele: Sono la combinazione di due o più sostanze pure, dette fasi, in cui ognuna mantiene le sue caratteristiche. Anch’esse sono suddivisibili in due sotto-insiemi:
  • Eterogenee: Le proprietà di ciascuna fase non è costante in tutta la miscela.
  • Omogenee/Soluzioni: Le proprietà di ciascuna fase sono le stesse in ogni punto della miscela ed è possibile, attraverso opportuni metodi separare le fasi.

1.1 Evoluzione della teoria atomica

L’idea che la materia fosse costituita da particelle indivisibili nacque nell’antica Grecia per mano di un gruppo di filosofi detti atomisti che trovavano nel loro maggior esponente Democrito. Questa teoria venne però accantonata a favore della teoria deterministica di Platone e Aristotele. Essa, però, iniziò a svilupparsi verso la fine del XVII° secolo, con la scoperta delle tre leggi ponderali che regolano le proporzioni chimiche:

• Legge di Conservazione della Massa (Lavoisier, 1785): "Durante una reazione chimica la massa totale dei reagenti eguaglia quella dei prodotti."
• Legge delle Proporzioni Definite (Proust, 1799): "In un dato composto, il rapporto tra la massa degli elementi costitutivi è definita e costante."
• Legge delle Proporzioni Multiple (Dalton, 1805): "Se due elementi possono combinarsi in modo differenti, in maniera tale da formare altri composti, le quantità di uno che si combina con una quantità costante dell’altro sono sono legati da rapporti espressi con numeri interi."

Da queste leggi è stata dedotta la teoria atomica di Dalton, che si basa su quattro capisaldi:

• Ogni elemento è formato da minuscole particelle chiamate atomi.
• Gli atomi di uno stesso elemento sono identici, quelli di elementi diversi variano per caratteristiche e per massa.
• Gli atomi di un elemento non possono essere trasformati in quelli di un altro mediante reazione chimica.
• Un composto si forma quando atomi di più di un elemento si combinano in proporzioni definite.

Teoria atomica di Thomson

Il fisico inglese Joseph Thomson dimostrò l’esistenza, nel nucleo, di una particella carica negativamente, l’elettrone. Questa scoperta avvenne studiando i raggi catodici, un flusso di particelle creato facendo scorrere della corrente ad alta tensione da un catodo a un anodo, in un tubo al cui interno è stato creato il vuoto il vuoto, come mostrato in figura 1.

Figura 1: Tubo Catodico

Attraverso questo esperimento, Thomson dedusse che i raggi catodici avevano tre caratteristiche fondamentali:

• Sono deflessi da campi magnetici ed elettrici.
• Sono carichi negativamente.
• Si comporta come se fosse composto da particelle.

Per questo motivo concluse che i raggi catodici erano composti da elettroni, di cui riuscì a calcolarne il rapporto tra la massa e la carica.

Da queste premesse Thomson teorizzò il modello atomico del plum pudding (panettone) dove gli elettroni, carichi negativamente, sono immersi in una nuvola di cariche positive.

A completare le scoperte di Thomson fu il fisico Robert Millikan che, attraverso l’esperimento della goccia d’olio (figura 2), determinò la carica dell’elettrone, definita come carica elementare. Oltre a ciò scoprì che la carica è quantizzata, cioè è sempre un multiplo intero della carica elementare.

Figura 2: Esperimento di Millikan

Radioattività

Sfruttando le scoperte di Thomson e Millikan, verso la fine del XIX secolo si scoprì che alcune sostanze, se colpite da un raggio di elettroni potevano emettere delle radiazioni elettromagnetiche estremamente potenti, i raggi X. Questa caratteristica è detta radioattività e fu studiata inizialmente soprattutto dai fisici Wilhelm Roentgen, Henry Becquerel, Pierre e Marie Curie.

La vera svolta nello studio della radioattività si ebbe però con Ernst Rutherford che, facendo passare le radiazioni elettromagnetiche, ottenute sparando un fascio di elettroni contro un elemento radioattivo, attraverso due lastre cariche, scoprì tre tipi di radiazione elettromagnetica:

• Raggi α: Fascio di nuclei di He²⁺ e di carica positiva.
• Raggi β: Raggi di elettroni.
• Raggi γ: Radiazione elettromagnetica di carica complessiva neutra ad alta energia.

Rutherford allora, conscio delle sue scoperte, decise di fare un ulteriore esperimento. Si scelse di prendere una sorgente di raggi α e di scagliare le particelle contro una sottilissima lamina d’oro. Il risultato di questo esperimento fu che, la maggior parte delle particelle passava attraverso la lamina, ma un piccolo numero veniva deflesso significativamente. Questa scoperta portò a ipotizzare che il nucleo, contenente particelle positive dette protoni, fosse solo una minima parte dell’atomo, confutando il modello atomico di Thomson.

Si scoprì inoltre che il numero di protoni eguagliava sia il numero atomico, ovvero la posizione di un elemento sulla tavola periodica, disponendo tutti gli elementi in ordine decrescente rispetto al loro peso atomico, sia il numero di elettroni, in modo tale da mantenere l’elemento elettricamente neutro.

Così, nel 1910, Rutherford ideò il suo modello atomico che prevedeva una piccola regione centrale contenente i protoni denominata nucleo intorno alla quale ruotano gli elettroni.

A tutto ciò si aggiunse la scoperta del fisico James Chadwick che, poiché il peso atomico è pressoché il doppio del numero atomico, ipotizzò la presenza di particelle elettricamente neutre, ma di peso rilevante, i neutroni.

Caratteristiche degli atomi

L’atomo è la porzione più piccola di un elemento. In esso esistono tre principali particelle, dette subatomiche:

• Elettroni: Sono particelle dotate di carica negativa (−1,602 · 10⁻¹⁹) e massa di 9,11 · 10⁻²⁸.
• Protoni: Sono particelle contenute nel nucleo, di carica positiva (1,602 · 10⁻¹⁹) e con massa di 1,67 · 10⁻²⁴.
• Neutroni: Sono particelle elettricamente neutre contenute nel nucleo di massa 1,67 · 10⁻²⁴.

Per distinguere le caratteristiche a livello atomico di ogni elemento della tavola periodica esistono due numeri, figuranti vicino al simbolo (figura 3):

• Numero Atomico (Z): Esprime il numero di protoni nel nucleo.
• Numero di Massa (A): Esprime la somma del numero di neutroni e protoni nel nucleo, detti nucleoni.

Figura 3: Raffigurazione di un Elemento Chimico

Dalton pensava che atomi di uno stesso elemento avessero lo stesso peso, ma Rutherford, con l’esperimento del tubo catodico, scoprì che possono esistere varianti di elementi discordanti per il numero di neutroni, quindi per la loro massa, detti isotopi, i cui atomi sono detti nuclidi.

La differenza tra la massa di protoni e di neutroni è detta difetto di massa ed è associata alla forza del legame tra i nucleoni.

Fisica quantistica

Il modello di Rutherford aveva ottenuto solide evidenze sperimentali, ma, dal punto di vista teorico, mostrava alcune incongruenze con i principi della fisica classica, essendo il suo modello atomico altamente instabile.

Parallelamente si stavano svolgendo tre esperimenti che cambiarono la storia della fisica:

• Radiazione del Corpo Nero: Questo esperimento fu condotto da Planck nel 1900 prendendo un oggetto che fosse in grado di assorbire e riemettere tutti i tipi di onda elettromagnetica e, proprio per questa capacità, detto corpo nero. Secondo la fisica classica, l’intensità delle onde emesse dal corpo in seguito all’irraggiamento avrebbero dovuto aumentare con l’aumentare della frequenza, arrivando a ottenere delle onde elettromagnetiche di energia infinita, la cosiddetta catastrofe ultravioletta predetta dalle teorie di Rayleigh e Jeans. Sperimentalmente, però, i risultati non combaciavano, infatti Planck vide che, a una data temperatura, era presente un massimo d’intensità solo a precise lunghezze d’onda. Per spiegare questo fenomeno, ipotizzò che l’energia fosse quantizzata, cioè gli atomi potevano assorbire o riemettere energia solamente in modo discreto, attraverso dei quanti, contenenti un energia pari a:

(1) E = h · f

Dove h è detta costante di Planck e vale 6,63 · 10⁻³⁴ Js.

Figura 4: Radiazione del Corpo Nero

• Effetto Fotoelettrico: Questo fenomeno fu studiato da Albert Einstein nel 1905 e consiste nell’inviare delle onde elettromagnetiche contro una piastra metallica in modo tale da causare il distaccamento degli elettroni (figura 5). Secondo la fisica classica, all’aumentare dell’intensità del raggio incidente, sarebbe dovuta corrispondere una maggior velocità degli elettroni distaccatasi dal metallo, ma sperimentalmente si notava che ciò avveniva unicamente a determinate frequenze e in modo indipendentemente dall’intensità del fascio, che ne aumentava solo il numero di elettroni.

La frequenza di soglia era quella in grado di conferire al fotone una tale energia da battere il lavoro di estrazione, che dipendeva dal materiale usato. Ciò era anche confermato dalla legge di conservazione dell’energia:

(2) E_k = E_fotone − L₀

Da cui, esplicitando i termini:

(3) 1/2 · m · v² = h · f − e · V₀

Inoltre, sapendo che quando si fermano gli elettroni tutta l’energia cinetica si converte in energia potenziale, trovo il potenziale d’arresto (V_s), ovvero la minima differenza di potenziale da applicare per fermare gli elettroni:

(4) E_k = e · V_s ⇒ e · V_s = h · f − e · V₀

È stato inoltre dimostrato che, date una determinata frequenza e intensità, la corrente rilevata aumenta all’aumentare della differenza di potenziale applicata fino a un certo valore, oltre al quale diventa satura.

Questa teoria confermava l’esperimento di Planck della quantizzazione dell’energia, ma, inoltre, permise ad Einstein di introdurre il concetto del dualismo onda-particella della luce.

Figura 5: Effetto Fotoelettrico

• Effetto Compton: È un fenomeno che fu studiato per la prima volta da Arthur Compton e consiste nello scagliare dei fotoni contro della graffite per poi analizzare i risultati dell’interazione (figura 6). Secondo la fisica classica la luce, essendo un’onda, dovrebbe oltrepassare il bersaglio senza che avvengano significative variazione della sua frequenza; Compton, però, vide che si ottenevano due picchi, uno alla frequenza aspettata e l’altro a una frequenza minore di quella iniziale.

Una spiegazione a ciò è ottenibile ipotizzando un urto anelastico tra il fotone e l’elettrone, tenendo conto della conservazione dell’energia e della quantità di moto:

 h · f_i + m₀ · c² = h · f_f + m₀ · c² / √(1 − V²/c²)

h · f_i/c = h · f_f/c · cos φ + m₀ · V / √(1 − V²/c²) · cos θ

0 = h · f_f/c · sin φ + m₀ · V / √(1 − V²/c²) · sin θ  (5)

Dove φ e θ sono rispettivamente l’angolo di deflessione del fotone e dell’elettrone e m₀ e V sono la massa e la velocità finale dell’elettrone.

Risolvendo questo sistema otteniamo la seguente formula:

(6) Δλ = λ_f − λ_i = h/(m₀ · c) · (1 − cos φ) = λ_c · (1 − cos φ)

Da qui possiamo trarre delle osservazioni:

• La quantità h/(m₀ · c) è uguale a λ_c ed è detta lunghezza d’onda Compton.
• Se φ = 0 ± 2kπ allora il fotone non è stato deviato e la sua frequenza non cambia.
• Se φ = π ± 2kπ abbiamo il massimo effetto Compton e il fotone viene diffuso nella direzione opposta a quella di incidenza.

Dall’esperimento di Compton deduciamo il comportamento corpuscolare della luce che, cedendo energia durante l’urto, diminuisce la sua frequenza, aumentando la sua lunghezza d’onda.

Figura 6: Effetto Compton

Atomo di Bohr

A causa delle scoperte dell’inizio del XX secolo, divenne necessario modificare i modelli atomici preesistenti, a questo ci pensò il fisico danese Niels Bohr. Basandosi sugli spettri di emissione, aveva infatti creato un suo personale modello atomico basandosi su dei principi fondamentali:

• L’elettrone si muove intorno al nucleo centrale su un orbita circolare, in cui sono ammessi solo valori di raggio (R) ed energia, discreti dal valore di Rn², dove n è sempre un numero intero. Quando un elettrone giace naturalmente su queste orbite è in uno stato permesso detto stato fondamentale (E₀).
• Un elettrone, in assenza di energia radiante, tende a stare nel suo stato fondamentale, ma, in alcuni casi, l’interazione con la radiazione può provocarne lo spostamento verso un altro stato permesso detto stato eccitato (E₁).
• Il salto tra due stati permessi, n₀ e n₁, avviene se e solo se la frequenza della radiazione elettromagnetica assorbita rispetta la condizione di risonanza di Bohr:

(7) ΔE = E₁ − E₀ = h · f

Figura 7: Modello Atomico di Bohr per l’Idrogeno

Meccanica quantistica

Tenendo conto dell’esperimento di Young del 1801, che mostrava la natura ondulatoria della luce, e quello di Einstein del 1905 che, invece ne mostrava la natura particellare, non si poté che affermare che la luce potesse assumere un duplice comportamento a seconda delle situazioni.

In questo frangente emerse il fisico francese Louis De Broglie che ipotizzò, analogamente a quanto affermato per la luce, che l’elettrone avesse una doppia natura, corpuscolare e ondulatoria. Riuscì a dimostrare ciò in modo teorico, partendo dalle equazione dell’energia relativistica di Einstein e da quella di Planck:

(8) E = m · c² ∧ E = h · f

Uguagliando queste due equazioni ottengo:

(9) h · f = m · c² → h · c/λ = m · c²

Sapendo che la quantità di moto p è il prodotto di una massa per una velocità:

(10) h/λ = p ⇒ λ = h/p

In questo modo De Broglie è riuscito a ricavare la lunghezza d’onda di un elettrone a una determinata velocità.

Questa teoria venne confermata nel 1927 quando gli statunitensi Davisson e Germer, ricalcando l’esperimento della doppia fenditura di Young, dimostrarono sperimentalmente la natura ondulatoria dell’elettrone.

Nello stesso periodo, però, il tede