Chimica generale e stechiometria

Introduzione

Gli altri elementi potrebbero essere dei metalli che fanno parte di coenzimi e quindi risultano fondamentali per l’organismo. Infatti, dal punto di vista biologico risulta:

La chimica studia le proprietà e la struttura della materia. Essa si occupa di come due o più sostanze diverse interagiscono tra di loro per trasformarsi in sostanze diverse attraverso processi detti reazioni chimiche. Si occupa inoltre dell’energia termica, elettrica, meccanica o di altro tipo coinvolta nelle reazioni stesse.

Proprietà chimiche = relative alle trasformazioni che subiscono a livello delle loro particelle quando vengono a contatto con sostanze dalle proprietà opposte. [proprietà acide o basiche, ossidanti o riducenti]

Proprietà fisiche = non coinvolgono trasformazioni a livello di legami primari. [possono coinvolgere le interazioni tra due molecole uguali di non legame]

Il metodo scientifico è alla base di una buona teoria scientifica che deve avere le seguenti caratteristiche:

• Spiega i difetti delle teorie precedenti e le ingloba.
• Ha caratteristiche predittive.
• Spiega fenomeni complessi in termini di fenomeni più semplici.
• È elegante e semplice.

Le une e le altre sono di norma quantificabili e possono essere sottoposte a misure. Risultano inoltre essere propedeutiche alla biochimica ossia allo studio delle principali molecole di interesse biologico e il loro ruolo nelle cellule viventi.

Elementi essenziali per la vita

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Elementari. [questo numero è il valore della costante di Avogadro] [entità elementare si riferisce ad un atomo, una molecola, uno ione, un elettrone, qualsiasi altra particella o gruppo specifico di particelle]

Ogni misura è intrinsecamente affetta da una certa dose di incertezza legata al limite di precisione degli strumenti utilizzati e, talora, ai limiti nel controllo delle condizioni dell’esperimento.

Gli errori possono essere distinti in:

• Sistematici che possono e debbono essere rimossi con una accurata tecnica sperimentale.
• Casuali che non è possibile eliminare, ma se si ripete molte volte la misura i valori che si ottengono sono distribuiti attorno al valore più probabile secondo una curva di distribuzione gaussiana. (il valore più affidabile è il valor medio della distribuzione normale)

Il metodo sperimentale richiede di eseguire determinate misure. Una proprietà fisica o chimica è di norma quantificabile. Allo scopo di uniformare le unità di misura utilizzate in tutto il mondo, viene raccomandato l’uso delle unità stabilite dal sistema internazionale delle unità di misura (SI).

Cifre significative

Il numero che esprime la misura è costituito dalle cifre che ci è possibile leggere sulla scala dello strumento. Quali sono le cifre significative?

• Gli zeri che si trovano alla sinistra della prima cifra diversa da zero non lo sono, mentre quelli che compaiono tra due cifre diverse da zero o dopo la virgola sono significativi. Invece se compaiono dopo una cifra diversa da zero in un numero interno possono essere significativi o meno (quando li utilizzo usando la notazione scientifica).
• Le costanti matematiche si utilizzano con le determinate approssimazioni.

Grandezze fondamentali = a partire dal 2009 le definizioni delle grandezze fondamentali sono cambiate e sono tutte riferibili a costanti fisiche note con estrema precisione, ad esempio, si definisce mole la quantità di sostanza corrispondente a esattamente 6.02214076 x 10²³ entità.

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Notazione scientifica

Nei calcoli scientifici si usa scrivere i grandi numeri e piccoli come una cifra (da 1 a 9) seguita eventualmente da punto decimale e cifre successive e moltiplicata per la relativa potenza di dieci. Ad esempio: 3578 = 3.578 x 10³.

La precisione delle misure usate come dati di partenza nella derivazione di una grandezza derivata ne influenzano evidentemente la precisione.

Regole di propagazione delle cifre significative

• Nell’addizione e nella sottrazione si possono sommare e sottrarre solo numeri aventi le stesse unità di misura e il risultato deve essere scritto con un numero di cifre decimali pari alle cifre decimali del fattore che ne ha di meno. [la calcolatrice non fornisce tale calcolo preciso]
• Nei prodotti, divisioni, elevazioni a potenza o radici su grandezze diverse, il risultato va scritto con un numero di cifre significative uguale a quello del fattore che ne ha di meno.

Leggi ponderali

Legge di Lavoisier (1785): in una reazione la somma delle masse dei reagenti è uguale alla somma delle masse dei prodotti. In una reazione chimica la massa si conserva. (chimico francese)

Legge di Proust (1801) = legge delle proporzioni definite. Un composto chimico è formato da elementi sempre nella stessa proporzione in peso, indipendentemente da come sia sintetizzato.

Legge delle proporzioni multiple (1807) = John Dalton. Quando due elementi si combinano per formare più di un composto, il loro rapporto in peso in un composto diviso per il rapporto in peso in uno qualsiasi degli altri composti (con gli stessi elementi), è dato da una frazione espressa da numeri interi semplici. Questa legge è alla base della scrittura delle formule empiriche.

Teoria atomica di Dalton

1. Gli atomi degli elementi sono le particelle basilari della materia. Essi sono indivisibili e non possono essere né creati né distrutti (oggi conosciamo la fissione e la fusione).
2. Gli atomi di un dato elemento sono identici, avendo lo stesso peso e le stesse proprietà chimiche.
3. Gli atomi di elementi diversi si combinano tra di loro in rapporti di numeri identici per formare le molecole di composti.
4. Gli atomi di elementi diversi possono combinarsi in più di un rapporto di numeri interi semplici per formare più di un composto. [già con Democrito e Lucrezio troviamo una definizione pittoresca degli atomi]

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L’atomo

• Un atomo è costituito da un nucleo dove si addensano i neutroni ed i protoni, mentre attorno ad esso si muovono nello spazio gli elettroni.
• Date le caratteristiche delle particelle, la massa dell’atomo è concentrata nel nucleo.
• Il nucleo è carico positivamente, mentre gli elettroni creano nello spazio attorno al nucleo una nuvola di carica negativa.

[masse riferite a particelle isolate, altrimenti un atomo peserebbe di meno in quanto vi è dell’energia utilizzata per tenere più atomi insieme]

Periodicità degli elementi = elaborata da Mendeleev indica l’andamento delle caratteristiche degli elementi che variano con cadenza periodica. La tabella può essere letta in verticale (gruppi) o in orizzontale (periodi).

Numero atomico [Z]: numero dei protoni contenuti nel nucleo atomico e identifica univocamente un elemento.

Numero di massa [A]: numero totale dei nucleoni (protoni e neutroni) presenti nel nucleo di un dato atomo e identifica i vari isotopi di uno stesso elemento.

Isotopi: atomi dello stesso elemento (stesso Z) con diverso numero di neutroni quindi di A. Hanno le stesse proprietà chimiche, ma l’abbondanza naturale dei diversi isotopi sono differenti (la somma dell’abbondanza dei singoli isotopi deve far 100%).

Come funziona la radioazione

Il carbonio 14 è un isotopo radioattivo ossia dopo un determinato periodo di tempo decade (la sua presenza diminuisce) emettendo un elettrone e trasformandosi in azoto 14 (cambia la sua natura). L’isotopo viene prodotto costantemente nella troposfera ed entra nell’atmosfera principalmente sotto forma di CO₂, dove la sua concentrazione è costante.

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CO₂ entra nei cicli vitali degli organismi viventi, sia animali che vegetali. Pertanto, fino a che un organismo è in vita, la concentrazione di carbonio 14 al suo interno rimane costante. Al momento in cui l’organismo muore il carbonio 14 comincia a decadere e non viene più rimpiazzato; pertanto, la concentrazione nei resti dell’organismo diminuisce regolarmente nel tempo, seguendo la legge del decadimento radioattivo (consente di stimare l’età di un reperto).

Masse atomiche

La massa dei singoli isotopi è definita in rapporto alla massa dell’isotopo carbonio 12 (posta uguale a 12 per convenzione). Per definizione:

Masse atomiche relative dei singoli nuclidi sono leggermente inferiori a quelle della somma delle masse delle particelle isolate. Il difetto di massa è rintracciabile nella forza che è necessaria per tenere insieme le particelle in un nucleo (i protoni tenderebbero a respingersi), risulta un parametro relativistico: E = mc². Questa energia viene liberata nelle reazioni nucleari.

Solitamente nelle tavole periodiche si trova il numero di massa atomica media calcolate prendendo in considerazione le masse dei vari isotopi e delle loro abbondanze isotopiche. Un esempio di calcolo:

Le masse atomiche vengono misurate accuratamente tramite uno spettrometro di massa:

Miscele, composti, elementi

Miscele → composti → elementi.

Elementi sono sostanze formate da atomi dello stesso tipo. Gli elementi possono essere formati:

• Da singoli atomi isolati (ad esempio i gas nobili).
• Da un ben definito numero di atomi legati covalentemente (ad esempio O₂).
• Da un insieme continuo di atomi sempre legati in maniera covalente (ad esempio grafite).
• Da un insieme continuo di atomi legati con legame metallico (ad esempio ferro).

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12 g. [l’unità di misura della massa molare è g/mol]

Si definiscono forme allotropiche quelle strutture molecolari che pur avendo lo stesso tipo di atomo differiscono per il numero di atomi e per il modo in cui sono legati tra loro. [N_A particelle corrisponde ad una mole]

Queste grandezze permettono di scrivere un’equazione bilanciata non solo qualitativa:

Massa molecolare (peso molecolare) = somma delle masse atomiche della molecola.

Mole è la quantità di sostanza che contiene tante unità elementari (atomi, molecole, ioni) quanti sono contenute in 12 g esatti di carbonio 12.

n = moli.

Esercizio:

w = grammi.

PM = peso molecolare.

Numero di Avogadro [N_A] = 6.0221418 x 10²³ mol^-1.

Massa molare di qualunque sostanza è una quantità in grammi pari alla somma dei pesi atomici degli atomi di cui è composta. Per definizione il carbonio 12 ha massa molare di 12 g.

Esercizio:

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Deviazioni (in quanto la carica era spalmata su tutto l’atomo). Egli invece osservò invece poche deviazioni grandi e qualche rarissimo rimbalzo all’indietro. Un tale comportamento poteva essere spiegato solo se la parte caricata positivamente nell’atomo e contenente la quasi totalità della massa, fosse concentrata in una piccolissima frazione centrale del volume dell’atomo (nucleo). Il modello creato, definito planetario, venne in seguito (1913) criticato da Lorentz in quanto l’elettrone in orbita attorno al nucleo dovrebbe emettere un’onda elettromagnetica; quindi, il suo contenuto diminuirebbe e l’elettrone cadrebbe con moto a spirale sul nucleo in 10^-11 secondi.

Esercizio:

Modelli atomici

Nel 1904 Thomson, che negli anni precedenti studiando i raggi catodici aveva scoperto l’elettrone, propose un modello di atomo nel quale gli elettroni erano dispersi in una sfera di carica positiva tenuti assieme da attrazioni elettrostatiche. Questo modello viene a volte descritto come modello ‘a panettone’.

Nel 1913 viene proposto un modello da Bohr basato sulla fisica classica che introduce, come assiomi, concetti derivanti dalla nascente fisica quantistica. In questo modello all’interno del nucleo sono racchiuse le particelle positive e neutre mentre gli elettroni ruotano su orbite stazionarie. Viene inoltre stimato il raggio della prima orbita (0.529 A).

Postulati del modello atomico di Bohr:

1. L’atomo si trova normalmente in uno stato stazionario che non irradia energia.
2. Solo alcune orbite sono permesse all’elettrone.
3. L’atomo può assorbire o irradiare energia solo quando passa da uno stato stazionario ad un altro.

In un celebre esperimento del 1910 Rutherford inviò un fascio di particelle alfa (cariche positive) contro un sottile foglio d’oro. Se il modello di Thomson fosse stato corretto avrebbe dovuto osservare solo piccole deviazioni.

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Limiti della teoria:

1. Si parte dalla meccanica tradizionale e si arriva ad un modello fisico discontinuo introducendo assunzioni non dimostrate.
2. Il modello fornisce una spiegazione delle proprietà spettroscopiche dell’atomo di idrogeno ma non riesce ad interpretare gli spettri energetici degli altri elementi polielettronici (il contributo dell’energia cinetica è data dalla differenza E – V).

La soluzione dell’equazione non è un'unica funzione, ma una famiglia di funzioni d’onda che si distinguono per diversi valori di alcuni parametri [numeri quantici]. Non possiamo determinare la traiettoria dell’elettrone bensì la sua energia in base alla sua posizione. Quindi lo stato degli elettroni è governato da equazioni matematiche, le cui soluzioni ci permettono di calcolare la probabilità di trovare queste particelle in determinati punti dello spazio attorno al nucleo.

Nel 1927 viene introdotto il modello quantomeccanico che si basa sul principio di indeterminazione di Heinsenberg: per una particella di massa piccola (ad esempio un elettrone) non è possibile definire la sua traiettoria, cioè conoscere in ogni istante la posizione e la velocità della particella. Si introduce la probabilità di trovare un elettrone in una determinata zona.

Dualismo onda-corpuscolo di de Broglie:

1. A tutti gli oggetti in movimento con velocità v è possibile associare una lunghezza d’onda.
2. Quanto più piccolo è l’oggetto tanto maggiore è la lunghezza d’onda associata (e quindi sarà più esplicito il suo comportamento ondulatorio).

Nel 1926 Schrodinger sviluppò una equazione differenziale la cui soluzione è funzione della posizione dell’elettrone e della sua energia chiamata funzione d’onda. Il suo quadrato dà la probabilità di trovare la particella nel punto dello spazio di coordinate (x, y, z).

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Struttura atomica degli atomi

Probabilità di trovare l’elettrone in un determinato volume di spazio all’interno del nucleo (orbitali atomici).

La materia ha una doppia natura ondulatoria e corpuscolare.

Disposizione degli elettroni in tutti gli atomi (configurazione elettronica) mediante i numeri quantici.

Visione quantomeccanica =

1. Principio dell’indeterminazione di Heinsenberg: impossibilità di determinare simultaneamente la quantità di moto e la posizione dell’elettrone (probabilità);
2. Gli atomi e le molecole possono esistere solo in certi stati energetici. Per variare lo stato energetico deve emettere o assorbire energia;
3. L’energia emessa o assorbita per variare lo stato equivale all’energia del fotone emesso o assorbito durante la transizione.

ΔE=hν ΔE=hc/ λ

N.B) Può essere risolta solo per l’atomo di idrogeno in quanto è il più semplice, per gli altri vi sono solo soluzioni approssimate.

Numero quantico principale [n] = fornisce l’energia di un orbitale e la distanza media dal nucleo (energia è quindi in funzione dalla distanza) (per H questi valori sono solo in funzione di n).

< un insieme di orbitali caratterizzati dallo stesso valore di n viene chiamato livello.

n= 1,2,3,4, ……

Numero quantico angolare [l] = indica la forma del volume di spazio occupato dall’elettrone < uno o più orbitali con lo stesso valore di n e l costituiscono un sottolivello.

L’elettrone è trattato come un’onda stazionaria (non si propaga ma oscilla nel tempo) caratterizzata da una funzione onda tridimensionale [equazione di Schrodinger] = definisce:

• Energia dell’elettrone con una data (livelli energetici).

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Gli orbitali d [l=2] (tot. 5 orbitali - i singoli orbitari sono diversi tra loro e si sommano insieme).

Mi allontano sempre di più dal nucleo à numero quantico magnetico [ml] = indica quanti sono gli orbitali e il loro orientamento nello spazio: se l=1 ci sono valori di ml= -1, 0, 1.

Gli orbitali s [l=0] sono sfere di diverse dimensioni e racchiudono il 90% della densità elettronica totale di un orbitale (disposizione di probabilità radiale) - in particolare vi sono delle zone preferenziali caratteristiche per ciascun orbitale s (non sono sfere omogenee) à gli orbitali s sono unici, varia solo la dimensione a seconda del valore di n.

Se l=2 ci sono valori di ml=-2, -1, 0, 1, 2.

< elettroni con lo stesso valore di n, l, ml definiscono un orbitale (un orbitale può ospitare due elettroni).

Gli orbitali p [l=1] (tot. 3 orbitali) il volume ricorda un otto (insieme dei tre orbitali) e il centro si trova nell’intersezione delle linee del piano cartesiano (dato che sono diretti verso le tre componenti).

Numero quantico di spin [ms] = indica lo spin e rende conto delle proprietà magnetiche (se gira in un verso o nell’altro): può essere +1/2 o -1/2.

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Non esistono due elettroni che hanno lo stesso set di numeri quantici e un orbitale può.

L’elettrone è soggetto a due tipi di forze: quella attrattiva e stabilizzante esercitata dai protoni del