Chimica generale, Riassunto Guida

Le basi della chimica

Lavoisier: il principio di conservazione della massa

Lavoisier è considerato il padre della chimica moderna, intesa come disciplina scientifica la cui evoluzione è basata su fatti sperimentali, interpretabili e riproducibili. Lavoisier si concentrò sulle reazioni chimiche e riuscì a dimostrare il principio di conservazione della massa: la massa totale delle sostanze reagenti coinvolte in una trasformazione chimica è uguale alla massa totale delle sostanze prodotte per effetto di quella trasformazione e quindi in natura nulla si crea, nulla si distrugge, ma tutto si trasforma.

Esempio: se in un recipiente ermeticamente chiuso si fanno reagire 50,0 g di rame e 25,0 g di zolfo, si trova che la massa finale dopo tale reazione non cambia. La reazione può essere così scritta: Cu + S → CuS. Si osserva che da 50,0 g di rame e 25,0 g di zolfo si formano 75,0 g di CuS (solfuro di rame).

Proust: legge delle proporzioni definite

Un composto (formato da atomi di elementi diversi) è caratterizzato dall'avere rapporti ponderali (cioè di masse) definiti e costanti tra gli elementi che lo compongono.

Esempio: se consideriamo 100,0 g di ossido di rame (CuO), troveremo che essi contengono 79,8 g di rame e 20,2 g di ossigeno. Questo rapporto tra le masse di rame e ossigeno (che vale circa 4) è sempre lo stesso.

Nota bene: facendo reagire 79,8 g di rame con 30,2 g di ossigeno otterremo sempre 100,0 g di CuO perché 30,2 – 20,2 = 10,0 g di ossigeno sono in eccesso.

Dalton

Teoria atomica

Le leggi di Lavoisier e di Proust permisero a Dalton di proporre un modello sulla natura della materia basato sui seguenti postulati:

• La materia è formata da particelle piccolissime e indivisibili chiamate atomi.
• Gli atomi di uno stesso elemento sono tutti uguali tra di loro.
• Gli atomi di elementi diversi hanno masse differenti.
• Le reazioni chimiche consistono nella separazione e ricombinazione di atomi, ma nessun atomo di un elemento si trasforma nell’atomo di un altro elemento.
• Gli atomi si combinano tra di loro secondo rapporti definiti e costanti, espressi da numeri interi (ad esempio per formare una molecola di H₂O servono due atomi di H e un atomo di O).

Al giorno d'oggi è possibile comprendere come il postulato 1 sia parzialmente corretto: gli atomi infatti sono divisibili. Il postulato 2 è errato: in natura infatti esistono atomi di uno stesso elemento che hanno stesso numero di protoni ma differente numero di neutroni (isotopia). I restanti postulati sono corretti.

Legge delle proporzioni multiple (legge di Dalton)

Se due elementi reagiscono per dare origine a più composti, essi si combinano secondo rapporti ponderali diversi (in base al composto che formano). Per esempio, se ho gli elementi A e B questi si possono combinare in diversi composti con rapporti ponderali differenti: A + B → AB, 2A + B → A₂B, 2A + 3B → A₂B₃, ecc.

In particolare: Se un elemento A reagisce con un elemento B formando una serie di composti, le masse di A nei vari composti che reagiscono con una massa fissa di B, stanno tra di loro secondo numeri interi, generalmente piccoli.

Esempio: si considerino gli elementi azoto ed ossigeno: essi formano una serie di composti e precisamente N₂O, NO, N₂O₃, N₂O₄, N₂O₅. Nella tabella vengono riportate le quantità di ossigeno che reagiscono con una quantità fissa di azoto:

Come si può osservare, tali quantità stanno tra di loro secondo i rapporti 8: 16: 24: 32: 40, cioè secondo i numeri interi piccoli 1: 2: 3: 4: 5. Anche questa legge trova una spiegazione plausibile nei postulati della teoria atomica di Dalton. Infatti, la quantità fissa di azoto rappresenta un numero fisso di “atomi”, mentre le quantità di ossigeno intere e variabili nei vari composti indicano che gli atomi delle due specie reagiscono secondo rapporti interi di 1: 1, 1: 2, 1: 3 e così via.

Gay-Lussac

I limiti della teoria atomica di Dalton

La teoria atomica di Dalton presentava alcuni limiti. C’era per esempio ambiguità sul concetto di atomo e molecola: per Dalton la molecola (o “atomo composto”) era l’entità che si formava per reazione di due o più atomi di elementi diversi e non veniva preso in considerazione il fatto che anche atomi uguali possono unirsi formare delle molecole. Come conseguenza di ciò, secondo Dalton la formula dell’acqua era HO poiché egli riteneva che la molecola di tale composto contenesse solo un atomo di ciascuno dei due elementi. E per tale motivo si pensava che il peso atomico dell’ossigeno fosse 8 (se riferito a quello dell’idrogeno), mentre quello dell’idrogeno 1 perché nell’acqua sono contenuti 8g di ossigeno per ogni g di idrogeno.

Legge di Gay-Lussac

Il problema di ricavare le formule vere e quindi i pesi atomici dei vari elementi venne risolto grazie agli studi sui rapporti ponderali tra i volumi delle sostanze gassose. Gay-Lussac, misurando in condizioni di temperatura e pressione costante volumi di gas che reagivano tra di loro, trovò che le relazioni tra i volumi delle varie sostanze erano analoghe ai rapporti di combinazione tra le sostanze stesse.

Ad esempio:

• 1 volume di idrogeno + 1 volume di cloro = 2 volumi di cloruro di idrogeno
• 2 volumi di idrogeno + 1 volume di ossigeno = 2 volumi di acqua
• 3 volumi di idrogeno + 1 volume di azoto = 2 volumi di ammoniaca

La legge afferma: 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 secondo rapporti di numeri interi semplici.

Interpretazione dei risultati di Gay-Lussac: Avogadro

L’interpretazione corretta dei risultati di Gay-Lussac si ebbe grazie al principio di Avogadro: volumi uguali di gas misurati nelle stesse condizioni di temperatura e pressione contengono lo stesso numero di particelle.

Se si considera per esempio la reazione di formazione dell’ammoniaca: 3 volumi di idrogeno + 1 volume di azoto = 2 volumi di ammoniaca. I volumi diventano quantità di particelle. Viene facilmente spiegato poiché da tre molecole biatomiche di idrogeno ed una molecola biatomica di azoto si formano due molecole di ammoniaca, costituite da un atomo azoto e tre atomi di idrogeno (il numero di atomi si conserva quindi): 3H₂ + N₂ → 2NH₃.

Regola di Cannizzaro

Sebbene fosse geniale, l’ipotesi di Avogadro non fu accettata per molti anni. Solo successivamente Cannizzaro, avvalendosi della distinzione tra atomi e molecole, riuscì finalmente a determinare correttamente i pesi atomici degli elementi. La “Regola di Cannizzaro” afferma che: le varie quantità in peso di uno stesso elemento, contenute nelle molecole di sostanze diverse, sono tutte multipli di una stessa quantità, la quale è il peso atomico dell’elemento. Scegliendo la più piccola quantità in peso di ogni elemento contenuta nei pesi molecolari dei vari composti, fu possibile ottenere i pesi atomici relativi di quasi tutti gli elementi conosciuti.

Scala dei pesi atomici degli elementi

L'unità di massa atomica

La massa atomica (massa di un atomo) di un elemento è dell’ordine di grandezza dei 10^-22 - 10^-24 g. Per ovviare alla scomodità di lavorare con numeri così piccoli si è deciso di non fare riferimento ai grammi ma ai pesi atomici relativi, cioè all’unità di massa atomica che oggi si indica con Dalton.

La prima scala dei pesi atomici fa riferimento al fatto che l’idrogeno ha massa atomica pari ad 1. Successivamente, poiché quasi tutti gli elementi presenti in natura reagiscono con l’ossigeno, si decise di prendere come riferimento l’ossigeno invece dell’idrogeno. In particolare si prese come riferimento 1/16 della massa atomica dell’ossigeno (O = 1u.m.a. = 1/16 MA O₂). Dopodiché si convenne a scegliere come riferimento 1/12 della massa dell’isotopo del carbonio (C¹²).

1u.m.a. = 1,66 × 10^-24 g

Pesi atomici degli elementi

Il peso atomico dei vari elementi è un peso medio, in quanto si riferisce alla miscela naturale degli isotopi di quell’elemento. Bisogna quindi tenere conto della massa dei vari isotopi e della loro percentuale di presenza in natura. Il peso atomico è quindi una media pesata.

Esempio (quesito d’esame): determinare, motivando brevemente, il peso atomico del silicio, sapendo che tale elemento ha la seguente composizione isotopica naturale:

• Si²⁸ p.a. 27,977 uma 92,21%
• Si²⁹ p.a. 28,976 uma 4,70%
• Si³⁰ p.a. 29,974 uma 3,09%

PA Si = (92,21 × 27,977 + 0,047 × 28,976 + 0,0309 × 29,974) / 100 = 28,09 uma

Concetto di mole

Un concetto fondamentale è quello di mole, che è l’unità di misura nel SI della quantità di sostanza.

*Una mole è la quantità in grammi di una determinata sostanza che contiene un numero di particelle uguali al numero degli atomi presenti in 12,0000 g di C¹². Questo numero è uguale a 6,022 × 10²³ e viene chiamato numero di Avogadro: N_A = 6,022 × 10²³.

Esempio: una mole di elettroni è quella quantità in grammi che contiene 6,022 × 10²³ elettroni.

Quindi:

PESO ATOMICO (MOLE PESO MOLARE) (g/mol)

• Massa di un atomo espressa in u.m.a.
• Peso atomico o peso molecolare espresso in grammi
• Massa di una mole di atomi espressa in g/mol

Esempio: una mole di sodio (Na), il cui atomo è costituito da 22,99 uma, avrà una massa molare pari a 22,99 g/mol.

Formula chimica

La formula minima o empirica indica gli elementi che costituiscono il composto in esame e in che rapporto stanno tra loro tramite i numeri interi più piccoli possibili. La formula molecolare indica gli elementi che costituiscono il composto in esame e quanti atomi dei diversi elementi sono contenuti realmente nella molecola.

Esempio: il benzene ha formula minima CH e formula molecolare C₆H₆.

Esercizio 1

Un composto ternario costituito da H, S e O ha dato all’analisi la seguente composizione percentuale: H 2,06%, S 32,69%, O 65,25%. Calcolare la formula minima del composto.

1. Si prende come base di calcolo 100 g del composto e quindi si ricavano le masse:
• PERCENTUALE (%) MASSA (g)
• H 2,06 2,06
• S 32,69 32,69
• O 65,25 65,25
2. Per passare dalle masse alle moli sono necessari i pesi atomici che sono numericamente uguali ai pesi molecolari
• PESI ATOMICI (uma) PESI MOLECOLARI (g/mol)
• H 1,0079 1,0079
• S 32,066 32,066
• O 15,999 15,999
3. Si calcolano i numeri delle moli sfruttando la relazione n = m / M
• n (mol)
• H 2,044
• S 1,019
• O 4,078
4. Ricordando che la presenza degli atomi nelle molecole è espressa da numeri interi piccoli, per avere la formula minima si divide il numero di moli di ciascun elemento per il numero di moli minore e si ottengono quindi i rapporti atomici
• n (mol) Rapporti atomici
• H 2,044 2
• S 1,019 1
• O 4,078 4
5. La formula minima sarà H₂SO₄

Esercizio 2

Un composto ternario costituito da H, P e O ha dato all’analisi la seguente composizione percentuale: H 2,27%, P 34,80%, O 62,93%. Calcolare la formula minima del composto.

1. Si prende come base di calcolo 100 g del composto e quindi si ricavano le masse:
• PERCENTUALE (%) MASSA (g)
• H 2,27 2,27
• P 34,80 34,80
• O 62,93 62,93
2. Per passare dalle masse alle moli sono necessari i pesi atomici che sono numericamente uguali ai pesi molecolari
• PESI ATOMICI (uma) PESI MOLECOLARI (g/mol)
• H 1,0079 1,0079
• P 30,97 30,97
• O 15,999 15,999
3. Si calcolano i numeri delle moli sfruttando la relazione n = m / M
• n (mol)
• H 2,252
• P 1,124
• O 3,93
4. Ricordando che la presenza degli atomi nelle molecole è espressa da numeri interi piccoli, per avere la formula minima si divide il numero di moli di ciascun elemento per il numero di moli minore e si ottengono quindi i rapporti atomici
• n (mol) Rapporti atomici
• H 2,252 2
• P 1,124 1
• O 3,93 3,5
5. Moltiplicando per 2 per avere rapporti atomici interi, la formula minima sarà H₄P₂O₇

Esercitazione 30/03: moli e percentuali nei composti

Esercizio: moli

Qual è il numero di moli contenute in 10 g di CO₂? (P.A. C = 12 g/mol, P.A. O = 15,99 g/mol)

PM (C + O₂) = 12,01 + 2 × 15,99 = 44 g/mol

m(CO₂) = 10 g / 44 g/mol = 0,227 mol

Esercizio: percentuale in peso degli elementi in un composto

Calcolare la % in peso degli elementi contenuti in K₄Fe(CN)₆.

Esercizio d’esame: moli

Un fertilizzante è costituito per il 92% di solfato di ammonio (NH₄)₂SO₄. Quale è la massa di azoto presente in un campione di 10 kg?

La struttura dell'atomo

Faraday e la sua intuizione sulla natura elettrica degli atomi

Faraday fece una serie di esperimenti sull’elettrolisi e le sue scoperte sono riassunte nei seguenti punti:

• Una stessa quantità di elettricità deposita ad un elettrodo una massa costante di una data sostanza.
• La massa di diverse sostanze depositate, sviluppate come gas o portate in soluzione ad un elettrodo da una data quantità di elettricità, è proporzionale alla massa molare equivalente delle sostanze.

Ad esempio, se si fanno passare 10 A e come conseguenza di questo passaggio nella cella di elettrolisi si deposita del rame, la massa del rame deposta da questi 10 A è sempre costante. Questi due postulati sottolineano la natura elettrica della materia, la materia è costituita da particelle che possiedono una carica elettrica. Successivamente Stoney intuì che nella materia la particella elettrica fondamentale era l’elettrone.

Thomson

Determinazione della massa elettronica

Thomson effettuò degli esperimenti con i raggi catodici (fasci di materia che passano nei tubi catodici, in cui si ha il vuoto). Egli si rese conto che quando i raggi catodici venivano convogliati in un elettrodo di un elettrometro, questo assumeva una carica negativa. L’elettrometro più semplice è l’elettrometro a foglie; si ha la testa di uno spillo e nella parte inferiore dello spillo si ha una cerniera dove sono incernierate due fogli che inizialmente sono scarichi e stanno tutti e due verso il basso. Quando sulla testa di questo spillo venivano convogliati i raggi catodici Thomson si rese conto che questi due fogli divergevano perché si caricavano e assumevano la stessa carica (negativa).

Thomson quindi si rese conto che questi raggi catodici sono costituiti da entità che hanno le seguenti caratteristiche:

• Sono particelle dotate di massa.
• Sono particelle dotate di carica negativa.

Tali particelle erano uguali indipendentemente dal gas usato nella scarica (il tubo catodico è un tubo dentro il quale si ha il vuoto e si ha un gas di scarica tipo idrogeno, neon, azoto). Ciò lo portò a intuire che queste particelle sono un frammento universale della materia: sono gli elettroni, presenti in qualsiasi tipo di atomo.

Thomson riuscì a determinare il rapporto carica/massa (e/m) e trovò lo stesso risultato utilizzando due metodi. Con il primo metodo bombardò un elettrodo con raggi catodici e misurò sia la corrente all’elettrodo sia l’aumento di temperatura causato dal bombardamento. Poiché queste particelle non solo hanno una carica che carica l’elettrodo, ma hanno anche una certa massa, allora queste particelle avranno anche un’energia cinetica dovuta al movimento di queste masse. Nell’elettrometro, l’energia cinetica viene convertita in energia termica, aumentando la temperatura dell’elettrometro.

La carica raccolta sull’anodo durante l’esperimento è invece pari a Q, moltiplicata per la carica della singola particella:

Unendo le relazioni appena osservate: Q = Ne = W = 1/2mv²