Appunti Chimica

1. Chimica

La chimica è lo studio delle proprietà delle sostanze e, in particolare, delle reazioni che le trasformano in altre sostanze. Essa fornisce dei percorsi per adottare le proprietà di sostanze esistenti a particolari applicazioni e per creare materiali completamente nuovi progettati fin dall’inizio per avere necessità o proprietà desiderate.

Materia

È uniforme? Si no dappertutto? Eterogenea omogenea. Può essere separata le fasi separate con metodi fisici? No sì. Miscela sostanza omogenea (acqua di mare, aria, ammoniaca). Può essere composta? Sì no. Elemento (oro, cloro, carbonio). Composto (acqua, cloruro di sodio, acido acetico). Decomposta in sostanze più semplici con metodi chimici?

Le miscele omogenee possono essere separate nei vari componenti che le costituiscono, attraverso metodi fisici, ovvero: fusione, cristallizzazione, ebollizione o dissoluzione; metodi che sfruttano le proprietà della materia, ovvero: il punto di fusione, punto di ebollizione, solubilità…

Le sostanze rappresentano quella materia che mediante procedimenti fisici non riesce ad essere separata in parti che hanno proprietà differenti.

Gli elementi sono delle sostanze che non possono essere composte in due o più sostanze più semplici con metodi chimici ordinari.

I composti invece, sono quelle sostanze contenenti due o più elementi, come l’acqua, che è un composto, poiché separabile in Idrogeno e Ossigeno. Avremo composti binari, ternari, quaternari, a seconda del numero degli elementi che lo costituiscono.

Caratteristiche delle sostanze

• Composizione: rappresenta, per sostanze elementari, il tipo di atomo; per quelle composte, i tipi di atomi e il loro rapporto numerico.
• Struttura: rappresenta il modo in cui gli atomi sono legati fra loro.
• Stato fisico (o di aggregazione): rappresenta la consistenza fisica delle sostanze, ovvero lo stato di aggregazione, che dipende dalle interazioni fra le particelle.

Le leggi fondamentali della chimica

• La legge di conservazione della massa
  In ogni procedimento chimico la quantità di materia prima e dopo il procedimento rimane la stessa. Il primo a stabilire questa legge fu un chimico francese, “Lavoisier”, che riuscì a mostrare che la somma delle masse dei reagenti era uguale alla somma delle masse dei prodotti.
• La legge delle proporzioni definite
  In un dato composto chimico i rapporti degli elementi di cui esso è costituito sono costanti indipendentemente dall’origine del composto e dal modo di preparazione.
  Esempio: il cloruro di Sodio contiene il 60,66% di cloro in massa, sia se viene ottenuto dall’acqua marina, dalle miniere di sale o per sintesi degli elementi.
  Questa legge fa eccezione per i composti non stechiometrici, la cui composizione varia con continuità a seconda del metodo di preparazione.
• La legge delle proporzioni multiple
  Quando due elementi formano più di un composto tra loro, le masse di uno degli elementi che si combinano con una massa uguale dell’altro elemento sono fra loro in rapporti dati da numeri interi e piccoli.
  Esempio: se consideriamo C e O, in condizioni diverse, avremo due composti diversi A e B. A contiene 1,333 g di O per 1,000 g di C, e B contiene 2,667 g di O per 1,000 g di C. Avremo che 2,667/1,333 = 2; con ciò possiamo dire che B contiene il doppio degli atomi di ossigeno rispetto ad A.

Dall’interpretazione di queste tre leggi, J. Dalton nel 1803 arrivò alla conclusione che la materia è discontinua, cioè formata da particelle e formulò la prima teoria atomica della materia.

Teoria atomica di Dalton

1. La materia non è continua, ma composta da particelle che non possono essere ulteriormente divise, né trasformate: gli atomi.
2. Gli atomi di un particolare elemento sono tutti uguali tra loro e hanno la stessa massa.
3. Gli atomi di elementi diversi hanno massa e proprietà differenti.
4. In una reazione chimica, tra due o più elementi, gli atomi, pur conservando la propria identità, si combinano secondo rapporti definiti, dando luogo a composti.

La legge di combinazione dei volumi

I volumi di due gas che reagiscono tra loro nelle stesse condizioni di temperatura e pressione, stanno con un rapporto dato da numeri piccoli e interi, così come è espresso anche il rapporto tra il volume di ciascun reagente.

→ 2V H₂ + 1V O₂ → 2V H₂O

→ 2V NO + 1V O₂ → 2V NO₂

Ipotesi di Avogadro

Volumi uguali di gas diversi, misurati nelle stesse condizioni di temperatura e di pressione, contengono lo stesso numero di particelle.

Atomo

È la parte più piccola della materia, che mantiene le proprietà dell’elemento da cui proviene, ovvero quelle particelle che non possono essere ulteriormente suddivise o trasformate.

↔ Atomi (elementi) ↔ Molecole (composti)

L’atomo a sua volta è costituito da:

U.M.A. = unità di massa atomica = 1,66 X 10^-24 g, 1/12 della massa dell’atomo di carbonio.

Nel 1897 Thomson scoprì l’elettrone, in quanto il suo esperimento consisteva nel far passare un flusso di raggi catodici o beta attraverso altre due placche caricate con segno opposto, e vide che il fascio di raggi, in parte veniva attratto dal lato della carica positiva, e quindi riusciva a dedurre che il fascio di raggi beta rappresentava un flusso di cariche negative che vennero chiamate “elettroni”.

Con questa sua scoperta, egli propose il primo modello fisico dell’atomo, immaginando che un atomo fosse costituito da una sferetta di materia caricata positivamente in cui gli elettroni negativi erano immersi.

Nel 1911 Ernest Rutherford formulò con il seguente esperimento: bombardò con particelle alfa, nuclei di elio caricate positivamente, una sottilissima lamina oro. La maggior parte dei proiettili attraversò l’ostacolo, ma alcune tornarono indietro, inoltre vennero fortemente deviate nella loro traiettoria, come se fossero passate vicino ad un corpo con la stessa carica positiva.

Ne scaturì la seguente teoria:

• La massa dell’atomo non è distribuita uniformemente, come sosteneva Thomson, ma è concentrata in una piccola zona, il nucleo atomico, carico positivamente.
• Gli elettroni, leggerissimi, occupano tutto lo spazio intorno al nucleo e ruotano intorno ad esso su orbite circolari, come i pianeti intorno al sole.

Spettrometria di massa

È un metodo molto accurato per la determinazione delle masse atomiche, e portò alla scoperta di ulteriori particelle subatomiche in aggiunta a elettroni e protoni. Il metodo prevedeva la rimozione di elettroni da ciascun atomo, ottenendo così ioni (+), che venivano accelerati da un campo elettrico, e quindi fatti passare attraverso un campo magnetico.

In base al raggio di curvatura delle traiettorie delle particelle, è possibile individuare le specie di particelle con massa differente. Questo metodo, esercitato su un elemento gassoso puro, es. neon, portò alla scoperta di atomi dello stesso elemento che differiscono solo per la loro massa relativa. Altri esperimenti dimostrarono le stesse proprietà chimiche, per cui ricoprono lo stesso posto nella tavola periodica. Queste differenti forme vengono chiamate isotopi.

Molti elementi naturali hanno più di un isotopo naturale, per cui si può dire che gli elementi in natura sono delle miscele di più isotopi, con massa differente ma con stesse proprietà chimiche, rivelando errata la seconda ipotesi di Dalton.

Le masse atomiche relative degli elementi che si trovano in natura possono essere ottenute come media delle masse degli isotopi di ciascun elemento, ponderate in funzione delle loro percentuali di abbondanza.

Esempio: Carbonio, che ha solo 2 isotopi stabili in natura.

¹²C 12,000 X 0,98 = 11,867, massa atomica relativa di C.

¹³C 13,0033 X 0,01 = 0,144 / 12,011 → 12.

La massa atomica viene misurata nella scala ¹²C, poiché, nel 1961, un accordo internazionale assegnò il valore esatto di 12 alla massa relativa del ¹²C.

La massa atomica relativa di un isotopo è molto vicina ma non esattamente uguale al numero di massa, eccetto ¹²C. Infatti ¹³C ha massa atomica relativa pari a 13,003354.

Il nucleo più piccolo è quello dell’atomo di idrogeno ovvero il protone, ne ha solo uno, bilanciato dalla stessa quantità di elettroni.

Numero atomico: n° protoni = n° elettroni.

Alcuni elementi contengono Z volte la carica del protone, però le loro masse sono superiori a 0 volte la massa del protone, come ad esempio l’elio che ha Z = 2 ma la massa è circa quattro volte quella del protone. Rutherford suggerì che il nucleo potesse contenere una particella neutra: il neutrone, con una massa pari a quella del protone.

Numero di massa (A) = Z + N = n° protoni + n° neutroni A Z.

Gli atomi sono caratterizzati da Z e A infatti gli elementi si esprimono con X.

Gli isotopi sono atomi della stessa specie chimica, cioè che hanno lo stesso valore di Z, ma diverso valore di A. Idrogeno, Deuterio, Trizio, sono tutti membri della famiglia di isotopi dell’idrogeno che variano nel numero di neutroni rispettivamente 0, 1, 2.

Modello atomico di Bohr

La teoria di Bohr si ispira al modello atomico planetario di Rutherford, assumendo che un elettrone si muovesse su un’orbita circolare intorno ad un nucleo fisso. La fisica classica prevedeva che l’elettrone in movimento emetteva una frequenza crescente e finisse con un moto a spirale sul nucleo.

Bohr aggirò questo problema semplicemente postulando che solo certe orbite siano permesse, e che della luce veniva emessa e assorbita solo quando l’elettrone saltava da un’orbita stabile all’altra. Con ciò voleva giustificare l’esistenza di atomi stabili, dato che era un dato sperimentale inconfutabile.

Il passo successivo fu l’asserzione che il momento angolare dell’elettrone fosse quantizzato, comportando come diretta conseguenza la presenza di orbite discrete e di energie quantizzate. Tale modello permette di costruire un diagramma energetico a livelli discreti per l’atomo con un solo elettrone.

Il primo stato viene definito come stato fondamentale ed è quello ad energia più bassa, dove gli elettroni trascorrono la maggior parte della loro vita. Tutti gli altri stati al di sopra di quello fondamentale, vengono definiti stati eccitati ed hanno energia più alta.

Un elettrone per passare da uno stato fondamentale ad uno stato eccitato, ha bisogno di un’energia quantizzata pari a E = hc/λ, per cui l’atomo assorbe energia. Per passare da uno stato eccitato allo stato fondamentale, per la conservazione dell’energia, l’atomo emette un’energia pari a quella assorbita per consentire all’elettrone di arrivare a quello stato.

Per cui la radiazione assorbita dall’atomo per arrivare allo stato eccitato e la radiazione emessa per tornare allo stato fondamentale hanno la stessa lunghezza d’onda, infatti corrisponderanno le stesse linee dello spettro.

Spettro = insieme delle frequenze delle radiazioni elettromagnetiche emesse o assorbite dagli elettroni di un atomo.

Ogni atomo è caratterizzato da uno spettro di emissione e uno di assorbimento.

Spettro di emissione: insieme delle frequenze delle radiazioni elettromagnetiche emesse da un atomo che da uno stato eccitato passa a quello fondamentale, avremo uno spettro tutto nero, tranne in corrispondenza delle lunghezze d’onda emesse dall’atomo, che saranno delle linee verticali. Quindi avremo delle linee colorate che si sovrappongono all’intero spettro scuro.

Spettro di assorbimento: con spettro di assorbimento identifichiamo l’insieme delle frequenze assorbite da un atomo che viene eccitato, per cui avremo l’intero spettro, tranne quelle lunghezze d’onda assorbite dall’atomo. Si generano di conseguenza sovrapposizione di linee scure, zone d’ombra, e lo spettro colorato.

Ogni spettro è caratteristico dell’elemento che si considera dato che esso è in funzione del numero di elettroni.

De Broglie

De Broglie, colpito dalla scoperta della doppia natura della luce: ondulatoria e corpuscolare, ipotizzò che anche la materia si comportasse in questo modo. Infatti, definì l’elettrone come una particella in movimento a cui associa un moto ondulatorio con lunghezza d’onda lambda definito come il rapporto della costante di Plank e il prodotto della massa dell’elettrone per la sua velocità.

Le diverse forme delle onde, con energia diversa, vengono chiamati orbitali. Nell'atomo le variazioni energetiche sono il risultato del trasferimento dell’elettrone da una configurazione d’onda con un'energia ad un’altra con diversa energia.

Inoltre, secondo la meccanica quantistica non è possibile affermare con certezza la posizione di un elettrone, infatti gli orbitali non indicano una traiettoria ben precisa ma riflettono sulla probabilità di trovare o meno elettroni in una determinata zona.

Per descrivere l’energia, la grandezza, la forma e l’orientamento degli orbitali sono stati messi a disposizione dei numeri quantici n, l, m.

n = numero quantico principale, assume i valori da 1 a 7. Indica i diversi livelli, rappresentati dalle linee orizzontali della tavola periodica, in cui è possibile trovare gli elettroni. All’aumentare di n aumenta non solo la distanza dal nucleo ma anche l’energia dell’orbitale.

l = numero quantico secondario, assume valori da 0 a n-1, determina la forma dell’orbitale.

Suddivide anche gli orbitali in sottolivelli dove se l è uguale a 0 avremo l’orbitale “s”, se l è uguale a 1 avremo l’orbitale “p”, se l è uguale a 2 avremo l’orbitale “d”, se l è uguale a 3 avremo l’orbitale “f”.

m = numero quantico magnetico, di valore 2l+1, descrive l’orientamento degli orbitali.

In poche parole, n determina il volume effettivo, l determina la forma ed m determina il numero degli orbitali della stessa forma. Inoltre, orbitali aventi n ed l uguali vengono detti degeneri.

ms: numero quantico di spin (-½, ½), indica la rotazione dell’elettro attorno al proprio asse in modo orario o antiorario. Gli elettroni dello stesso orbitale non possono avere lo stesso spin.

2. Aufbau

Regole per definire la configurazione elettronica

• Gli elettroni tendono ad occupare orbitali ad energia più bassa possibile.
• Principio di esclusione di Pauli: non esistono in un atomo due elettroni aventi tutti e 4 numeri quantici uguali.
• Regola di Hund: in presenza di orbitali degeneri vuoti, gli elettroni tendono ad occuparli singolarmente con lo stesso spin.

Per configurazione elettronica si intende la disposizione degli elettroni di un atomo nei diversi orbitali.

Se prendiamo in esame l’ossigeno (Z = 8) la sua configurazione elettronica sarà 1s² 2s² 2p³.

La tavola periodica

La tavola periodica è organizzata in modo tale da fornire le proprietà fisiche e la reattività chimica degli elementi, e si basa sulla “legge periodica” ovvero che le proprietà chimiche degli elementi sono funzioni periodiche del numero atomico Z.

Essa si divide in 7 righe orizzontali chiamati periodi, che corrispondono al riempimento degli orbitali di un livelli, pari ad “n”, numero quantico principale. Le colonne verticali rappresentano i gruppi, gli elementi appartenenti ad uno stesso gruppo presentano una stessa configurazione elettronica del livello più esterno di un atomo.

La prima tavola periodica risale al 1869, quando Mendeleev rappresentò gli elementi elencandoli in ordine di peso atomico. Fece in modo che nelle stesse colonne risultassero elementi dalle proprietà simili e riuscì a prevedere anche alcuni elementi da scoprire per le caselle rimaste vuote, dichiarandone in anticipo il peso atomico e le proprietà come il gallio.

Oggi nella tavola periodica l’ordine degli elementi è dato dal numero atomico (Z) e la classificazione in gruppi e periodi corrisponde alla struttura elettronica degli atomi.

Vi sono 8 gruppi di “elementi significativi” o principali, indicati con la lettera (A), e 10 gruppi di elementi metallici di transizione, indicati con la lettera (B). Gli elementi che vanno dal 57 al 71 sono chiamati lantanidi e quelli che vanno dal 89 a 103 sono chiamati attinidi.

La classificazione è basata sulla similarità delle proprietà chimiche e fisiche per cui si dividono in “metalli”, elementi costituiti da bassa affinità elettronica per l’elettrone e basso valore di energia di ionizzazione, e non metalli in base alla presenza delle seguenti caratteristiche: conducibilità termica e elettrica, strutture cristalline compatte, malleabilità e duttilità.

• I metalli alcalini, elementi del primo gruppo, sono dei metalli teneri e formano composti con il cloro in rapporto 1:1, e reagiscono con l’acqua per liberare idrogeno.
• I metalli alcalino-terrosi, secondo gruppo, reagiscono con il cloro in rapporto 1:2.
• Gli elementi del 6° gruppo, i Colcogeni, formano composti 1:1 con i metalli alcalino-terrosi e composti 2:1 con quelli alcalini.
• Gli elementi del 7° gruppo, gli alogeni, differiscono per le proprietà fisiche, infatti, F e Cl sono gassosi, Br è liquido e I solido, ma hanno lo stesso comportamento chimico. Ogni metallo alcalino si combina con un alogeno in un rapporto di 1:1 e prende il nome di alogenuro alcalino.