Appunti di Chimica generale e inorganica

Lezione 1 – La materia

La chimica si occupa di studiare le proprietà e la struttura della materia e le sue trasformazioni. Si studia quindi la reattività delle sostanze. Vengono indagate a livello macroscopico e interpretate a livello microscopico. Lo scopo della chimica è prevedere le proprietà, la reattività delle sostanze e capire se c'è una correlazione tra le proprietà e la struttura della sostanza. Viene utilizzato il metodo scientifico: che partendo dal problema da studiare si basa su esperimenti, risultati e ipotesi arrivando poi a capire se l’ipotesi era giusta o no. Si osserva a livello macroscopico per poi concentrarsi sulla parte microscopica.

Stati di aggregazione

• Gas: particelle mobili, si muovono casualmente, no volume, no forma propria (prendono quella del contenitore).
• Liquidi: particelle mobili ma meno rispetto ai gas, infatti hanno un volume proprio ma non una forma (prende la forma del contenitore).
• Solidi: hanno una posizione fissa e rigida e presentano sia volume che forma propria. Sono incompressibili a differenza degli altri due stati.

Nonostante questi tre stati, la materia si può trasformare in un quarto stato: plasma. Ci si può arrivare tramite una ionizzazione dello stato gassoso.

La materia (è tutto ciò che possiede massa e volume, mentre una sostanza si divide in:

• Sostanze pure: composizioni fisse e costanti
  • Elementi chimici: non possono essere decomposti in sostanze più semplici.
  • Composti chimici: formati da più elementi e quindi possono essere scomposti negli elementi semplici.
• Miscele: formate da due o più sostanze pure che mantengono la loro identità chimica.
  • Miscele eterogenee: presentano diverse proprietà chimico-fisiche all’interno (diverse fasi).
  • Miscele omogenee: presentano le stesse proprietà in tutte le parti del campione.

Es. di separazione tramite metodi fisici (divisione tra sostanze pure e miscele). Vengono sfruttate le proprietà chimico-fisiche del campione: distillazione, filtrazione, cristallizzazione…

Lezione 2 – Tavola periodica

L’elemento sta ad indicare ciò che durante una trasformazione chimica rimane invariato. In questa trasformazione O₂ e H₂ non si conservano dato che vengono trasformati in acqua H₂O, mentre gli elementi H e O si conservano e li ritroviamo nei prodotti della reazione.

Numero atomico

Un elemento chimico è caratterizzato da un simbolo, un numero atomico Z e una posizione nella tavola periodica. Un atomo è costituito da protoni, neutroni e elettroni. Queste particelle determinano anche alcune delle proprietà dell’elemento. Protoni + neutroni = carico positivamente; elettroni = carico negativamente (hanno una massa circa di 3 ordini di grandezza inferiori rispetto al neutrone/protone). Il numero atomico corrisponde al numero di protoni nel nucleo e al numero di elettroni nell’atomo.

Tavola periodica

Ogni elemento sulla tavola periodica presenta il numero atomico (in basso a sinistra) e il numero di massa (in alto a sinistra). Il numero di massa corrisponde alla somma del numero di protoni + numero di neutroni. Tutti gli atomi di un dato elemento presentano lo stesso numero atomico ma non sempre lo stesso numero di massa: isotopi.

La tavola periodica è divisa tra gruppi (colonne) e periodi (righe). Gli elementi sono stati ordinati in base a Z e alle capacità combinatorie degli elementi stessi. Inoltre è suddivisa tra metalli, non metalli e metalloidi (semimetalli).

• Metalli: solidi (eccetto Hg), eccellenti conduttori, duttili, malleabili, formano leghe.
• Non metalli: solidi, liquidi, gas, isolanti elettrici.
• Metalloidi (semimetalli): sono un mix tra metalli e non metalli (hanno caratteristiche di entrambi).

Si divide in due parti: elementi dei gruppi principali (doppia numerazione) e elementi di transizione. Inoltre questa suddivisione è dovuta al fatto che gli elementi dei gruppi principali hanno proprietà che possono essere predette in base alla loro posizione nella tavola, mentre con gli elementi di transizione questo non può avvenire.

Prima della attuale tavola periodica, ne fu sviluppata un’altra da Dmitri Mendeleev nel 1892. Lasciò degli spazi vuoti per gli eventuali elementi che sarebbero stati scoperti (che egli riteneva esistenti). Oltretutto non c’erano ancora tutti gli elementi che conosciamo oggi ma erano già ordinati ma non nello stesso modo.

Gli elementi principali della crosta terrestre (in ordine decrescente): O, Fe, Ca, Mg, Na, K. Elementi principali nel corpo umano (per un adulto medio di 75 kg): O, C, H, N, Ca, P, Na, K… Da ciò possiamo vedere che alcuni elementi che sono presenti in grandi quantità sulla crosta nella biosfera non sono presenti (es. Si, Al). Questo è dovuto ai processi evolutivi che attraverso una selezione naturale degli elementi chimici ha provveduto a modificare la composizione della biosfera.

Si parla di biodisponibilità: è la frazione di una specie chimica che si rende disponibile per essere ingerita, inalata o comunque assimilata da un organismo vivente. Essa cambia in base alle condizioni in cui vive l’organismo e con l’evolvere dell’ambiente. Gli elementi più abbondanti nella biosfera sono quelli che vanno a costituire proteine, zuccheri, lipidi, basi azotate… Altri elementi che si trovano in quantità minime all’interno dell’organismo risultano essere essenziali per il funzionamento di tale organismo (es. determinano processi di controllo/trasmissione informazioni).

Elementi presenti nella biosfera

• Elementi principali: H, C, N, O…
• Macrominerali: Na, K, Mg…
• Elementi presenti in tracce: Fe, Zn, Cu.
• Elementi presenti in ultratracce: F, I, Se, Si…

Funzioni dei metalli nei sistemi

• Calcio: strutture ossee, stimolazione di processi nel corpo (es. coagulazione del sangue, digestione, cicli di fertilità e contrazione muscolare).
• Sodio, potassio, calcio: si occupano di messaggi di natura elettrica e tra le cellule.
• Sodio, potassio: mantenimento dell’equilibrio osmotico, funzionamento pompe ioniche.
• Magnesio: cattura la luce nella fotosintesi, trasferimento di gruppi fosfato (sintesi ATP).
• Ferro, rame: respirazione, fotosintesi, metabolismo ossidativo, trasporto ossigeno.
• Manganese: sviluppo di O₂ dall’acqua come sotto prodotto della sintesi clorofilliana.
• Zinco: sintesi DNA e RNA, attivazione acqua come gruppo uscente.
• Nichel e tungsteno: processi redox in enzimi di origine batterica.

Lezione 3 – Atomi

Teoria atomica

1. Democrito: conia il termine atomo (indivisibile), descrivendo per la prima volta un concetto completo e coerente. Dice che gli atomi sono immersi in uno spazio vuoto e che dal loro movimento ne derivano le cose (in modo meccanico).
2. Epicuro: aggiunge che gli atomi possono cambiare la loro traiettoria (cadendo) creando dei fenomeni imprevedibili; queste prime teorie atomiche sono puramente filosofiche siccome non viene utilizzato il metodo scientifico per provarle (esperimento).
3. Aristotele: nel medioevo viene accettata la sua teoria degli elementi (Aria, acqua, fuoco, terra). Questa teoria fu accettata di più siccome non risultava “atea” o comunque lontano dal pensiero cattolico.

L’ipotesi particellare implica l’esistenza del vuoto (tra una particella e l’altra non può esserci materia ma vuoto).

Evidenze sperimentali che dimostrano l’esistenza degli atomi

• Legge di Lavoisier: la somma delle masse dei reagenti è uguale alla somma delle masse dei prodotti (atomi indivisibili).
• Legge di Proust: il rapporto tra le masse degli elementi che si combinano in una reazione è costante, indipendentemente da come reagiscono.
• Legge di Dalton: quando due elementi si combinano fra loro per formare più di un composto, le masse di un elemento che si combinano con una data massa dell’altro elemento stanno fra loro in un rapporto esprimibile secondo numeri interi.

Questa legge prova in modo indiretto la natura discontinua della materia: l’unico sistema che può spiegare questa legge è quello formato da atomi di massa costante.

Formule chimiche

• Formula minima: elementi in proporzioni minime intere.
• Formula molecolare: elementi in proporzioni esatte.
• Formula di struttura: corrisponde alla disposizione spaziale.

Talvolta la formula molecolare può coincidere con la formula minima.

Ioni

• Cationi: eliminazione di elettroni (n+).
• Anioni: aggiunta di elettroni (n-).

Esperimenti

Esperienza di Thompson: scoperta degli elettroni. Thompson studia la natura dei raggi catodici e scopre che sono particelle cariche perché derivate da un campo elettrico. Usando un campo magnetico dimostra invece che tali particelle sono cariche negativamente (da come sono deviate). L’esperimento era formato da un tubo a raggi catodici (chiamato tubo di Crookes). Dal catodo viene emesso un fascio di raggi catodici, questi attraversano con una certa velocità il campo elettrico; qui le particelle subiscono una variazione della direzione. Da tale esperienza Thompson capisce che queste particelle erano uguali con tutti i tipi di materiali, avevano una massa ed erano costituite da carica negativa. Queste entità vengono chiamate elettroni. Riuscì anche a calcolare il rapporto carica massa dell’elettrone.

Esperienza di Millikan: misurazione della carica elettrone. Viene misurata la carica dell’elettrone mediante lo studio del moto di gocce nebulizzate ed elettricamente cariche all’interno di un apposito strumento. All’interno del contenitore vengono spruzzate delle gocce d’olio piccolissime (tramite nebulizzatore) che a causa della gravità scendono. Solo alcune gocce riescono a passare attraverso un piccolo foro collocato sulla superficie del contenitore. Sul fondo del contenitore vi sono le piastre di un condensatore (campo elettrico). Regolando con precisione la tensione delle piastre, la forza di gravità nelle gocce viene controbilanciata dall’attrazione dovuta alla piastra carica positivamente. Da qui, analizzando le varie forze agenti, si ottiene la carica dell’elettrone.

Confronto Thompson e Rutherford

• Secondo Thompson la massa e la carica sono distribuite in modo uniforme.
• Rutherford invece pensa che la massa e la carica siano distribuite in modo disuniforme (data la presenza di protoni e neutroni).

Attraverso l’esperimento della lamina d’oro di Rutherford si riuscì a calcolare il volume del nucleo (circa 1/100,000 del volume dell’atomo). Tale esperimento descrive l’atomo come un sistema complesso, costituito da particelle subatomiche positive e negative. Le cariche positive e negative non sono disposte uniformemente nello spazio, infatti le positive sono concentrate nel nucleo, mentre quelle negative formano la nuvola elettronica (circonda il nucleo); sistema definito “planetario”.

Atomo

Per convenzione le unità costituenti delle sostanze sono: sistema costituito da protoni, neutroni (+) ed elettroni (-). Tali particelle reagiscono tramite interazioni di tipo magnetico. È costituito da nucleoni, ovvero agglomerati di protoni e neutroni. La massa atomica praticamente coincide con la massa nucleare.

Moseley è colui che tramite varie misurazioni di energia determinò il numero atomico Z (n° protoni). Chadwick affermò l’esistenza dei neutroni (particelle neutre) per spiegare la differenza tra numero atomico e massa del nucleo. Ogni elemento ha un numero atomico Z e un numero di massa A. Non necessariamente un elemento ha sempre lo stesso A (ha sempre lo stesso Z); Z infatti identifica l’elemento. Mentre A identifica l’isotopo. Gli isotopi hanno lo stesso numero di protoni ma diverso numero di neutroni. Es. azoto 14 e azoto 15. Altri esempi di isotopi: carbonio 12 e carbonio 13, ossigeno 16, ossigeno 17 e ossigeno 18. Gli isobari hanno diverso numero di protoni e uguale numero di massa. La massa atomica viene espressa in u (dalton). Molto più comodo dato che nel SI corrisponderebbe a 10^-24 g.

Nuvola elettronica

Circonda il nucleo ed è costituita da elettroni in continuo movimento. È strutturata in modo disordinato e infatti le particelle si muovono casualmente. Le proprietà chimiche degli elementi dipendono proprio dalla nuvola elettronica. La reattività chimica comporta perturbazioni nella nuvola e non nel nucleo, infatti le reazioni nucleari non sono trasformazioni chimiche. È formata da due parti: il core (parte interna) e lo strato di valenza (parte esterna). Gli elettroni del core non vengono perturbati dai processi chimici. Quando due atomi si combinano tra di loro, lo strato di valenza è quello che si modifica.

Lezione 4 – Onde elettromagnetiche

La maggior parte delle informazioni sulla struttura elettronica degli atomi è stata ottenuta dallo studio della luce emessa o assorbita dalle varie sostanze presenti in natura.

Natura ondulatoria della luce

La luce è una radiazione elettromagnetica, ossia un’onda composta da un campo elettrico e un campo magnetico oscillanti e perpendicolari tra loro, che si propagano nello spazio. Un’onda è data dalla variazione periodica e regolare di una certa proprietà le cui caratteristiche sono lunghezza d’onda, frequenza, ampiezza e velocità di propagazione.

• Lunghezza d’onda (λ): la distanza tra due creste.
• Frequenza (ν): il numero di creste che si producono nell’unità di tempo (è l’inverso del tempo 1/t e si misura in cicli per secondo).

La lunghezza d’onda e la frequenza sono inversamente proporzionali e correlate alla velocità di propagazione (λν = c). Nella luce visibile, la lunghezza d’onda determina il colore; a lunghezze diverse corrispondono colori diversi. La luce visibile rappresenta solo parte dello spettro delle lunghezze d’onda. La parte destra contiene radiazioni ad alta frequenza e breve lunghezza d’onda, mentre la parte sinistra contiene radiazioni a bassa energia, bassa frequenza e ampia lunghezza d’onda. La luce visibile (in mezzo) costituisce uno specchio piccolissimo rispetto a tutte le radiazioni esistenti. Quando una luce bianca attraversa un prisma si decompone andando a formare radiazioni colorate (con diverse lunghezze d’onda). Fenomeno della rifrazione. Le onde reagiscono tra di loro dando origine a interferenze costruttive e distruttive (es. diffrazione).

Le onde elettromagnetiche sono delle oscillazioni del campo magnetico e elettrico che si propagano nello spazio alla velocità della luce (3 x 10⁸ m/s).

Teoria quantistica di Plank

1. Gli atomi e le molecole possono esistere solo in certi stati caratterizzati da quantità di energia ben definite. Quando atomi o molecole cambiano il loro stato assorbono o emettono quantità di energia esattamente uguali a quelle necessarie a raggiungere lo stato successivo (quanti).
2. La lunghezza d’onda della radiazione emessa è correlata a questa differenza di energia.
3. Gli stati energetici permessi possono essere descritti da una serie di numeri detti numeri quantici.

Effetto fotoelettrico

Dove un elettrone si stacca da un atomo metallico emettendo luce. Nel 1905, Albert Einstein propose una spiegazione audace a questo fenomeno. Secondo Einstein la quantità di energia E è contenuta in un pacchetto di luce secondo la relazione: E = hν dove h è la costante di Plank e ν la frequenza dell’onda. Un pacchetto di luce verrà poi definito fotone o quanto di luce avente energia E. Pertanto secondo questa ipotesi la luce ha una natura discreta. Nell’effetto fotoelettrico, l’elettrone si staccherà dall’atomo solo se colpito da un fotone avente energia.

Lo studio dell’emissione luminosa dei corpi riscaldati (M. Plank) e dell’effetto fotoelettrico (Einstein) porta a concepire che, insieme alla natura ondulatoria e perciò continua della luce (interferenza, diffrazione) debba essere considerata, per questi fenomeni, la sua natura discontinua e quantizzata. Il quanto di energia elettromagnetica (o fotone) ha energia.

Gli atomi di un elemento sollecitati energeticamente (o eccitati) emettono luce di lunghezze d’onda (colori) speciali, tipiche di ogni elemento. Ciò è connesso alla struttura elettronica degli atomi, esempio: fuochi d’artificio. I diversi materiali reagiscono diversamente in base alla struttura dei propri atomi. Gli stessi atomi possono assorbire le stesse frequenze che sono in grado di emettere (spettro di assorbimento).

Legge delle frequenze di Bohr

La spettroscopia atomica dimostra che l’atomo contiene elettroni in speciali (non casuali) livelli di energia. È cioè formato da livelli energetici discreti che costituiscono un sistema quantizzato. L’eccitazione comporta un assorbimento di energia con passaggio di elettroni ad un livello energetico superiore. L’emissione luminosa (spettri atomici) avviene col ritorno ad un livello inferiore e con emissione di fotoni luminosi.

Modello atomico di Bohr per l’atomo di H

1. L'elettrone si muove in orbite circolari intorno al nucleo secondo un moto descritto dalla fisica classica.