Chimica

Chimica generale

Tavola periodica degli elementi

La Chimica è lo studio della materia, delle sue proprietà e trasformazioni chimico-fisiche e delle variazioni di energia che accompagnano questi processi. La materia è tutto ciò che è dotato di massa e occupa spazio. I cambiamenti che la materia subisce comportano sempre un guadagno o una perdita di energia. Lo studio della chimica riguarda la materia, l’energia e le loro interazioni.

La biochimica è lo studio della vita a livello molecolare e dei processi ad essa associati (la replicazione, la crescita e la respirazione).

La Chimica organica è lo studio dei composti organici, ossia di quella parte della materia che è costituita da carbonio ed ossigeno (i chimici organici si occupano delle sintesi di farmaci, plastiche, solventi…).

La chimica inorganica è lo studio di quella parte della materia costituita da tutti gli elementi chimici diversi dal carbonio e dall’ossigeno e dalle loro combinazioni.

La chimica analitica si occupa dell’analisi della materia per determinare la composizione qualitativa e quantitativa, determinazione di sostanze tossiche nell’aria, nelle acque, sviluppo di metodi per rilevare droghe, veleni e farmaci nei fluidi biologici.

La chimica fisica spiega il comportamento della materia, sviluppando modelli teorici che aiutano a comprendere i modelli chimici.

I confini tra le scienze tradizionali sono gradualmente svaniti, i medici, i fisici, i tecnici biomedici usano terapie che richiamano elementi di tutte le discipline.

Le sostanze pure sono quelle parti della materia che hanno una distribuzione omogenea e sono definite da un solo tipo di particelle.

Le miscele vengono definite come un insieme fisico di due o più sostanze e possono essere:

• Omogenee, se la sua composizione è uniforme e le sue parti non sono distinguibili (ad esempio l'acqua);
• Eterogenee, se la sua composizione non è uniforme e nel complesso sono distinguibili delle parti diverse tra loro (es. una lastra di granito).

Materiali isotropi: gli elementi, i composti e le miscele omogenee.

Materiali anisotropi: le miscele eterogenee (miscugli).

Isotropia: in fisica, la proprietà di un corpo di essere isotropo, cioè di presentare le stesse proprietà fisiche in tutte le direzioni.

La struttura atomica

L’atomo è la più piccola parte della materia che mantiene le proprietà chimiche del materiale che va a costruire. È costituito da particelle pesanti (protoni e neutroni, il loro insieme è detto nucleoni) e da particelle di massa quasi trascurabile, gli elettroni.

La massa di un elettrone è circa 2000 volte più piccola di quella di un protone o un neutrone (1,67 • 10^-24 g). Le particelle pesanti si trovano in una zona centrale dell’atomo denominato nucleo mentre gli elettroni vanno ad occupare lo spazio intorno ad esso.

Pertanto, la massa della materia è dovuta alla presenza di protoni e neutroni nell’atomo mentre il volume della materia è dovuto essenzialmente alla presenza degli elettroni. Le particelle sub-atomiche si differenziano anche per la loro carica (protoni + ed elettroni -).

I neutroni hanno la proprietà di bilanciare la forte repulsione elettrostatica che si verifica tra i protoni di un atomo, visto che essi si trovano nello spazio nucleare, molto più ristretto rispetto a quello a disposizione degli elettroni. I protoni hanno invece la proprietà di “trattenere” all’interno di un atomo, i propri elettroni mediante attrazione elettrostatica.

Il numero atomico (Z)

Ogni elemento è caratterizzato da un proprio simbolo e da un fisso, il numero atomico (Z). Il numero atomico di un elemento è un numero intero che indica il numero di protoni presenti nel nucleo. Nel caso di un atomo allo stato fondamentale rappresenta anche il numero di elettroni posseduti dall’atomo. Il numero atomico identifica univocamente un elemento. Non esistono due elementi diversi con lo stesso numero atomico.

Il numero di massa (A)

Il numero di massa di un elemento è un numero intero che indica il totale del numero di protoni e di neutroni presenti nel nucleo. Possono esistere due elementi diversi con lo stesso numero di massa in quanto presenteranno un diverso contenuto di neutroni. Il numero di massa si indica con la lettera A.

Il numero atomico Z e quello di massa A vengono riportati nel simbolo dell’elemento rispettivamente come pedice e apice alla sinistra del simbolo. (¹⁶₈O: Z = 8, A = 16)

Gli isotopi

Esistono atomi dello stesso elemento con lo stesso numero di protoni (stesso Z) ma con diverso contenuto di neutroni (diverso A). Tali atomi vengono definiti isotopi. Gli isotopi hanno quindi stesso numero atomico ma diverso numero di massa.

Isotopi dell’idrogeno (Z = 1): ¹₁H Idrogeno (A = 1), ²₁H Deuterio (un neutrone, A = 2), ³₁H Tritio (due neutroni, A = 3).

La massa atomica

La massa atomica assoluta (m.a.a.) indica la massa di un atomo dell’elemento considerato.

La massa molecolare assoluta (m.m.a.) indica la massa di una molecola del composto considerato.

Esse (m.a.a. e m.m.a.) sono direttamente correlate alla massa dei nucleoni, ma sono troppo piccole per essere determinate sperimentalmente.

Sono stati introdotti i concetti di:

• Massa atomica relativa (m.a.r.)
• Massa molecolare relativa (m.m.r.)

La massa atomica relativa (m.a.r.) e la massa molecolare relativa (m.m.r.) vengono riferiti alla unità di massa atomica di riferimento (u.m.a.).

1 u.m.a. corrisponde alla dodicesima parte della massa di un atomo dell’isotopo 12 del carbonio (¹²C). Corrisponde a 1,6605 • 10^-27 Kg C (leggermente meno della massa di un protone o un neutrone).

La massa atomica relativa (m.a.r.) e la massa molecolare relativa (m.m.r. o M_r) sono numeri che indicano quante volte un atomo o una molecola sono più pesanti dell’unità di massa di riferimento. Vengono generalmente (ed erroneamente) definiti peso atomico e peso molecolare.

La massa atomica relativa non è mai un numero intero. Ciò è dovuto alla presenza degli isotopi naturali.

Esempio:

Cloro (Cl) Z = 17

³⁵Cl   ³⁷Cl

Abbondanza relativa 0,757714   0,242290

m.a.r. 34,96885   36,96590

34,96885 u.m.a. • 0,757714 = 26,49625   36,96390 u.m.a. • 0,242290 = 8,95647

Massa atomica media 26,49625 + 8,95647 = 35,45272 u.m.a.

Esercizi

Calcolare la massa atomica media dell’ossigeno (Z = 8) sapendo che esistono in natura tre diversi isotopi con queste caratteristiche:

¹⁶O (15,9949 u.m.a; 99,759%); 15,9949 u.m.a (0,99759) = 15,9563 +

¹⁷O (16,9991 u.m.a; 0,037%); 16,9991 u.m.a (0,00037) = 0,0063 +

¹⁸O (17,9920 u.m.a; 0,204%). 17,99759 u.m.a (0,00204) = 0.0367 = 15,9993 massa atomica media.

Esercizi: la massa atomica relativa media del boro (⁵B) è pari a 10,812 u.m.a. e l’80% di questo elemento è costituito dall’isotopo ¹¹B con massa atomica relativa di 11,009 u.m.a. Ammettendo l’esistenza solo dell’altro isotopo ¹⁰B, quale sarà la massa atomica relativa di tale isotopo?

Massa atomica media = 10,812

Abbondanza relativa ¹¹B = 80/100 = 0.8

Abbondanza relativa ¹⁰B = 20/100 = 0.2 (sono solo due isotopi quindi 100-80)

11,009 u.m.a (0,8) + x (0,20) = 10,812 u.m.a

8,8072 + x (0,20) = 10,812

x (0.20) = 10,812 - 8,8072

x (0.20) = 2,0048

x = 2,0048/0.20 = 10,024 u.m.a

Basi del modello atomico

• Teoria di De Broglie
• Principio di indeterminazione di Heisenberg (non è possibile determinare contemporaneamente la velocità e la posizione nello spazio di un elettrone)

Struttura elettronica degli atomi

Un orbitale atomico viene definito come la regione di spazio intorno al nucleo dove è maggiore la probabilità di trovare l’elettrone. Un orbitale atomico è definito da tre numeri quantici (n, l, m) che rappresentano la conseguenza matematica dell’equazione di Schrodinger. L’elettrone è poi caratterizzato da un quarto numero quantico (s) associato al moto di spin dell’elettrone.

Numero quantico principale n

• Determina il livello energetico dell’elettrone.
• Assume qualsiasi valore intero positivo (1, 2, 3, …).
• Più è piccolo, più gli elettroni sono vicini al nucleo.
• Più è grande maggiore è l’energia.
• Più è grande maggiore è la dimensione dell’orbitale.

Orbitali con lo stesso numero quantico n sono detti appartenere allo stesso strato (o livello) elettronico.

Il numero massimo di elettroni per ogni strato è pari a: 2n²

Numero quantico secondario l

• Definito anche azimutale o angolare.
• Distingue la diversa forma di orbitali con identico n.
• Può assumere tutti i valori interi compresi tra 0 e n-1.

Orbitali con lo stesso numero quantico l hanno la stessa forma e sono detti appartenere allo stesso sottolivello. Ad esempio, per n = 3 si possono avere tre tipi di orbitali distinti dai valori di l pari a:

n-1 = 2, l = 0, 1, 2

I diversi sottolivelli sono indicati con le seguenti lettere:

l   0   1   2   3   4

Sottolivello   s   p   d   f

Gli orbitali vengono indicati scrivendo prima il numero principale n (1, 2, 3,.) e poi la lettera corrispondente al numero quantico l (s, p, d, f, …).

Per n = 1 si può avere l = 0, sottolivello 1s.

Per n = 2 si può avere l = 0, sottolivello 2s; l = 1, sottolivello 2p.

Per n = 3 si può avere l = 0, sottolivello 3s; l = 1, sottolivello 3p; l = 2, sottolivello 3d.

Per n = 4 si può avere l = 0, sottolivello 4s; l = 1, sottolivello 4p; l = 2, sottolivello 4d; l = 3, sottolivello 4f.

Numero quantico magnetico m_l

• Definito anche del momento magnetico.
• Determina l’orientazione spaziale di orbitali con n e l definiti.
• Identifica il singolo orbitale in un sottolivello.
• Può assumere tutti i valori interi compresi tra -l e +l incluso lo 0.

Orbitali con lo stesso l ma diverso m_l hanno la stessa forma ma diversa orientazione spaziale. Per un dato l sono possibili 2l+1 orientazioni diverse.

Numero quantico di spin S

• Indicato anche con m_s.
• Determina le due possibili orientazioni dell'asse di spin (rotazione su se stesso) di un elettrone.
• Può assumere solo i valori pari a +1/2 e –1/2.

Un elettrone si comporta come la terra ruotando intorno al proprio asse; il valore di m_s determina il verso di rotazione. In questo modo si generano due campi magnetici con identica intensità ma verso opposto. Situazione energeticamente favorevole. Se due elettroni si trovano nello stesso orbitale con spin antiparallelo si riducono le forze repulsive a causa dell’opposto campo magnetico generato.

Principio di esclusione di Pauli

Non più di due elettroni sono descritti dalla stessa funzione orbitale. In un orbitale possono essere contenuti al massimo 2 elettroni. Non esistono per un atomo due elettroni che presentano gli stessi quattro numeri quantici.

Esercizio: Determinare quale dei seguenti gruppi di numeri quantici è possibile per un elettrone in un atomo:

Non più di due elettroni sono descritti dalla stessa funzione orbitale. In un orbitale possono essere contenuti al massimo 2 elettroni. Non esistono per un atomo due elettroni che presentano gli stessi quattro numeri quantici.

Forma degli orbitali di tipo s

Gli orbitali di tipo s (l = 0) sono di tipo sferico, cioè la probabilità di trovare l’elettrone è uguale in tutte le direzioni dello spazio intorno al nucleo.

Forma degli orbitali di tipo p

Gli orbitali di tipo p (l = 1) sono bilobati con la minima probabilità di trovare l’elettrone nei pressi del nucleo.

Forma degli orbitali di tipo d

Gli orbitali di tipo d (l = 2) sono 5 e la loro forma è più complicata.

Configurazione elettronica

Procedura, denominata aufbau elettronico (dal tedesco costruzione) attraverso cui gli elettroni di un atomo vengono inseriti uno ad uno in orbitali ad energia via via crescente. In tal modo si realizza un sistema con minima energia interna definito stato fondamentale. Possono esistere infatti diverse configurazioni elettroniche per lo stesso atomo, ma a contenuto energetico superiore.

L’aufbau elettronico viene effettuato tenendo presente oltre il principio di esclusione di Pauli anche la regola di Hund o della massima molteplicità. Principio di esclusione di Pauli definisce che ogni orbitale può contenere al massimo due elettroni purché di spin opposto.

Regola di Hund: gli orbitali degeneri (stesso l e diverso m) vengono prima occupati con elettroni aventi lo stesso spin (stesso m_s) e successivamente da quelli con spin opposto.

La scala energetica degli orbitali non dipende solo dal valore di n. L’ordine di riempimento dipende dalla somma n+l. A parità di tale valore prevale l’importanza di n.

La configurazione elettronica viene indicata da una successione di simboli dei sottolivelli con un indice in alto a destra che indica il numero di elettroni presenti. Ad esempio, per l’atomo di litio (Z = 3, tre elettroni) si ha: 1s²2s¹

Si utilizza anche una rappresentazione grafica in cui ogni orbitale viene indicato da un riquadro (o un cerchietto o una linea). Gli orbitali degeneri vengono indicati fusi insieme e gli elettroni con spin opposto con delle frecce di direzione opposta.

Esercizio: Quale è la configurazione elettronica dello stato fondamentale per l’atomo di azoto (Z = 7)?

⁷N: 1s²2s²2p³

Quali saranno i numeri quantici dei sette elettroni?

Tavola periodica

I chimici Mendeleev (russo) e Meyer (tedesco) scoprirono indipendentemente che ordinando gli elementi secondo peso atomico crescente in file orizzontali sovrapposte, si ottenevano delle colonne che contenevano elementi con proprietà chimiche molto simili. In altri termini le proprietà chimiche degli elementi fino ad allora conosciuti si riproponevano periodicamente all’aumentare del loro peso atomico.

Tale disposizione tabulare è nota oggi con il nome di Tavola periodica. Essa è costituita dai periodi, lungo le file orizzontali di elementi e dai gruppi lungo le colonne verticali.

Nella tavola periodica, le proprietà degli elementi si ripetevano ad intervalli regolari quando questi erano ordinati in funzione delle loro masse atomiche crescenti. La tavola periodica è definita di Mendeleev in quanto, lo scienziato fu il primo a descrivere le caratteristiche di elementi ignoti, tabulate nella tavola periodica come caselle vuote. Tali spazi sono oggi riempiti con specifici elementi chimici che possiedono le caratteristiche postulate da Mendeleev.

Legge periodica: «Le proprietà chimiche e fisiche degli elementi sono funzioni periodiche dei loro numeri di massa»

Sono identificabili 7 periodi e 18 gruppi:

• Il primo periodo contiene due elementi: idrogeno ed elio.
• Il secondo ed il terzo periodo contengono ognuno 8 elementi.
• Il quarto ed il quinto periodo contengono 18 elementi.
• Il sesto periodo contiene 32 elementi (di cui 14 a parte).
• Il settimo periodo è incompleto (fino a 113?).

I 18 gruppi, più i 14 elementi di transizione interna sono identificati secondo due possibili numerazioni:

• IA - VIIIA e IB - VIIIB oppure 1A - 8A e 1B - 8B.
• 1 - 18 nell’ordine.

Gli elementi che appartengono ai gruppi A sono chiamati elementi rappresentativi.

Gli elementi che appartengono ai gruppi B sono chiamati elementi di transizione.

La forma insolita della tavola periodica di Mendeleev riflette le configurazioni elettroniche che derivano dalla teoria degli orbitali atomici. Gli elementi dello stesso gruppo posseggono la stessa configurazione del guscio elettronico più esterno. Per il gruppo IA: ns¹; per il gruppo IIA: ns².

Raggio atomico

All’aumentare del numero atomico lungo il gruppo, aumentano le dimensioni dell’atomo. All’aumentare del numero di protoni lungo il periodo, aumenta la forza con cui sono attratti gli elettroni e quindi le dimensioni atomiche diminuiscono.

Dimensioni degli ioni

Gli elementi a sinistra della tavola periodica tendono a formare cationi, gli elementi a destra tendono a formare anioni. I cationi sono più piccoli perché il numero di protoni eccede il numero di elettroni; quindi, la forza con cui questi sono attratti è maggiore e l’atomo risulta più compatto. Gli anioni, avendo un elettrone in più, risultano più grandi perché la forza attrattiva del nucleo risulta minore.

Energia di ionizzazione

L’energia di ionizzazione di un atomo è l’energia minima richiesta per strappare un elettrone. Minore è la distanza degli elettroni dal nucleo, più grande è l’energia necessaria per strappare un elettrone.

X(g) → X⁺(g) + e^-

Affinità elettronica

Energia messa in gioco quando un atomo in fase gassosa, cattura un elettrone.

ESOTERMICA

ENDOTERMICA

Elettronegatività X

L’elettronegatività, simbolo X, è una proprietà chimica che descrive la tendenza di un atomo ad attrarre verso di sé elettroni condivisi.

Gli elementi più a destra della tavola periodica presentano un riempimento completo di un sottolivello p (tranne l’elio) e si trovano ad un livello energetico molto più basso rispetto al sottolivello successivo. Tale configurazione è quindi associabile ad una situazione di massima stabilità.

Tali elementi sono:

He elio 1s²

Ne neon 1s²2s²2p⁶

Ar argon 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶

Kr kripton 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s