Chimica generale

Riassunti di chimica inorganica

Capitolo 1: Inorganica

Materia: La chimica studia le proprietà e i comportamenti della materia, dove per materia intendiamo qualsiasi cosa che abbia massa e occupi spazio.

Stati di aggregazione della materia

• Stato gassoso: Chiamato anche vapore, è quello più disordinato. Un gas non ha forma e volume definiti; infatti, assume la forma e il volume del suo contenitore. In un gas, le molecole sono molto distanti e si muovono velocemente, scontrandosi ripetutamente tra di loro e con le pareti del contenitore. Comprimento un gas, diminuisce lo spazio tra le molecole e aumenta la frequenza delle collisioni tra le molecole senza alterare le dimensioni o la forma delle molecole.
• Stato liquido: È quello intermedio. Un liquido ha un volume proprio, indipendentemente dal suo contenitore, ma non ha una forma propria; infatti, assume quella della porzione di contenitore che occupa. Le molecole di un liquido sono molto più vicine, ma si muovono sempre rapidamente, permettendo di scivolare le une sulle altre. È per questo che un liquido si versa facilmente.
• Stato solido: È quello più ordinato. Un solido ha volume e forma definiti. Le molecole di un solido sono tenute strette tra di loro, generalmente in disposizioni ben definite, dalle quali le molecole stesse possono muoversi solo leggermente. Le variazioni di T e P possono portare al passaggio da uno stato della materia a un altro.

Proprietà della materia

Quando parliamo di proprietà della materia, intendiamo una qualsiasi sua caratteristica che ci permette di riconoscerla e distinguerla rispetto ad altre. Generalmente, le proprietà della materia sono correlate al tipo di atomi che essa contiene (composizione) e alla disposizione di tali atomi (struttura).

• Proprietà fisiche: Sono quelle proprietà che possono essere osservate senza cambiare l’identità e la composizione della sostanza. Queste proprietà includono: colore, odore, densità, punto di ebollizione, punto di fusione e durezza.
• Proprietà chimiche: Sono quelle proprietà che descrivono il modo in cui una sostanza può cambiare, o reagire, per formare altre sostanze. Una comune proprietà chimica è l’infiammabilità, ovvero la capacità di una sostanza di bruciare in presenza di O₂.

Proprietà intensive ed estensive

• Proprietà intensive: Sono particolarmente utili in chimica, perché possono essere usate per identificare una sostanza. Esse non dipendono dalla quantità del campione esaminato. Esempi possono essere la T, la densità o il punto di fusione.
• Proprietà estensive: Sono correlate alla quantità di sostanza presente e dipendono dalla quantità di campione. Due esempi sono la massa e il volume.

Cambiamenti fisici e chimici

• Cambiamento fisico: Durante un cambiamento fisico, la sostanza cambia il suo aspetto fisico, ma non la sua composizione. Tutti i cambiamenti di stato sono cambiamenti fisici. Un esempio è il vapore acqueo che passa dallo stato liquido a quello gassoso, ma è ancora composto da molecole d’acqua.
• Cambiamento chimico: Chiamato anche "reazione chimica". È un tipo di trasformazione in cui una sostanza si trasforma in un’altra sostanza chimicamente differente. Quando l'H₂ brucia all’aria, per esempio, subisce un cambiamento chimico perché si combina con l'O₂ per formare H₂O.

Sostanza pura

Una sostanza pura è materia che ha proprietà distinte e una composizione che non varia da campione a campione. Tutte le sostanze possono essere:

• Elementi: Sostanze che non possono essere scomposte in sostanze più semplici. A livello molecolare, ogni elemento è composto solo da un tipo di atomo e in natura ne esistono all’incirca 118.
• Composti: Sostanze costituite da due o più elementi: essi contengono uno o più atomi. Un esempio di composto è quando l'H₂ gassoso brucia in presenza di O₂ gassoso per formare H₂O. Al contrario, H₂O può essere scomposta nei suoi due componenti se viene attraversata da una corrente elettrica (elettrolisi dell’acqua).

Le miscele

Le miscele sono insiemi di due o più sostanze mescolate fra loro. Ogni sostanza per all’interno della miscela conserva la propria identità chimica e le sue proprietà. Esistono:

• Miscele omogenee: Miscele uniformi chiamate anche "soluzioni".
• Miscele eterogenee: Miscele non uniformi, ovvero miscele che non hanno sempre la stessa composizione, le stesse proprietà e lo stesso aspetto.

La natura dell'energia

Per comprendere la chimica, dobbiamo comprendere l’energia e i suoi cambiamenti, che accompagnano i processi chimici: Al contrario della materia, l’energia non ha massa e non può essere toccata, ma i suoi effetti possono essere osservati e misurati. L’energia può essere definita come la capacità di compiere lavoro o trasferire calore. Il lavoro è l’energia trasferita quando una forza esercitata su un oggetto provoca uno spostamento di tale oggetto, mentre il calore è l’energia che provoca l’aumento di T.

• Energia cinetica: È l’energia dovuta al movimento e dipende sia dalla massa che dalla velocità: Per esempio, un’auto ha una maggiore energia cinetica se viaggia alla velocità di 65 km/h rispetto a quando viaggia a 25 km/h. A parità di velocità, invece, l’energia cinetica aumenta all’aumentare della massa. Pertanto un grosso camion che viaggia a 65 km/h possiede una maggior energia cinetica rispetto a una moto che corre alla stessa velocità, in quanto il primo veicolo ha massa maggiore.
• Energia potenziale: È l’energia che un corpo possiede in virtù della sua posizione relativa ad altri corpi. L’energia potenziale più importante in chimica è quella elettrostatica, ovvero quella che lega le interazioni tra particelle cariche.

Molto spesso è possibile convertire l’energia potenziale in quella cinetica: all’aumentare di una, diminuisce l’altra. Generalmente l’energia chimica è rilasciata nel momento in cui si formano i legami tra gli atomi viene al contrario assorbita quando tali legami si rompono.

Capitolo 2 e 7: Teoria atomica della materia

• Ciascun elemento è composto da particelle estremamente piccole chiamate atomi.
• Tutti gli atomi di un dato elemento sono identici tra loro, hanno la stessa massa e le stesse proprietà, ma gli atomi di un elemento sono differenti dagli atomi di tutti gli altri elementi.
• Gli atomi di un elemento non si trasformano in atomi di un differente elemento mediante reazioni chimiche; gli atomi non sono né creati né distrutti durante le reazioni chimiche.
• I composti sono formati quando gli atomi di elementi diversi si uniscono; un dato composto ha sempre lo stesso numero relativo e lo stesso tipo di atomi.

Con questa teoria, Dalton riuscì a spiegare numerose leggi sulla combinazione degli elementi chimici noti a quel tempo, come:

• La legge della composizione definita e costante (postulato 4): Quando due o più atomi si legano tra di loro per formare un composto, lo fanno secondo rapporti in peso definiti e costanti. Inoltre, questa legge afferma che la composizione elementare di una sostanza pura è sempre la stessa, indipendentemente dalla sua origine. Proust
• La legge della conservazione della massa (postulato 3): La massa totale delle sostanze rimane invariata durante una reazione chimica. Lavoisier

Inoltre, Dalton usò la sua teoria per dedurre:

• La legge delle proporzioni multiple: Quando due elementi, A e B, si combinano per formare più di un composto, posta fissa la quantità di A, la quantità di B risulterà essere un multiplo o sottomultiplo di se stessa in rapporti di numeri piccoli e interi.

Scoperte delle particelle subatomiche

Se Dalton affermava che gli atomi fossero particelle indivisibili, molti scienziati affermarono il contrario:

• Thompson: Durante la metà del 1800, Thompson scoprì l’elettrone, particella carica negativa, applicando una elevata differenza di potenziale fra due elettrodi di metallo in un tubo di vetro sotto vuoto. Tale applicazione produsse, a partire dal catodo, una radiazione di cariche negative (raggi catodici) con direzione verso l’anodo. Inoltre, Thompson, conoscendo quali fossero le forze che rendevano rettilineo il percorso dei raggi catodici, calcolò il rapporto fra la carica elettrica dell’elettrone e la sua massa che è pari a -1,76x10^-8 C/g.
• Millikan: Riuscì a misurare la carica di un elettrone attraverso l’esperimento della goccia d’olio: tra delle piastre elettricamente cariche all’interno vennero fatte cadere piccole gocce d’olio le quali, in seguito a irradiazione di raggi X, captarono gli elettroni espulsi dagli atomi dell’aria e perciò diventarono negative. Inoltre, Millikan studiò come la variazione del voltaggio tra le piastre potesse influenzare la velocità di caduta. Da questi dati, poi, calcolò la carica negativa delle gocce che è pari a -1,602x10^-19 C e la massa di esse che è uguale a 9,1095x10^-31 Kg.
• Marie Curie: Partendo dalla scoperta di Becquerel, ovvero che un composto contenente uranio emetteva spontaneamente radiazioni ad alta energia che prese il nome di radioattività, iniziò degli esperimenti per identificare e isolare il componente radioattivo nel composto, arrivando alla conclusione che erano gli atomi di uranio a emettere tali radiazioni fin quando non si degradavano completamente. Studi successivi sulla radioattività, svolti principalmente dal britannico Rutherford, portarono poi alla scoperta di tre tipi di radiazioni: alfa, beta e gamma. Queste radiazioni, se poste in un campo magnetico, si comportano in maniera diversa, in quanto i raggi alfa, ovvero quelli carichi positivamente, si piegavano verso la piastra carica negativamente, i raggi gamma, che non avevano carica, non venivano deviati dalle piastre cariche, mentre i raggi beta, ovvero quelli carichi negativamente, si piegavano verso la piastra carica positivamente.
• Goldstein: Nel 1886, utilizzò il tubo di Crookes adottando un anodo (elettrodo positivo) formato da una piastra metallica. Operando nelle stesse condizioni che avevano portato alla scoperta dei raggi catodici, ovvero gli elettroni, notò che la parete dietro al catodo perforato diventava fluorescente in corrispondenza dei fori. Chiamò questi raggi "anodici". Poi, nel 1919, Rutherford associò questi raggi a una particella carica positiva uguale a quella dell’elettrone (+1,603x10^-19 C), chiamata protone.
• Chadwick: Scoprì nel 1932 un’altra particella: il neutrone. Esso è privo di carica (0 C) e ha massa uguale a quella del protone 1,67x10^-27Kg.

Dunque, gli atomi non sono indivisibili, in quanto esistono delle particelle subatomiche che li compongono (protoni, neutroni ed elettroni). Ogni atomo viene definito stabile quando ha lo stesso numero di elettroni e protoni, con la differenza che i protoni, insieme ai neutroni, costituiscono la maggior parte della massa dell’atomo, mentre l’elettrone occupa il maggior volume dell’atomo. Protoni ed elettroni sono tenuti insieme da forze elettrostatiche, mentre protoni e neutroni da forze forti, le quali riescono a vincere le forze repulsive elettrostatiche fra i protoni stessi.

Il modello nucleare dell’atomo

Grazie alle numerose evidenze sull’esistenza delle particelle subatomiche, l’attenzione degli scienziati fu rivolta a come queste particelle potessero stare insieme nell’atomo. Agli inizi del 1900, Thompson, ragionando sul fatto che gli elettroni contribuivano solo a una piccola frazione della massa dell’atomo, dedusse che probabilmente essi contribuivano anche a una frazione ugualmente piccola delle sue dimensioni. Egli propose che l’atomo fosse costituito da una sfera uniforme e positiva di materia in cui la massa era omogeneamente distribuita e in cui erano immersi gli elettroni, come uva in un panettone. — "modello a panettone".

Poi, nel 1910, Rutherford, studiando la deviazione della traiettoria delle particelle alfa quando attraversavano una lamina d’oro, si rese conto che queste particelle passavano attraverso la lamina d’oro senza essere deviate, mentre una piccola percentuale subiva una leggera deviazione. Ciò ovviamente fu in contrasto con il modello a panettone di Thompson, secondo il quale le particelle avrebbero dovuto subire solo deviazioni molto piccole, e di conseguenza Rutherford dovette ipotizzare un nuovo modello — "modello atomico": un atomo è costituito in prevalenza da uno spazio vuoto occupato dagli elettroni e da una zona centrale molto piccola che prende il nome di nucleo che contiene tutta la carica positiva e quasi tutta la massa.

Numero atomico, di massa e isotopi

Un atomo di un elemento è diverso rispetto a quello di un altro per il numero atomico, ovvero solo il numero di protoni (gli elettroni hanno lo stesso numero dei protoni, ma non fanno parte del numero atomico). Ad esempio, tutti gli atomi di C hanno sei protoni e sei elettroni, mentre tutti gli atomi di O hanno otto protoni e otto elettroni. Per questo motivo, il C ha numero atomico +6, mentre l’O +8.

Il numero atomico di ogni elemento è elencato insieme al nome e al simbolo dell’elemento nella tavola periodica e ci fornisce dettagli sulle caratteristiche chimiche di quell’elemento. Inoltre, un atomo di un elemento è diverso rispetto a quello di un altro per il numero di neutroni che contiene al suo interno e di conseguenza differiscono nella massa. Ad esempio, la maggior parte degli atomi di C ha sei neutroni, ma alcuni ne possono avere di più e altri meno. Il simbolo 12/6C rappresenta l’atomo di C-12 che contiene sei protoni e sei neutroni, mentre gli atomi di C che hanno sei protoni e otto neutroni, hanno numero di massa +14 e sono rappresentanti come C-14 (= 14/6C).

Poiché tutti gli atomi di un dato elemento hanno lo stesso numero atomico, il numero atomico diventa superfluo e quindi viene omesso nella tavola periodica. Quando invece abbiamo atomi con stesso numero atomico, ma differente numero di massa, cioè stesso numero di protoni e differente numero di neutroni, parliamo di "isotopi". Neutroni + protoni = nucleoni. Del carbonio esistono ben 4 isotopi.

Abbiamo anche gli isotopi dell’H che sono 3:

• Prozio (1H): Il suo nucleo consiste solamente in un singolo protone e zero neutroni.
• Deuterio (2H): Contiene all’interno del nucleo un protone ed un neutrone.
• Trizio (3H): Contiene all’interno del nucleo un protone e 2 neutroni.

I pesi atomici

Gli atomi sono piccoli pezzi di materia e di conseguenza occupano un certo tipo di volume in quanto possiedono massa. Nel 19^esimo secolo, gli scienziati, studiando la molecola dell’acqua, si resero conto che in 100g di H₂O sono contenuti 11,1 g di H e 88,9g di O. Da ciò deriva che l’acqua contiene una quantità di O otto volte (88,9/11,1) più grande rispetto a quella dell’H e quindi l’atomo di O ha una massa 16 volte (2X8) maggiore di quella dell’atomo di H. Questo è il motivo per cui attribuiamo arbitrariamente all’H, che è l’atomo più leggero, la massa relativa di 1.

Tuttavia, essendo tali atomi molto piccoli con massa estremamente piccola, fu necessario introdurre una nuova unità di misura che non fossero i g o Kg: massa atomica-uma = è un rapporto fra la massa in g di una qualsiasi elemento e 1/12 della massa in grammi di 12C. È un valore adimensionale. 1 uma = 1 dalton = 1/12 massa in grammi di 12/6 C.

In realtà, si calcola la massa atomica media, in quanto molti elementi presenti in natura come miscele di isotopi. Ma come si fa a calcolare la massa atomica media? Basta sommare le masse di tutti i suoi isotopi, ciascuna moltiplicata per l’abbondanza naturale relativa a quell’isotopo.

Massa molecolare

Somma delle masse atomiche degli elementi che formano il composto, ciascuna moltiplicata per il numero di atomi dell’elemento.

Spettrometro di massa

Il metodo più accurato per la determinazione dei pesi atomici è fornito dallo spettrometro di massa. Il primo stadio è ottenere atomi o molecole allo stato gassoso; se non partono già allo stato gassoso, bisogna riscaldare il campione, applicare un campo elettrico o usare la pulsazione di una luce laser. Successivamente, le specie in fase gassosa devono essere convertite in particelle cariche positivamente dette ioni. Ma come si fa a generare gli ioni? Basta bombardare con fasci di elettroni ad alta energia il campione, o attraverso reazioni chimiche con altre materie gassose. Una volta ottenuti gli ioni in fase gassosa, essi vengono accelerati verso una griglia con carica negativa. Poi incontrano due fenditure che consentono il passaggio di un fascio molto sottile che si dirige verso i poli di un magnete, che deflette gli ioni curvando la loro traiettoria. Successivamente, le particelle vengono separate in relazione alle proprie masse.

Configurazione elettroniche

È la disposizione degli elettroni nei vari orbitali degli atomi. La configurazione elettronica più stabile di un atomo è quella in cui gli elettroni sono disposti sui più bassi livelli energetici possibili. Ogni orbitale è riempito secondo il principio della minima energia...