Chimica generale ed inorganica

Formule chimiche

Le formule chimiche usano simboli chimici (ovvero l'abbreviazione del simbolo chimico) per rappresentare graficamente sostanze elementari o composti.

Tipi di formule

Formula minima: indica quali elementi, e in che rapporti stechiometrici, compongono la sostanza.

Formula molecolare: indica il numero di atomi costituenti la molecola. Una sostanza è costituita da una concatenazione di atomi identificata dalla formula minima.

Formula di struttura: rappresentazione schematica della disposizione nello spazio degli atomi di una molecola.

Atomo

Un atomo è costituito da:

• Nucleo: piccola parte dell'atomo in cui è concentrata la quasi totalità della sua massa. Ha una grandissima densità. Per scrivere il nuclide serve l'elemento X, Z in basso a destra e A in alto a sinistra. È costituito da protoni (carica opposta all'elettrone) e da neutroni (privi di carica).
• Elettroni: determinano le dimensioni dell'atomo e si muovono intorno al nucleo. La carica dell'elettrone è presa come unità di carica elettrica. C = -1,6 × 10^-19 Coulomb.

Il numero di protoni identifica un elemento dall'altro. Il numero di protoni corrisponde al numero atomico (Z). Se un atomo ha un numero di protoni uguale al numero di elettroni, l'atomo è detto "neutro". Se acquista elettroni, l'atomo ha carica negativa e prende il nome di "anione". Se perde elettroni, ha carica positiva e viene detto "catione". In generale, se perde o acquista elettroni, l'atomo prende il nome di ione.

Nuclide: atomo con un certo numero atomico Z e numero di massa A. Nuclidi diversi dello stesso elemento sono detti isotopi (tutti gli isotopi hanno uguali proprietà chimiche, dipendono solo dal numero di elettroni).

Isotopi

Gli isotopi sono atomi dello stesso elemento con diverso numero di neutroni, quindi diverso numero di massa atomica A (somma di neutroni e protoni).

Massa atomica relativa

Massa di un elemento rapportata al nuclide scelto come riferimento, l'isotopo ¹²C di massa 12. Ogni altro elemento vi viene rapportato, quindi è uguale a 1/12 della massa di ¹²C.

Mr = massa atomica assoluta (g) dell'isotopo / massa (g) corrispondente all'unità di massa atomica.

Peso atomico

Massa relativa di un elemento (1/12 della massa di ¹²C) e massa media (rispetto alla sua composizione isotopica naturale).

Peso molecolare

Detto anche peso formula, è la somma dei pesi atomici degli elementi presenti nella formula, ciascuno moltiplicato per il proprio coefficiente.

Mole e numero di Avogadro

Mole: quantità di sostanza che contiene tante unità elementari (atomi, molecole, ecc.) quanti sono gli atomi contenuti in 12 grammi di ¹²C. Questo numero di atomi è il numero di Avogadro (Na), che corrisponde a 6,022 × 10²³ mol^-1.

Numero di Avogadro: Na = 6,022 × 10²³ entità/mol.

N (mol) = m (g) / M (g/mol).

Massa molare

Grammi/moli.

La quantità di sostanza tiene conto della struttura a particelle della materia, a differenza della massa. Una mole di qualunque sostanza contiene lo stesso numero di unità elementari, cosa che non accade per 1 kg di qualunque sostanza.

NB: non si possono contare i singoli atomi o molecole, ma si può misurare la massa, che corrisponde al peso molecolare.

Energia di legame

Energia necessaria per scomporre il nucleo nei suoi costituenti. Un nucleo ha energia tanto più bassa quanto maggiore è il numero di nucleoni che lo compongono e quanto maggiore è la forza che li tiene uniti. L'energia di legame cresce col numero di costituenti del nucleo, pertanto si definisce un'energia di legame media per nucleone.

Scoperta dell'elettrone e modelli atomici

Scoperta dell'elettrone

In un tubo con gas rarefatto sottoposto a differenze di potenziale al catodo (elettrodo carico negativamente) venivano emessi raggi costituiti da particelle sempre portatrici di cariche negative, sempre uguali indipendentemente dal gas o dal tipo di catodo. Si concluse che queste particelle fossero costituenti fondamentali di tutti gli atomi: sono gli elettroni.

Modello atomico di Thomson

Esperimento di Millikan: irradiò con raggi X delle gocce d'olio spruzzate tra due piastre cariche. I raggi X provocarono l'espulsione di elettroni dagli atomi di gas nell'aria. Gli elettroni furono captati dalle gocce d'olio che così ne acquisirono la carica negativa. Millikan, misurando la velocità di caduta nell'aria delle gocce (viscosità nota) e poi misurando il voltaggio da applicare per tenerle sospese tra le piastre, calcolò la carica elettrica su ogni goccia, che era sempre un valore di 1,6 × 10^-19 C o suoi multipli.

Il primo modello che considera l'esistenza di particelle subatomiche, quindi l'atomo come divisibile. L'atomo è formato da particelle puntiformi negative in un gel di materiale positivo.

Esperimento di Rutherford

Fece partire un raggio di particelle alfa contro una lamina d'oro, intorno alla quale era stato messo uno schermo fluorescente, in modo da evidenziare l'arrivo delle particelle alfa. Risultò che la maggior parte delle particelle non deviavano direzione (solo poche) e pochissime tornavano indietro. Grazie alla misurazione degli angoli con cui venivano deviate le poche particelle alfa e alla legge di Coulomb, Rutherford propose un nuovo modello di atomo.

Per Rutherford l'atomo ha:

• Un nucleo centrale che contiene protoni e neutroni.
• Elettroni che ruotano intorno al nucleo come pianeti intorno al sole (costituendo la nuvola elettronica).
• Numero di elettroni tale da bilanciare la carica positiva del nucleo.

Struttura atomica

Z: corrisponde al numero atomico, ovvero il numero di elettroni (uguale al numero di protoni visto che gli atomi sono neutri). Atomi con uguale Z hanno uguali proprietà chimiche. Hanno lo stesso simbolo chimico.

A: numero di massa, ovvero numero di nucleoni (equivale alla somma tra numero di protoni e neutroni).

A-Z: numero neutroni.

Classificazione della materia

Elementi, composti e miscele

Sostanze pure: elementi o composti puri con composizione percentuale costante da campione a campione.

Elementi: non decomponibili in elementi più semplici.

Composti: due o più elementi combinati in proporzioni definite (eterogenei o omogenei).

Le proprietà chimiche sono le tipologie di reazioni che le sostanze subiscono, mentre le proprietà fisiche sono misurate senza cambiare la composizione chimica delle sostanze (es. volume, temperatura, ecc.). Cambiamenti fisici non cambiano la composizione della sostanza, a differenza dei cambiamenti chimici che invece la cambiano. Con proprietà estensive si intendono proprietà che variano al variare delle dimensioni del campione (volume, massa), mentre con proprietà intensive si intendono proprietà che restano costanti.

Stati della materia

• Gas: hanno bassa densità, facile espansione e compressione, volume e forma indefiniti.
• Liquido: alta densità, difficile espansione o compressione, volume e forma indefiniti (stesse caratteristiche appartengono ai solidi; la differenza è che i solidi hanno forma definita).

Per cambiamenti fisici si intende quando avvengono senza cambiare la composizione della sostanza (es. acqua + sale). Per cambiamenti chimici invece risultano in una variazione della composizione chimica (es. ossigeno + idrogeno).

Fase: regione con proprietà omogenee (uniformi); transizione di fase: conversione da stato a stato (es. da solido a liquido).

Misura della materia

La chimica è una scienza quantitativa che necessita di misurare le proprietà delle sostanze per confrontarle con quelle standard. Le misure includono: valore (numero ottenuto contando o per definizione, sono esatti), unità di misura e incertezza. Tutte le misure sono soggette ad errori, che possono essere sistematici (propri di tutti gli strumenti di misura) o casuali (propri degli sperimentatori, che fanno errori di lettura).

Sistema internazionale

Il sistema internazionale riconosce 7 unità di misura per ogni grandezza fondamentale:

• Secondi per l'intervallo di tempo;
• Metro per la lunghezza;
• Chilogrammo per la massa;
• Kelvin per la temperatura;
• Mole per la quantità di sostanza;
• Ampere per l'intensità di corrente elettrica;
• Candela per l'intensità luminosa.

Incertezza sulle misure

Tutte le misure sono soggette ad errore! Tutti gli strumenti di misura possiedono errori costruttivi (errori sistematici), mentre tutti gli sperimentatori fanno errori di lettura (errori casuali).

Cifre significative

Tutte quelle certe inclusa la prima stimata. Esempio: eseguiamo 5 misure: 123,1 123,3 123,5 123,4 123,7. La media risulta essere 123,4. Le prime tre cifre sono certe mentre la quarta è stimata. Le cifre significative sono 4. Maggiore è il numero di cifre significative più riproducibile è la misura.

Arrotondamento

Nei risultati di moltiplicazioni o divisioni si arrotonda al numero di cifre significative più basso tra i dati presenti. Nei risultati di somme o sottrazioni si arrotonda al numero di decimali più basso tra i dati presenti. L'arrotondamento si esegue aumentando la cifra finale di 1 unità se quella eliminata è 5,6,7,8 o 9; mantenendo la cifra finale se quella eliminata è 0,1,2,3 o 4.

Precisione ed accuratezza

La precisione di una misura indica il grado di riproducibilità di una grandezza misurata:

• Alta precisione, valori misurati molto vicini al valore medio;
• Bassa precisione, valori misurati lontani dal valore medio.

L'accuratezza di una misura indica di quanto un valore misurato si avvicini al valore reale, cioè a quanto è corretto.

Radiazione elettromagnetica

La luce ha velocità = 3 × 10⁸ m/s nel vuoto. Le onde hanno andamento sinusoidale sui piani; quando le onde oscillano su uno stesso piano si parla di luce polarizzata.

Frequenza: numero di volte al secondo in cui il campo elettrico assume un intero ciclo di valori.

Lunghezza d'onda: tratto che corrisponde a un ciclo intero di valori.

Ampiezza d'onda: massimo valore che assume il campo elettrico e magnetico. L'intensità di radiazione invece è proporzionale al quadrato dell'ampiezza delle onde elettriche o magnetiche.

Teorie quantistiche e modello atomico di Bohr

Teoria dei quanti

Max Planck ipotizzò che lo scambio di energia tra materia e radiazioni avvenisse tramite "quanti di energia", ciascuno associato a un fotone (considerabile come un pacchetto di energia).

Bohr, ispirandosi a Planck, ipotizzò che:

• Per gli elettroni esistono orbite stabili dove l'elettrone non irraggia (ovvero non si propaga sotto forma di raggi). Queste orbite sono dette discrete, così come i loro livelli di energia associati.
• L'emissione di radiazioni avviene quando l'elettrone passa da un'orbita a una di energia inferiore. Perciò si ha l'emissione di un quanto, la cui energia dipende dalla differenza di energia delle due orbite.

Postulati del modello di Bohr

• Per il moto dell'elettrone sono permessi solo alcuni stati stazionari, ai quali corrisponde un valore definito di energia.
• Negli stati stazionari l'elettrone si muove su un'orbita circolare intorno al nucleo.
• Gli stati permessi sono caratterizzati da un momento angolare dell'elettrone, valore multiplo di h/2π.
• Nello stato stazionario l'atomo non emette energia. Se l'elettrone passa da uno stato con energia alta a uno con energia più bassa allora l'atomo emette un fotone di energia.

Principio di indeterminazione di Heisenberg

Alla base della meccanica quantistica i principi della fisica non erano in grado di spiegare come un elettrone potesse essere nelle vicinanze di un nucleo positivo. Dimostra che c'è un limite in cui possiamo misurare contemporaneamente coppie di grandezze collegate (velocità e posizione di una particella): "il prodotto tra incertezza della quantità di moto e incertezza della posizione di una particella non può essere minore di h/2π".

Quindi Δ(mv) * Δx > h/2π dove Δ(m*v)= moto e Δx= posizione. Maggiore è la precisione con cui si misura la velocità di un corpo, maggiore è l'errore nella determinazione della posizione e viceversa. NON posso definire traiettoria di elettroni. L'atomo non sottoposto a sollecitazioni energetiche esterne ha un'energia stabile nel tempo, quindi anziché misurare la posizione di un elettrone conviene calcolarne l'energia. Per questo posso calcolare la probabilità che l'elettrone si trovi in una certa regione dello spazio corrispondente a un certo valore energetico e posso determinare gli spazi in cui un elettrone non può stare. Questo è possibile grazie alla meccanica quantistica, basata sul principio di Heisenberg.

Teoria dei quanti

La materia può avere solo certi valori permessi di energia. Per passare da energia E₁ a E₂ all'elettrone deve essere fornita energia pari a E₂ - E₁. Un elettrone emette una singola radiazione di frequenza v di energia pari al salto energetico dell'elettrone. E = h*v

La luce si può considerare sia come radiazione elettromagnetica con frequenza v, sia come fotone con massa=h*v/c² (questo per via dell'equivalenza tra massa e energia secondo l'equazione di Einstein E=m*c²).

Se espongo la superficie di un metallo a radiazione elettromagnetica, gli elettroni sono legati al metallo con una certa E₀; solo fornendo energia maggiore di E₀ ho l'emissione di elettroni dal metallo. H*v = E > E₀. Se ho E < E₀ non ho emissione di elettroni. Quindi anche se si hanno molti fotoni con E < E₀ non si ha emissione, si ha invece anche in presenza di pochi fotoni ma con E > E₀. Conta l'energia di un fotone, non il numero di fotoni. Questo è detto "effetto fotoelettrico": tanti fotoni di bassa energia non si possono sommare per raggiungere la frequenza di soglia che serve a liberare un elettrone dall'atomo.

Spettro di emissione dell'atomo di idrogeno

L'elettrone assume solo energie permesse: quando viene fornita energia a un sistema di atomi di H, come il calore, il sistema emette radiazioni elettromagnetiche. L'elettrone assorbe energia, quindi passa a stati permessi di energia superiore, torna al suo stato originario emettendo radiazioni. Spettro di emissione: insieme di radiazioni elettromagnetiche emesse con diverse frequenze. Se il sistema è investito da radiazioni, questo assorbe solo quelle in grado di emettere, cioè quelle legate ai valori di energia permessi all'atomo di H. L'insieme delle radiazioni assorbite forma lo spettro di assorbimento.

n: numero quantico principale; n = 1, corrisponde allo stato fondamentale, n > 1, corrisponde agli stati eccitati dell'elettrone con energia maggiore. Una radiazione elettromagnetica con frequenza pari alla differenza di energia tra stato fondamentale ed eccitato riporta l'elettrone allo stato fondamentale; più intensa è la radiazione, più elettroni passeranno allo stato eccitato.

Transizioni elettroniche

L'elettrone per tornare allo stato fondamentale può:

• Tornare allo stato fondamentale in modo diretto, emettendo una radiazione con frequenza pari all'energia assorbita.
• Passare da uno stato energetico intermedio con numero quantico "ni" e da questo andare allo stato fondamentale emettendo così due radiazioni.

Se n = infinito, l'energia di stato dell'elettrone è uguale a 0 e l'elettrone non interagisce più con il nucleo; le energie delle radiazioni sono sempre più vicine tra loro via via che il valore di n cresce. Ecco perché si parla di "serie" di radiazioni.

Meccanica ondulatoria e particelle

Così come la luce può esser vista come onda e particella, così qualsiasi particella in movimento può essere vista come onda che dà luogo a fenomeni ondulatori; è l'idea di De Broglie, alla base della meccanica ondulatoria. Relazione tra moto di un fotone e lunghezza d'onda è data da λ = h/mc, dove ad ogni particella in movimento con quantità di moto (mc) è associata una λ. Maggiore è mv, minore è λ.

Per descrivere l'onda dell'elettrone intorno al nucleo servono delle funzioni che tengano conto del campo entro cui l'elettrone si muove. Schrodinger sviluppò un'equazione che, risolta, dà luogo alle funzioni d'onda, che sono le funzioni desiderate. Per il moto unidimensionale di una particella vincolata, l'equazione di Schrodinger indipendente dal tempo (cioè valida per gli stati stazionari della particella) è:

E Ψ= -[h²/8(π²)m] * [(d²)*Ψ/d(x²) + U(x)Ψ]

Dove Ψ= funzione d'onda f(x), U= energia potenziale, x= posizione lungo l'asse delle x, m= massa e d= derivata. Le funzioni d'onda sono funzioni delle coordinate x, y, z e dipendono da 3 numeri interi, detti numeri quantici. Queste funzioni danno indicazioni sulla probabilità di trovare un elettrone in un dato volume e sulle energie associate alle funzioni stesse. Ogni terna di numeri quantici definisce una funzione. I numeri quantici sono:

• n = numero quantico principale, da lui dipendono le energie permesse, quindi E degli stati stazionari dell'atomo di H (tra 1 e infinito). Determina l'energia degli stati stazionari dell'atomo di H (se aumenta n aumenta la dimensione dell'orbitale).
• l = numero quantico secondario, definito per ogni n (compreso tra 0 e n-1). Determina il modulo del momento angolare orbitale dell'elettrone, che aumenta al crescere di l. |l| = √l(l+1)* h/2π. Ogni valore di l corrisponde alla forma geometrica dell'orbitale.
• ml = numero quantico magnetico, definito per ogni l (tra -l e +l). Per ogni l si hanno due l + 1 valori di m. Può assumere valori 2l + 1, compresi tra +l e -l. Determina l'orientazione.