Chimica generale ed inorganica

La materia e la chimica

La chimica è la scienza che studia la proprietà, la composizione e la struttura della materia, oltre alle trasformazioni che avvengono in essa. È una scienza sperimentale, cioè si basa su misure ottenute da esperimenti fatti in condizioni prestabilite e dall'interpretazione dei dati ottenuti dal sistema (quantità percettibile di materia su cui si possa effettuare un'osservazione macroscopica).

Con l'avanzare della conoscenza i chimici sono diventati in grado di decomporre la materia nelle sue più piccole componenti (atomi), ricomponendole in materiali che non esistevano in natura e che spesso avevano proprietà innovative. La materia, nelle sue trasformazioni, cede o acquista energia, cioè l'attitudine di un sistema a compiere lavoro (L): forza per spostamento.

La moderna conoscenza della chimica è, inoltre, necessaria per comprendere i processi che sostengono la vita e per comprendere e controllare fenomeni pericolosi per l'ambiente.

Il metodo scientifico

Il metodo scientifico nasce nel diciassettesimo secolo con personaggi come Galileo, Francis Bacon, Robert Boyle e Isaac Newton. Il metodo scientifico fa attente osservazioni di fenomeni naturali che si possono generalizzare con leggi naturali, cioè enunciati concisi, spesso in forma matematica, di fenomeni naturali. Il processo che dalle osservazioni porta fino ad una legge naturale è detto metodo induttivo.

Non bisogna, però, ritenere che una legge naturale sia una verità assoluta. Infatti, per verificare una legge naturale, uno scienziato deve progettare un esperimento per vedere se le conclusioni dedotte dalla legge naturale sono in accordo con i risultati sperimentati.

Un'ipotesi è un tentativo di spiegare una legge naturale. Se l'ipotesi sopravvive alla verifica sperimentale è spesso indicata come teoria. Una teoria è un modello o un modo di guardare la natura che può essere usato per spiegare le leggi naturali e fare delle previsioni sui fenomeni naturali.

Quindi, il metodo scientifico consiste nella combinazione di osservazione, sperimentazione e formulazione di leggi, ipotesi e teorie.

Proprietà della materia

La materia (liquida, solida, gassosa) è qualsiasi cosa che occupa uno spazio, ha una proprietà nota come massa e possiede inerzia. Può essere eterogenea (composizione non uniforme) o omogenea (composizione uniforme). In questo ultimo caso, si divide in sostanze pure (composizione costante) e in soluzioni o miscele.

La composizione si riferisce alle parti o ai componenti di un campione di materia e alle loro proporzioni relative. Alcuni esempi:

• Crosta terrestre: silicio 25.7%; ossigeno 49.5%; alluminio, ferro, calcio, ecc. in quantità minori.
• Terra: ferro 34.63%; ossigeno 29.53%; silicio 15.20%; magnesio 12.70%; nichel, zolfo, calcio, alluminio, ecc. in quantità minori.
• Universo: idrogeno 60.40%; elio 36.56%; ossigeno, neon, carbonio, ecc. in quantità minori.

Le proprietà sono le qualità o caratteristiche che possono essere utilizzate per distinguere un campione di materia da altri. Le proprietà della materia, in genere, si distinguono in:

• Proprietà fisiche: cioè quella che un campione di materia presenta senza modificare la propria composizione e possono essere specificate senza riferimento ad altre sostanze. Ad esempio, gas, liquido, solido, ecc. Talvolta un campione di materia subisce un cambiamento del suo aspetto fisico. In una trasformazione fisica possono cambiare alcune delle proprietà fisiche del campione, ma la composizione resta inalterata. Ad esempio, quando l'acqua liquida congela in ghiaccio, certamente appare diversa e sotto molti aspetti lo è, ma tuttavia l'11% della massa dell'acqua è sempre idrogeno e l'89% ossigeno.
• Proprietà chimiche: cioè la capacità di un campione di materia di subire una variazione di composizione in determinate e definite condizioni e, inoltre, sono specifiche rispetto ad altre sostanze. In una trasformazione chimica o reazione chimica uno o più campioni di materia vengono convertiti in nuovi campioni con composizioni differenti.
• Proprietà macroscopiche si distinguono in:
  • Estensive: dipendono dalla quantità di materia che forma il sistema (quantità percettibile di materia su cui si possa effettuare un'osservazione macroscopica). Ad esempio, volume, massa, calore sviluppato.
  • Intensive: non dipendono dalla quantità di materia. Ad esempio, temperatura, pressione, densità, viscosità.

Classificazione della materia

La materia si distingue in sostanze pure e miscele. Le sostanze pure sono porzioni di materia caratterizzate da una composizione uniforme e ben definita. Si dividono in:

• Elementi: costituiti da atomi dello stesso tipo. Sono le sostanze più semplici e si possono ottenere attraverso processi chimici.
• Composti: costituiti da atomi di diversi elementi legati tra loro a formare reticoli cristallini tridimensionali (composti ionici) o molecole. Possono essere scissi in due o più sostanze semplici.

Possiamo quindi dire che:

• Atomo: minima frazione di materia che conserva le caratteristiche chimiche, ma non quelle fisiche (ad eccezione dei gas nobili, cioè atomi singoli) dell'elemento, poiché incapace di esistenza fisica indipendente.
• Molecola: porzione più piccola di una sostanza pura che ne mantiene le proprietà chimiche e fisiche ed è capace di esistenza indipendente.

Le miscele sono miscugli di due o più elementi e/o due o più composti caratterizzati da una composizione variabile. Si distinguono miscele:

• Omogenee: miscele di composizione e proprietà uniformi in un dato campione, ma che possono variare da un campione all'altro. Ad esempio, l'aria è una miscela omogenea di diversi gas, come azoto e ossigeno.
• Eterogenee: i componenti si separano in regioni distinte, per cui la composizione e le proprietà fisiche variano da un punto all'altro della miscela. Ad esempio, sabbia e acqua.

Una miscela può essere separata nei suoi componenti mediante degli interventi fisici:

• Filtrazione, separazione di un solido da un liquido in esso sospeso.
• Distillazione, separazione dei componenti di una miscela sfruttando la diversa temperatura di ebollizione. Può essere semplice, in cui si separa un liquido da una soluzione solido-liquido, o frazionata, in cui si separa un liquido da una soluzione di due o più liquidi.
• Cromatografia, separazione dei componenti di una miscela sfruttando le diverse velocità con cui questi migrano attraverso un materiale di supporto (es. carta) sotto la spinta di un flusso solvente.
• Centrifugazione, separazione dei componenti di una miscela sfruttando la forza centrifuga.
• Estrazione con solventi, si sfrutta la solubilità di una delle sostanze della miscela in un determinato solvente.

La materia, inoltre, si trova in genere in uno dei tre stati: solido, liquido e gassoso. In un solido, gli atomi o le molecole sono in stretto contatto in una disposizione altamente organizzata detta cristallo. In un liquido, gli atomi o le molecole sono separate tra di loro da distanze maggiori rispetto al solido. In un gas, le distanze tra gli atomi e le molecole sono molto più grandi che in un liquido.

Atomi e teoria atomica

Leggi ponderali della chimica

• Legge di conservazione della massa - Lavoisier
  Nel 1774, Antoine Lavoisier effettuò un esperimento in cui scaldò un vaso di vetro sigillato ermeticamente contenente un campione di stagno e un po’ d’aria. Egli trovò che la massa prima del riscaldamento e dopo il riscaldamento era la stessa. Attraverso esperimenti successivi agli dimostrò che il residuo calcinato di stagno (ora noto come ossido di stagno) conteneva tutta la quantità iniziale di stagno insieme ad una porzione di aria. Ciò convinse Lavoisier che l’aria fosse essenziale alla combustione e lo portò alla formulazione della legge: la massa totale delle sostanze presenti al termine di una reazione chimica è la stessa della massa totale delle sostanze presenti prima della reazione stessa. Quindi, la legge di conservazione della massa dice che durante una reazione chimica la materia non si crea né si distrugge. Dalton la riformulò poi come legge di conservazione degli atomi.
• Legge delle proporzioni definite - Proust
  Nel 1799, Joseph Proust fece delle osservazioni che costituirono le basi della legge delle proporzioni definite che dice che tutti i campioni di un composto hanno la stessa composizione, cioè le stesse proporzioni in peso degli elementi costituenti.
  Esempio: 18gr di acqua contiene 2.00gr di H e 16.00gr di O
  1kg di acqua contiene 111.11gr di H e 888.99gr di O
• Legge delle proporzioni multiple - Dalton
  La legge delle proporzioni multiple afferma che la massa di un elemento che si combina con la stessa massa di un secondo elemento per formare due composti diversi, stanno tra loro in rapporti semplici esprimibili in numeri interi piccoli.
  Esempio:
  • Acqua (H₂O): 16gr di O per 2.0gr di H - 2.0
  • Acqua ossigenata (H₂O₂): 16gr di O per 1.0gr di H - 1.0

Teorie atomiche

• Teoria atomica di Dalton (1803)
  Nel 1802, John Dalton fu il primo a proporre il concetto di atomo (dal greco indivisibile) utilizzando le due leggi fondamentali della combinazione chimica come basi di una teoria atomica. Enunciò le seguenti ipotesi:
  • La materia è composta da particelle indistruttibili dette atomi, caratterizzati da una loro massa. Nel corso di una reazione chimica gli atomi non si creano e non si distruggono, mantenendo la loro indivisibilità.
  • Atomi di uno stesso elemento hanno stessa massa e proprietà; elementi diversi sono formati da atomi diversi e quindi con proprietà e masse differenti.
  • I diversi elementi si combinano tra loro secondo un rapporto numerico semplice, ad esempio un atomo di A con un atomo di B (AB) oppure un atomo di A con due atomi di B (AB₂).
• Teoria atomica di Thomson (1904)
  Appurato che l’elettrone fosse una particella fondamentale della materia presente in tutti gli atomi, i fisici atomici cominciarono a pensare a come queste particelle potessero essere incorporate negli atomi. Thomson ipotizzò un modello a panettone o "plum pudding" dell’atomo. Egli pensava che la carica positiva necessaria a controbilanciare le cariche negative degli elettroni in un atomo neutro fosse in forma di una nuvola diffusa e suggerì che gli elettroni galleggiassero in questa nuvola diffusa di carica positiva.
• Teoria atomica di Rutherford (1911)
  Rutherford si dedicò ad un tema di ricerca usando una sorgente radioattiva in grado di emettere radiazioni che venivano sparate su una lamina d’oro. In particolare, egli identificò tre tipi di radiazioni:
  • Raggi alfa sono particelle di carica positiva con la stessa massa degli atomi di elio.
  • Raggi beta sono particelle cariche negativamente ed hanno le stesse proprietà degli elettroni.
  • Raggi gamma sono radiazioni elettromagnetiche con elevato potere di penetrazione.
  Basandosi sul modello a "plum pudding" di Thomson, Rutherford si aspettava che le particelle alfa, una volta entrate in contatto con la lamina d’oro, la attraversassero parallelamente oppure venissero leggermente deviate tutte allo stesso modo, data l’omogeneità dell’atomo. Quando bombardò una sottile lamina d’oro con particelle alfa osservò, invece, che alcune particelle venivano deviate anche con angoli maggiori di 90°, tornando verso la fonte che le aveva generate. Nel 1911, grazie a questo esperimento, Rutherford giunse alla conclusione che al centro dell’atomo vi fosse un nucleo denso e carico positivamente in grado di interrompere il decorso delle particelle alfa e addirittura in grado di farle rimbalzare, e che intorno ad esso ruotassero elettroni carichi negativamente in numero tale da neutralizzare la carica positiva e che tra il nucleo e gli elettroni ci fosse spazio vuoto. Definì questo modello atomico modello nucleare. L’atomo nucleare di Rutherford suggeriva, quindi, l’esistenza di particelle fondamentali di materia e previde anche l’esistenza nel nucleo di particelle fondamentali cariche positivamente nel nucleo degli atomi, dette protoni, e di particelle fondamentali elettricamente neutre, i neutroni. Il numero di protoni presenti nel nucleo di un atomo è detto numero atomico (Z) e, in un atomo neutro è uguale al numero di elettroni; il numero totale di neutroni e protoni è detto numero di massa (A).
• Teoria atomica di Bohr (1913)
  L’esperimento di Rutherford e le ricerche sui fenomeni radioattivi avevano permesso di fare luce sul nucleo atomico. Ciò che ancora doveva essere chiarito era il comportamento degli elettroni di cui non si conosceva né il tipo di movimento, né la traiettoria percorsa nel tempo; si sapeva solo che dovevano muoversi a grande velocità e a grande distanza dal nucleo lungo una precisa e caratteristica orbita. Un corpo carico in movimento all’interno di un campo elettrico emette onde elettromagnetiche e, quindi, energia. Questo fenomeno doveva interessare anche l’elettrone, che si muoveva nel campo elettrico dell’atomo. Bohr ipotizzò un modello atomico secondo cui gli elettroni ruotano attorno al nucleo su orbite quantizzate, che si trovano a precise distanze dal nucleo. L’orbita più piccola è distante 53 pm dal nucleo: l’elettrone non potrà trovarsi a distanze minori e non potrà mai cadere sul nucleo. Per portare un elettrone da un’orbita più piccola a una più grande, cioè per allontanarlo dal nucleo, bisogna fornirgli energia. L’elettrone che si viene a trovare su un’orbita più ampia ha perciò l’energia che aveva prima, più quella necessaria per il passaggio. Un atomo in cui tutti gli elettroni sono disposti in orbitali con la minore energia disponibile è chiamato atomo allo stato fondamentale. Se a questo atomo forniamo una quantità di energia sufficiente per far passare un elettrone dall’orbitale in cui si trova a un orbitale con energia maggiore si ottiene un atomo allo stato eccitato.
• Teoria atomica di Schrodinger (1923)
  Dopo la presentazione del modello di Bohr, altri ricercatori raccolsero nuovi dati sperimentali sulla struttura dell’atomo. Louis Victor de Broglie avanzò l’ipotesi che l’elettrone poteva essere descritto sia come particella che come onda. L’onda associata all’elettrone doveva essere un’onda stazionaria che si propaga lungo una circonferenza avente per centro il nucleo dell’atomo. Mentre nel modello di Bohr l’elettrone era considerato come una particella che viaggiava su orbite definite e si poteva prevedere in ogni momento dove si trovava e dove sarebbe passato, con la nuova concezione proposta da de Broglie non si riusciva più a localizzarlo. Schrodinger ipotizzò che l’elettrone circolava su orbite ellittiche, definite orbitali, cioè regione di spazio attorno al nucleo in cui vi è il 90% di probabilità di trovare l’elettrone. Secondo il modello degli orbitali, ogni orbitale possiede una dimensione, forma e orientazione nello spazio specifica. Questi sono descritti da tre tipi di numeri, chiamati numeri quantici:
  • Numero quantico principale (n): indica la dimensione dell’orbitale, cioè il livello energetico (= orbitale di valenza) e l’energia dell’elettrone. Un orbitale con un valore di n piccolo ha dimensioni più ridotte ed energia più basse rispetto a un orbitale che ha un valore di n maggiore. Può assumere tutti i valori interi positivi compresi tra 1 e infinito (n = 1, 2, 3, 4, 5, 6 ...∞).
  • Numero quantico angolare o secondario (l): indica la forma degli orbitali e il momento angolare degli elettroni. Può assumere valori compresi tra 0 e (n-1). Ad esempio, se n = 4, l può assumere i valori 0, 1, 2 e 3.
    • l=0 → 1 orbitale di tipo s
    • l=1 → 3 orbitali di tipo p
    • l=2 → 5 orbitali di tipo d
    • l=3 → 7 orbitali di tipo f
  • Numero quantico magnetico (m): indica l’orientamento dell’orbitale nello spazio e può assumere i valori compresi tra -l e +l. Ad esempio, se l = 2, m può assumere i valori -2, -1, 0, +1, +2.
  Questi numeri quantici si riferiscono agli orbitali, però si conosce un quarto numero quantico che è proprio dell’elettrone.
  • Numero quantico di spin (m_s): indica il senso di rotazione dell’elettrone intorno al proprio asse (in senso orario o antiorario). Può assumere solo i valori +1/2 e -1/2 secondo il senso di rotazione con cui l’elettrone ruota.
  Esempio:
  • n = 3 indica che gli elettroni di valenza si trovano nel 3° livello energetico (PERIODO 3)
  • l = 0, 1, 2 → configurazione elettronica dell’orbitale di valenza (3s, 3p, 3d)
  • m = -2, -1, 0, 1, 2
• Principio di indeterminazione di Heisenberg
  Nel 1927 Werner Heisenberg enunciò il suo famoso principio di indeterminazione, con cui si dichiarava l’assoluta impossibilità di conoscere contemporaneamente i valori precisi della velocità e della posizione delle particelle subatomiche, cioè in pratica le caratteristiche del loro movimento.