Chimica generale ed inorganica - parte 1

Chimica e materia

Introduzione alla chimica

Chimica - studia la materia ed i suoi cambiamenti. Materia - tutto ciò che occupa spazio ed ha una massa. Sappiamo dell’esistenza della materia da un lasso di tempo di circa 10^-34 sec. dopo il Big Bang. Era presente plasma di quark, equilibrio tra materia ed antimateria, prevalsa della materia sull’antimateria ed all’incirca 3 minuti dopo compaiono i primi elementi della tavola periodica.

Macroscopico e microscopico

Macroscopico e microscopico (struttura discreta costituita da atomi).

Struttura dell'atomo

Struttura atomo - misurazione indiretta, componenti subatomiche.

Stati di aggregazione

Stati di aggregazione: gassoso, liquido, solido.

• Gassoso: molecole con grado di libertà ampio, occupano il volume a disposizione e possono stare a distanza.
• Liquido: molecole meno libere, non si allontanano, scivolano le une sulle altre. Ha un volume proprio ma occupa la forma del recipiente a disposizione.
• Solido: le molecole occupano posizioni fisse.

Altri stati di aggregazione

• Plasma: gas ionizzato (atomo non neutro ma con carica positiva perché senza un elettrone). Gli elettroni persi nel processo di ionizzazione rimangono dispersi nel gas, il sistema risulta neutro quindi nonostante abbia cariche positive interne.
• Liquido cristallino: stato tra solido e liquido. I fosfolipidi della membrana hanno posizioni definite (solido) ma sono fluidi perché si possono interscambiare.
• Fluidi supercritici: industriale, sostanze pure, miscele.

Materia in sostanze pure

Sostanze pure (caratteristiche distinte e composizione fissa):

• Elementi: sostanze di base di cui tutta la materia è composta (non possono trasformarsi in altri elementi attraverso trasformazioni chimiche).
• Composti: si creano da interazioni e legami tra elementi.

- Trasformazioni fisiche: cambiando stato di aggregazione non cambia la struttura molecolare. H₂O rimane tale se gassosa, liquida o solida.

- Trasformazioni chimiche: struttura molecolare che varia. Fe₂ -> ruggine, combustione propano in CO₂ e H₂O.

Sostanze pure e miscele

Miscele (combinazione di due o più sostanze in cui ognuna mantiene la sua identità chimica).

• Omogenee (non distinguiamo i componenti): per separare due sostanze si sfrutta la temperatura di ebollizione di esse. Si scalda la miscela fino alla temperatura di ebollizione della sostanza più volatile, essa si volatilizza e si condensa in un tubo a minore temperatura. Raccogliamo i due composti separatamente.
• Eterogenee: separo le due fasi utilizzando diverse tecniche di separazione.

Teoria della struttura atomica

- Democrito: ipotizza una struttura discreta della natura.

- 1785, Lavoisier: alla fine di una reazione la massa si conserva, m_f=m_i.

- Proust: prendendo quantità diverse (es. 3, 6 e 9 grammi di CO₂) di una sostanza troviamo sempre rapporti identici tra gli atomi di una molecola (stesse proporzioni tra C e O).

Legge ponderale

- Dalton: sviluppa una usando quantità diverse di atomi in una sostanza otteniamo molecole differenti. Determina rapporti interi tra quantità di atomi per ottenere sostanze diverse (es. C + O₂ -> CO o CO₂). Quando due elementi possono combinarsi in rapporti ponderali diversi per formare diversi composti, il rapporto tra le quantità dei due elementi è sempre un numero intero. Atomi di un elemento uguali e diversi tra atomi diversi. Dalton ipotizza gli atomi ma non determina la differenza tra atomi di elementi differenti.

Thompson e l'esperimento del tubo catodico

- Esperimento tubo catodico. Il catodo scaldato rilascia elettroni che vanno verso l’anodo, bucato, ed incontrano una lastra metallica. Applica un campo magnetico ed elettrico:

• Attrazione colombiana: se carico, il fascio deve subire una deviazione.
• Forza di Lorentz: forza generata su una particella dal campo magnetico.

Punto di equilibrio per determinare q/m. Modello a panettone: carica positiva uniforme con cariche negative sparse.

Millikan e l'esperimento della goccia d'olio

- Gocce di olio nebulizzate tra due poli di un campo elettrico. La goccia di olio, carica di elettroni, subisce una spinta verso l’alto determinata dalla forza coulombiana, mentre la forza peso tende verso il basso. Variando il campo elettrico si trova un punto di equilibrio dove le due forze si equivalgono e il sistema è in equilibrio (F_Coulomb=mg). Determinò la carica dell’elettrone e la sua massa partendo dalla relazione di Thompson.

Radioattività

Studi applicati alla struttura atomica portarono alla scoperta di tre tipi di radioattività:

• Alfa, positive, 4,2He.
• Beta, possono essere + e -.
• Gamma, radiazioni elettromagnetiche.

Rutherford e il modello planetario

- Spara particelle alfa contro una lastra di oro attorno alla quale è presente un rivelatore di particelle. Comprende che la struttura idealizzata da Thompson è errata perché alcune particelle oltrepassano ed altre vengono deviate.

→ Modello planetario: orbite di elettroni attorno ad un nucleo positivo. Regione concentrata centrale e molto spazio libero attorno (per questo motivo molte particelle alfa passano senza essere respinte). L’elettrone, dal punto di vista teorico, dovrebbe però collassare.

Andando a suddividere la carica positiva globale di un atomo per l’unità di carica (positiva ma uguale in valore alla carica dell’elettrone) si trova un numero di protoni (numero atomico).

Mendeleev e la tavola periodica

- Mendeleev: separa gli atomi per peso atomico crescente e costruisce la tavola periodica, notando che vi è un aumento progressivo della massa all’aumentare dei protoni in un nucleo. La massa è sempre metà di quella identificata perché ancora non veniva considerata la massa dei neutroni.

→ Chadwick, '20 secolo, scoperta dei neutroni.

Grandezze fisiche nell'atomo

• Nucleo: 10^-14 m
• Atomo: 10^-10 m sono presenti 4 ordini di grandezza di vuoto.
• Massa: 1,64*10^-24 = 1 u.m.a. = 1/12 dell’isotopo 12C.

Isotopi

In un atomo stabile (bilancio di carica) il numero di protoni è uguale al numero di protoni. Gli atomi possono però differire per il numero di neutroni presenti nel nucleo, essi vengono detti isotopi e presentano uguali proprietà chimiche ma differenti proprietà fisiche.

Elemento: abbiamo Z uguale (protoni) ma possiamo avere A differente (protoni + neutroni).

Difetto di massa

Misurando sperimentalmente la massa di un atomo, essa risulta sempre inferiore rispetto alla somma teorica delle masse di protoni e neutroni. Una parte di massa si converte in energia secondo la relazione E=mc².

Abbondanza relativa

107 Ag → 51,84%. 109 Ag → 48,16%.

Media ponderale per peso medio: [(107*51,84)+(109*48,16)]/100 = 107,86.

Test doping

Rapporto tra 12C e 13C di origini differenti, animali e vegetali. Si riesce a capire cosa è stato assunto e cosa no in base a ciò.

La mole

Mole: quantità di materia che contiene un numero di entità elementari pari al N° Avogadro di particelle (6,022*10²³) contenute in 12 g dell’isotopo 12,6C.

Grandezza fisica che collega quantità in grammi e il numero di atomi contenuti.

Composti

Composti: unione di più atomi.

Composti molecolari

• Caratterizzati dall’unione di pochi atomi uniti da legame covalente.
• Formula empirica o minima: da relazioni ponderali, indica i rapporti in cui stanno, non ci dà il numero di atomi.
• Formula molecolare: numero esatto di elementi.
• Formula di struttura: indica anche come sono concatenati gli atomi nella molecola, oltre a dare il numero di atomi per elementi.

Rappresentazione tridimensionale

Fa uso di una simbologia che usa colori specifici in base all’elemento considerato. Codice colore: slide, elementi principali.

Composti ionici

Composti ionici: sono caratterizzati dall’unione di ioni, che hanno perso o acquistato elettroni e quindi hanno una carica o positiva o negativa. Legame ionico: uniti da un legame elettrostatico.

Esempio: NaCl non è costituita da molecole di NaCl, si articola in una struttura precisa in cui gli ioni sono circondati da cationi in un reticolo. NaCl è solo la formula minima che ci indica il rapporto tra gli atomi.

Ioni

• Catione: perde una carica negativa perché perde un elettrone, carica +.
• Anione: acquista una carica negativa, carica -.
• Cationi, raggio più piccolo perché perde un elettrone.
• Anione, raggio atomico maggiore perché acquista un elettrone.

Massa molecolare

Massa molecolare: moltiplico il numero di atomi di un elemento per la sua massa molare e sommo i diversi tipi di atomi in una molecola.

Radiazione elettromagnetiche

• Lunghezza d’onda: distanza tra due punti equivalenti dell’onda.
• Frequenza: numero di cicli che effettuano nell’unità di tempo.
• Velocità dell’onda.

Spettro elettromagnetico

- Raggi gamma, raggi x e ultravioletti, frequenze alte.

- Visibile (390-760 nm).

- Infrarosso, microonde e radio, frequenze inferiori.

Otteniamo informazioni dalla interazione delle onde con la materia, la facciamo interagire con il raggio più opportuno, ottenendo informazioni sull’atomo. Se interagiscono in fase si sommano (interferenza costruttiva), se non sono in fase si disturbano (interferenza distruttiva).

Luce bianca

Luce bianca attraverso un prisma, possiamo scomporla. Il prisma fa sì che l’angolo a cui si muovono le varie onde siano diversi, si muovono a velocità ed angolo differenti rispetto a quando erano insieme nella luce bianca (il suo spettro d’emissione, con bande continue). L’emissione negli spettri atomici non è suddivisa a bande come nella luce bianca, abbiamo righe di assorbimento o emissione.

Planck e teoria quantistica

- Planck, studi sul corpo nero, capisce che l’energia è scambiata sotto forma di pacchetti. Corpo nero: corpo ideale che assorbe ed emette per tutte le frequenze. Più aumenta la frequenza e più aumenta l’emissione del corpo nero. Planck capisce che l’emissione non sale all’infinito ma decresce seguendo una funzione a campana. E= hf.

Limiti della teoria di Rutherford

L’elettrone non riuscirebbe a resistere alla forza Colombiana del nucleo e dovrebbe così schiantarsi sul nucleo. Planck, con l’idea dei quanti.

Effetto fotoelettrico

Effetto fotoelettrico: effetto per cui incidendo su una superficie con una certa frequenza si può notare una fuoriuscita di elettroni. Al di sotto della frequenza di soglia però il metallo non emette nulla, solo quando la radiazione ha una frequenza sufficiente. La quantità di elettroni emessi non dipende dalla frequenza della radiazione ma dipende dalla intensità dell’onda. L’intensità è il numero di fotoni della radiazione, da non confondere con la frequenza. L’elettrone conserva energia cinetica. La luce può comportarsi come onda o particella, comportamento ondulatorio o particellare in contesti differenti, la particella che interviene è il fotone (quanto di Planck), che non ha massa.

Equazione di Rydberg

Serie differenti, a cui attribuiamo valori di n diversi. Lyman n=1, Balmer=2, ecc.

Bohr

Postulati di Bohr:

• 1_ l’elettrone si muove attorno...