Riassunto esame Chimica generale e inorganica, Prof. Righi Lara, libro consigliato Chimica + Fondamenti di chimica generale, Kotz

Chimica generale ed inorganica

Lezione 1 → Materia e processi

Materia = tutto ciò che possiede una massa e occupa un volume. Secondo il cosiddetto modello particellare, la materia è costituita da particelle estremamente piccole (atomi o molecole), in continuo movimento. Oltre a volume e massa, la materia presenta un'ulteriore fondamentale proprietà: lo stato fisico.

La materia è infatti presente in tre stati fisici o di aggregazione differenti:

• Solido: in questo stato la materia è caratterizzata da forma e volume definiti. Ciò significa che lo stato solido è incomprimibile dal momento che le sue particelle sono legate molto rigidamente.
• Liquido: questo stato è caratterizzato da volume definito, non modificabile ma con forma variabile. Un liquido, infatti, assume la forma del recipiente che lo contiene.
• Aeriforme: questo stato è caratterizzato da forma e volume variabili. Questo stato, inoltre, si differenzia in vapori e gas:
  • Un vapore è un aeriforme che, se compresso, può liquefare o solidificare a temperatura e pressione atmosferica.
  • Un gas è invece un aeriforme che rimane tale anche se compresso a temperatura e pressione atmosferica.

Il confine termico tra le due definizioni è noto con il termine di temperatura critica.

Passaggi di stato → trasformazione fisica

Una trasformazione fisica non varia la composizione della materia, ma solo il suo stato fisico. Al variare dei due parametri di temperatura e pressione varierà lo stato della materia. Per esempio, l'acqua a pressione atmosferica si presenta allo stato liquido se la temperatura è compresa tra 0 e 100 °C. I passaggi di stato avvengono quando al sistema si somministra o si sottrae calore. Questo genera una variazione della mobilità delle particelle, cui è connessa la rottura o formazione di legami intermolecolari.

Le transazioni di stato sono le seguenti:

• Condensazione: da gas a liquido
• Solidificazione: da liquido a solido
• Fusione: da solido a liquido
• Evaporazione: da liquido a gassoso
• Brinamento: da gassoso a solido
• Sublimazione: da solido a gassoso

Sistemi eterogenei ed omogenei

Il sistema è una porzione delimitata di materia. La materia che lo circonda è definita ambiente. Quando il sistema presenta in ogni sua parte le medesime caratteristiche chimico-fisiche, come per esempio la stessa temperatura, allora lo si definisce fase. Un sistema può essere omogeneo se è costituito da una sola fase o eterogeneo se è costituito da due o più fasi. Un sistema costituito da un solo tipo di particelle viene denominato sostanza pura, mentre un sistema ottenuto dalla combinazione di due o più sostanze è detto miscuglio.

Sostanze pure e miscugli

La materia può essere classificata in sostanze pure e miscugli.

• Sostanze pure: costituite da un solo tipo di particelle. Le sostanze pure si suddividono in:
  • Elementi: sostanze pure non scomponibili in sostanze più semplici.
  • Composti: sostanze pure scomponibili attraverso reazioni chimiche. Le proprietà fisiche e chimiche dei composti differiscono in maniera significativa da quelle degli elementi che li costituiscono. Gli elementi ad oggi noti sono 118, di cui 94 naturali mentre i restanti sono sintetizzati in laboratorio. Ad ogni elemento viene associato un simbolo chimico che lo rappresenta universalmente. Tutti gli elementi conosciuti sono riportati in uno schema denominato tavola periodica. I composti sono invece formati da due o più elementi, combinati secondo un rapporto costante. Gli elementi non metallici si presentano in forma molecolare, mentre quelli metallici si presentano in forma atomica. Gli unici in grado di esistere in forma atomica autonoma sono i gas nobili.
• Miscugli: materiali formati dalla mescolanza di più sostanze pure. Essi possono essere:
  • Omogenei: composizione uniforme con proprietà chimiche e fisiche identiche in ogni sua parte.
  • Eterogenei: composizione differente con proprietà chimiche e fisiche che dipendono dal punto in cui sono misurate.

Lezione 2 → Atomi e struttura

L'atomo è la struttura nella quale la materia è organizzata in unità fondamentali che costituiscono gli elementi chimici. Gli atomi si aggregano frequentemente in unità stabili dette molecole che caratterizzano molte sostanze. Il filosofo greco Democrito di Abdera formulò per primo l’ipotesi che la materia fosse costituita da particelle indivisibili chiamate atomi. Tuttavia, il primo a formulare un'ipotesi scientificamente valida fu John Dalton. Egli propose la prima teoria sperimentale sulla natura della materia, nota come teoria di Dalton, basandosi su alcuni postulati, in parte considerati tutt’oggi validi:

• La materia è formata da particelle piccolissime, indivisibili, chiamate atomi.
• Gli atomi non possono essere creati, divisi o trasformati in atomi di tipo diverso.
• Gli atomi di uno stesso elemento sono uguali tra di loro.
• Gli atomi presenti in elementi diversi hanno masse differenti e si combinano tra loro secondo rapporti espressi da numeri interi per formare i composti.
• La reazione chimica consiste nella separazione e ricombinazione di atomi.

Successivamente alla teoria di Dalton, Thomson propose un modello per descrivere la struttura atomica secondo il quale l’atomo era costituito da una sfera di cariche positive (i protoni) in cui erano dispersi dei granelli di carica negativa (gli elettroni) per controbilanciare le cariche. Tale modello risultò però inadeguato per Rutherford. Egli, infatti, giunse alla conclusione che l’atomo fosse costituito da un nucleo piccolo e denso in cui era presente la maggior parte della massa e della carica positiva e che gli elettroni, carichi negativamente, fossero localizzati nella regione esterna al nucleo, in uno spazio 10000 volte più grande del nucleo.

In seguito Niels Bohr (1885 – 1962) propose un nuovo modello atomico, noto come modello atomico di Bohr. Secondo il modello atomico proposto da Bohr, l’elettrone ruota attorno al nucleo atomico descrivendo un’orbita circolare; a ogni elettrone corrisponde un’orbita ben precisa, cioè un percorso definito che, se l’atomo non assorbe o non emette energia, non varia nel tempo.

Struttura dell'atomo

L'atomo è costituito da particelle piccolissime denominate particelle subatomiche. La prima ad essere scoperta, grazie a una serie di esperimenti sul passaggio della corrente elettrica fu l'elettrone. Tale scoperta viene attribuita al fisico inglese J. Thomson, che riuscì a dimostrare che gli elettroni hanno massa e carica definita. Successivamente fu dimostrata l'esistenza di una particella di carica uguale a quella dell'elettrone, anche se di segno opposto: il protone. L'elettrone, infatti, possiede una carica negativa mentre il protone presenta una carica uguale e contraria a quella elettronica. Dopo diversi anni si ottenne la prova dell'esistenza di una terza particella subatomica, il neutrone, privo di carica elettrica ma avente la stessa massa del protone.

• Elettrone: questa particella subatomica ha massa pari a 9,1 x 10^-31 kg e carica elettrica pari a -1,6 x 10^-19 kg. Viene indicata con il simbolo e-. All'elettrone viene attribuito convenzionalmente il valore di carica -1.
• Protone: questa particella subatomica presenta una massa di 1,67 x 10^-27 kg. Il simbolo con cui si indica il protone è p+ e la sua carica è +1.
• Neutrone: si tratta della particella alimentare neutra dell'atomo, avente massa pari a quella del protone. Il suo simbolo è n°.

Numero atomico: è il numero di protoni contenuti all'interno dell'atomo. Questo numero viene indicato con Z e rappresenta una caratteristica di ogni elemento, che viene anche detta proprietà periodica.

Numero di massa: rappresenta la somma del numero di protoni e di neutroni e si indica con A.

Numero di neutroni: A – Z

Isotopi: atomi che presentano uguale numero atomico ma differente numero di massa: contengono, cioè, lo stesso numero di elettroni ma diverso numero di protoni. Dal momento che gli isotopi hanno lo stesso numero atomico, presentano medesime proprietà chimiche. Il fatto, invece, che possiedano diversi numeri di massa implica una possibile diversità nelle proprietà fisiche. Gli isotopi della maggior parte degli elementi sono stabili, ma ne esistano alcuni, come il trizio, che presentano instabilità poiché sono in grado di emettere radiazioni.

Analisi dei modelli atomici

• Modello di Thomson (1903): secondo lo scienziato l'atomo poteva essere considerato una sfera omogenea dotata di carica positiva con all'interno gli elettroni, senza una precisa disposizione spaziale. Il modello fu denominato modello a panettone proprio perché Thomson aveva ipotizzato che gli elettroni fossero dispersi come gli acini di uvetta in un panettone in una massa elettricamente positiva, in modo da determinare l'equilibrio delle cariche. È un primo passo verso la dimostrazione che l'atomo non fosse qualcosa di indivisibile.
• Modello di Rutherford (1911): il fisico neozelandese, effettuando una serie di esperimenti, dimostrò che il modello di Thomson non era valido. Rutherford bombardò una lamina d'oro con particelle alfa e, secondo la teoria di Thomson, si aspettava che una parte fosse deviata, ma che tutte passassero oltre la lamina impressionando la lastra fotografica posta, appunto, per essere impressionata dalle particelle. Tuttavia, sebbene la maggior parte riuscisse a passare e una parte fosse effettivamente deviata, quello che suscitò il suo interesse fu quella piccola parte di particelle (3% circa) che non riusciva affatto ad attraversare la lamina e rimbalzava indietro. I risultati ottenuti, seppur sperimentali, indussero Rutherford a elaborare un nuovo modello atomico secondo il quale l'atomo è costituito da un minuscolo corpo centrale, il nucleo, circondato da un grande spazio vuoto in cui ruotano gli elettroni descrivendo orbite circolari. Tale modello è anche detto modello a planetario.
• Modello di Bohr: egli si rese conto che un fotone che viene assorbito da un atomo cede tutta la sua energia a uno degli elettroni che passa così a uno stato energetico più elevato. Applicando le leggi dell’elettromagnetismo al modello atomico planetario di Rutherford, egli riuscì a superare le inesattezze fisiche di quest’ultimo. Il modello di Bohr afferma che l’elettrone può percorrere solo determinate orbite circolari (orbite stazionarie) e che quando ruota su di esse non assorbe o emette energia: all’elettrone sono permesse solo certe orbite, corrispondenti a determinati valori di energia (tanto più grande quanto più ampia è l’orbita, ossia distante dal nucleo); l’elettrone non può, quindi, assumere tutti i valori energetici: la sua energia è quantizzata. Per passare da un’orbita all’altra, l’elettrone assorbe o emette energia (ossia fotoni di opportuna frequenza). L'energia del fotone emesso o assorbito corrisponde alla differenza di energia fra le due orbite. Il livello di energia più basso corrisponde al numero quantico n = 1, e viene detto stato fondamentale; i livelli di energia superiori sono detti stati eccitati. Il passaggio dallo stato fondamentale a quello eccitato comporta l’assorbimento di un fotone; in seguito l’elettrone, attratto dal nucleo, ritorna allo stato fondamentale direttamente (per esempio passa dalla 5 orbita a quella stazionaria): a ogni “salto di orbita” corrisponde l’emissione di energia sotto forma di un fotone: si ha, così, una transizione energetica. La frequenza e l’energia del fotone emesso si ricavano dall’equazione di Bohr: ΔE = hν. Nello spettro di emissione si registrano tante righe quante sono le transizioni dell’elettrone da uno stato eccitato a uno di più bassa energia. L’insieme delle righe che compaiono nella porzione visibile dello spettro dell’atomo di idrogeno è detto serie di Balmer. Il modello di Bohr spiega lo spettro dell’atomo di idrogeno, non è però altrettanto esauriente a giustificare atomi con molti elettroni (polielettronici), e non dà ragione degli spettri atomici ottenuti in presenza di un campo magnetico. La meccanica classica non poteva spiegarne la natura.

Doppia natura dell'elettrone; la meccanica quantistica

Louis de Broglie ipotizzò che il comportamento ambivalente della luce non fosse un’anomalia, ma una proprietà caratteristica di qualsiasi particella. Associò quindi a ogni particella in movimento un’onda, che chiamò onda di materia (o onda di de Broglie). La meccanica quantistica descrive il comportamento di elettroni, fotoni e altre particelle microscopiche, basandosi su leggi statistiche (non sulla meccanica classica). Il principio di indeterminazione di Heisenberg afferma che la precisione con cui si può misurare la posizione di una particella in un dato istante è inversamente proporzionale alla precisione con cui si può misurare contemporaneamente la sua quantità di moto: in altre parole, non è possibile conoscere contemporaneamente la posizione e la velocità di una particella come l’elettrone. A ogni particella in movimento corrisponde quindi un’onda: nel caso dell’elettrone si parla di onda stazionaria, in quanto l’attrazione del nucleo lo vincola entro il ristretto volume atomico. L’onda di un elettrone in moto entro un atomo oscilla in tre dimensioni. L’equazione d’onda è un’equazione che presenta come soluzioni, anziché dei numeri, delle funzioni, chiamate funzioni d’onda. Una funzione d’onda (ψ) è una funzione delle tre coordinate spaziali x, y, z e del tempo t. Il suo valore consente di determinare la probabilità di presenza della particella in ogni punto dello spazio in un certo intervallo di tempo.

Numeri quantici ed orbitali

La funzione d’onda definisce i diversi stati in cui può trovarsi l’elettrone nell’atomo. Nella sua espressione matematica, contiene tre numeri interi, chiamati numeri quantici, che possono assumere valori diversi e che sono indicati con le lettere n, l e m (insieme a m_S). Alla funzione d’onda elettronica che contiene una particolare terna di numeri quantici si dà il nome di orbitale: esso è un’espressione matematica che consente di determinare l’energia dell’elettrone e di calcolare la probabilità di trovare l’elettrone in un qualunque punto dell’atomo.

Il numero quantico principale n definisce l’energia dell’elettrone e può assumere solo valori interi positivi (cioè 1, 2, 3, …). A ogni n corrisponde un particolare valore dell’energia dell’elettrone, tanto maggiore quanto è più grande n (ossia quanto più aumenta la distanza dell’elettrone dal nucleo).

Orbitali caratterizzati dallo stesso valore di n appartengono allo stesso livello energetico. Il numero di orbitali di un certo livello energetico corrisponde a n². Il numero quantico secondario l può assumere tutti i valori compresi tra zero e n – 1 (es: n = 3, l = 0, 1, 2). Il numero quantico l determina le caratteristiche geometriche della funzione di distribuzione della probabilità. Negli atomi polielettronici, l’energia dipende anche dal numero quantico secondario. Il valore di l definisce il sottolivello energetico a cui appartiene quel certo orbitale. I sottolivelli sono indicati con lettere: 0 = s, 1 = p, 2 = d, 3 = f.

Il numero quantico magnetico m determina le proprietà dell’atomo quando è sottoposto a un campo magnetico esterno. Il numero quantico m può assumere tutti i valori compresi fra –l e +l, incluso lo 0 e definisce il numero di orbitali di ciascun sottolivello energetico.

Il quarto numero quantico, è il numero quantico magnetico di spin m_S (spin dell’elettrone). Esso può assumere esclusivamente due valori, pari a +1/2 o -1/2, poiché per ciascun elettrone sono possibili due diversi stati energetici. Quando gli elettroni sono immersi in un campo magnetico esterno, possono disporsi in due soli modi, cioè parallelamente o antiparallelamente al campo, con la conseguente differenziazione della loro energia. Lo spin è una proprietà intrinseca dell’elettrone che si manifesta quando l’elettrone, sottoposto all’azione di un campo magnetico esterno disomogeneo, assume due diversi stati energetici.

Il principio di esclusione di Pauli afferma che un orbitale può descrivere lo stato quantico di due soli elettroni; essi devono avere spin opposto, cioè antiparallelo. Due elettroni che hanno la stessa serie di numeri quantici n, l, m devono avere allora un diverso numero di quantico di spin m_S.

Dall'orbitale alla forma dell'atomo

La forma degli orbitali e il volume variano notevolmente. La forma è determinata dal valore del numero quantico secondario l, mentre il volume dipende anche dal numero quantico principale n. La superficie di contorno degli orbitali s è sferica: il volume della sfera aumenta al crescere del numero quantico principale. L’aumento del numero atomico, invece, comporta quasi sempre la contrazione del volume racchiuso dalla superficie di contorno, determinata dalla forza di attrazione dei protoni nucleari. Ai tre orbitali p, di uguale energia, corrisponde una forma a doppio lobo che si orientano lungo gli assi x, y, z. Agli orbitali d, che sono cinque in... (testo troncato per rispettare la lunghezza massima)