Teoria Chimica di base

Chimica di base L01_Teoria atomica della materia

La chimica si focalizza sullo studio della materia, ovvero tutto ciò che ha una massa, che occupa uno spazio e che quindi è percepibile con i nostri occhi. Studia le proprietà delle sostanze e le reazioni che permettono di crearne delle nuove diverse da quelle iniziali, studia quindi le cosiddette trasformazioni della materia da un punto di vista microscopico, così da poter capire, spiegare e a volte prevederne il comportamento macroscopico.

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La materia, solida, liquida o gassosa, si può dividere fisicamente in due macro categorie: le sostanze pure e le miscele. Le sostanze pure non possono essere suddivise in sostanze più semplici e sono tutte caratterizzate da una composizione fissa, ovvero da una sola specie di atomo o molecola. Le sostanze pure sono chimicamente separabili in elementi (O², Fe) che possono essere atomici, se formati da singoli atomi o molecolari se formati da molecole biatomiche o triatomiche.

L’elemento è una sostanza pura composta da un solo tipo di atomo ed è la più piccola particella che ne conserva le proprietà chimiche. Sono conosciuti 118 elementi, di cui 90 ne esistono in natura. Gli elementi possono essere di diverso tipo, ci sono quelli metallici, come il ferro, quelli molecolari, che hanno una forma chimica come quella delle molecole e hanno una combinazione chimica di due o tre atomi legati tra loro, come l’azoto o gli alogeni.

Gli elementi possono combinarsi tra loro chimicamente per fare dei composti molecolari o ionici (H²O, NaCl), che hanno una composizione definita e costante, ognuno caratterizzato dalla presenza di due o più elementi a seconda delle proporzioni ben definite. (Pirite FeS²)

Il legame chimico è l’interazione a livello microscopico, che porta ad un risultante diverso rispetto a quello di partenza; il legame chimico è l’oggetto della chimica.

L’altra categoria è quella delle miscele, ovvero l’insieme di due o più sostanze pure mescolate fisicamente e che hanno una composizione variabile e possono essere separate mediante tecniche fisiche. Le miscele si classificano in omogenee o eterogenee.

Le prime sono caratterizzate da una composizione uniforme nella quale non si riesce a distinguere ad occhio nudo i componenti; esse possono però essere separate cambiando il loro stato di aggregazione o sfruttando la diversa solubilità. Presentano le stesse proprietà in qualsiasi punto, un esempio è l’aria.

Le miscele eterogenee presentano una composizione non uniforme poiché i componenti mantengono le loro proprietà e quindi sono facilmente distinguibili. Queste possono essere separate attraverso tecniche, come la decantazione, che si usa per separare i componenti di una sospensione, la filtrazione attraverso l’uso di filtri o grazie ad una forza centrifuga, mantenendo le proprietà immutate, come l’acqua con l’olio.

Stati di aggregazione

Gli stati di aggregazione sono tre: solido, liquido e gassoso. Dal punto di vista chimico il bromo è un elemento costituito da atomi che si combinano tra loro a formare molecole biatomiche, che possono interagire le une con altre e la loro interazione, in particolar modo quanto l’interazione è forte, determina il diverso stato fisico a seconda delle condizioni di temperatura o di pressione. I passaggi di stato dipendono quindi da questo fenomeno.

Le dimensioni della materia

Esistono diverse scale dimensionali della materia: la macro scala, dai millimetri ai metri, la micro scala e in particolar modo la nano scala, di cui fanno parte gli atomi. (nanometro: 10^-9).

Lo strumento fondamentale dei chimici è la tavola periodica degli elementi, nella quale essi non sono disposti in maniera casuale e rappresentati con il proprio simbolo. Comprende 118 elementi diversi, come i metalli alcalini, i metalli terrosi, quelli di transizione o altri metalli, i gas nobili, gli alogeni e i non metalli. Nella tavola è presente inoltre una linea rossa che divide i metalli dai non metalli.

Lo schema è correlato alle proprietà chimico-fisiche e reattività degli elementi.

Nella tavola è presente un blocco di elementi separato dagli altri per una questione di compattezza della tavola, le due righe sono da inserire dopo l’elemento 56 e 88.

La tavola è costituita da 7 periodi, ovvero 7 righe orizzontali numerate dall’alto al basso, e 18 gruppi, ovvero colonne verticali, numerate da sinistra verso destra.

https://www.rsc.org/periodic-table/

Struttura atomica della materia

L’atomo è stato introdotto per la prima volta da un filosofo greco Democrito, considerato il padre della teoria atomica della materia. Egli intuì per primo che l’atomo era la particella più piccola della materia, che non poteva essere scissa. Si è dovuto aspettare fino agli inizi del 1800 per avere una prima teoria atomica basata su dati sperimentali. Dalton appunto fu il chimico che la formulò nel 1803, teoria fondata su 5 postulati secondo i quali la materia deve essere costituita da particelle elementari definite atomi, indivisibili, uguali uno con gli altri, e in grado di reagire per poter formare dei composti ma rimanendo inalterati in numero e qualità.

Il quinto postulato è una conseguenza diretta della legge di Lavoisier sulla conservazione della massa, secondo la quale la massa in tutte le reazioni chimiche si conserva, ovvero la massa dei prodotti è uguale a quella dei reagenti. Per Dalton gli atomi sono quindi sfere neutre di materia, dalla composizione omogenea che non si possono dividere in ulteriori particelle.

Scoperta dell’elettrone

Negli anni successivi si venne a scoprire che gli atomi hanno una loro struttura interna, costituiti da particelle elementari ancora più piccole. La prima particella individuata fu l’elettrone nel 1897, da Thomson con l’esperimento dei raggi catodici, una struttura inventata da Kuros. Era presente un tubo di vetro con due lamine di materiali metallici collegate ad un generatore di corrente esterno. Il tubo è collegato alla pompa da vuoto alla quale si andava ad applicare una differenza di potenziale.

L’applicazione di corrente all’interno del tubo comportava un passaggio di carica elettrica all’interno del tubo stesso, dal polo negativo verso l’elettrodo opposto. Questi raggi catodici deviavano se sottoposti ad un campo magnetico esterno, quindi dovevano essere costituiti da particelle cariche.

Inoltre, se sottoposti ad un campo elettrico esterno, deviavano verso il polo positivo, e quindi tali cariche dovevano essere negative. Poiché i raggi non dipendevano dalla natura del catodo,

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Thompson comprese che queste particelle negative erano presenti in ogni atomo chiamandoli elettroni. Thomson elaborò un suo personale modello atomico, definito modello a panettone, secondo il quale l’atomo è una sfera di carica positiva all’interno della quale sono dispersi in maniera omogenea gli elettroni.

Si arrivò a determinare, grazie ad ulteriori esperimenti con tubi catodici, che all’interno dell’atomo non erano presenti solo gli elettroni, ma anche particelle dotate di carica positiva di valore uguale e opposto, definite poi protoni. Essi avevano una massa decisamente più grande rispetto agli elettroni.

Carica dell’elettrone: -1,6x10^-19 C; massa elettrone: 9,1x10^-31 Kg

Carica protone: 1,6x10^-19 C; massa 1,67x10^-27 Kg

Il numero dei protoni e degli elettroni è uguale all’interno di uno stesso atomo al fine che l’atomo sia neutro.

La radioattività

Per capire come le particelle fossero distribuite all’interno dell’atomo sono stati condotti studi sperimentali sul fenomeno della radioattività. Le sostanze radioattive sono quelle in grado di emettere radiazioni, come i raggi catodici, in maniera del tutto naturale.

Gli studi hanno permesso di osservare che le sostanze radioattive sono in grado di produrre tre tipi di radiazioni: alfa α, beta β e gamma γ, che si comportano in maniera differente se poste all’interno di un campo elettrico.

Andando a raccogliere questi fasci di radiazioni su una lastra fotografica si osservò che le radiazioni beta venivano deviate verso la lastra positiva, quelle alfa verso quella negativa e infine il terzo tipo di radiazione non subiva nessuna deviazione ad opera di un campo esterno.

Gli studi successivi hanno portato ad identificare la natura di queste diverse particelle e a confermare che le particelle β, emesse dalle sostanze radioattive naturali, sono elettroni dotati di un’energia molto elevata, le particelle α sono gruppi di due protoni, mentre la radiazione γ è solo una radiazione ad alta energia, priva di carica elettrica.

Questi esperimenti hanno quindi confermato che ogni atomo è formato da particelle positive e negative, emesse naturalmente o tramite un’eccitazione, e quindi il modello atomico di Thomson non fu più attendibile.

Rutherford ideò allora un esperimento molto efficace prendendo una sostanza radioattiva capace di emettere particelle alfa facendo passare il fascio focalizzato su una lamina d’oro molto sottile, tale per cui lo spessore della lamina fosse costituito da strato di pochi atomi d’oro. Alle spalle della lamina c’era uno schermo fluo così che ogni volta che alfa andava a colpire lo schermo avrebbe lasciato un puntino per poter studiarne la traiettoria, che seguendo il modello di Thompson avrebbero dovuto essere tutte sommariamente rettilinee.

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Scoperta del nucleo: il modello di Rutherford (1911)

Al contrario c’erano alcune radiazioni che venivano deflesse, e una percentuale piccola che veniva riflessa. C’era quindi qualcosa che faceva deviare le particelle, in particolare un qualcosa di carico positivamente. Sulla base di questi dati Rutherford ipotizzò un nuovo modello, definito poi modello atomico nucleare.

Per Rutherford la struttura subatomica dell’atomo doveva essere come una parete centrale, definita per la prima volta nucleo dell’atomo, in cui erano concentrati i protoni. Il nucleo è quindi carico positivamente. Ci doveva essere poi uno spazio circostante vuoto nel quale si trovavano gli elettroni, dotati di carica negativa.

In questo modo le particelle alfa sarebbero dovute passare in linea retta attraversando la porzione vuota, una piccola parte si sarebbe avvicinata al nucleo e a causa della repulsione di due cariche positive sarebbero state deviate, mentre una percentuale ancora più piccola avrebbe potuto scontrarsi con il nucleo e essere rimandata indietro.

Scoperta del neutrone: Chadwick (1932)

La terza particella fondamentale subatomica, il neutrone, è stata scoperta da Chadwick nel 1932. La sua massa è quasi uguale a quella del protone, ma è una particella priva di carica elettrica.

Ciascuna di queste tre particelle subatomiche è direttamente collegata ad una ben specifica proprietà dell’atomo: il numero dei protoni definisce la natura chimica di un elemento; i neutroni insieme ai protoni aiutano a determinare la massa dell’atomo; gli elettroni, che determinano la reattività dell’atomo, permettendo agli atomi dello stesso elemento di formare legami chimici e quindi dei composti.

Il nucleo possiede praticamente tutta la massa dell’atomo ed è formato da protoni, e da neutroni, che hanno massa simile. Il raggio di un atomo è circa 100.000 volte maggiore rispetto al raggio del suo nucleo.

L’introduzione del modello di Rutherford permette di definire alcuni concetti fondamentali per lo studio chimico della materia:

• Numero atomico (Z): n° di protoni (= n° di elettroni se l’atomo è neutro). Atomi dello stesso elemento possono però contenere un diverso numero di neutroni e sono chiamati isotopi.
• Numero di massa (A): n° di protoni + n° di neutroni

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Per studiare le trasformazioni chimiche della materia da un punto di vista quantitativo, i chimici hanno introdotto un nuovo sistema di unità di misura, u, o l’uma (unità di massa atomica) ovvero un’unità di massa di riferimento viste le piccole dimensioni delle particelle. L’unità di massa atomica è 1/12 della massa di un isotopo 12 del carbonio, contenente 6 neutroni nel nucleo (1,67x10^-27 kg).

Perché la massa atomica relativa dell’elemento carbonio (C) nella tavola periodica non vale esattamente 12.0000?

La massa del carbonio riportata sulla tavola periodica non è pari a 12.000 perché molti elementi esistenti sono formati da una miscela di diversi isotopi, quindi la massa atomica relativa di ciascun elemento è la media ponderata delle masse atomiche di tutti gli isotopi di quell’elemento, tenendo conto dell’abbondanza percentuale di ciascun isotopo.

Quando gli atomi si legano chimicamente fra di loro formano raggruppamenti discreti chiamati molecole.

Per contare gli atomi e le molecole, i chimici hanno introdotto un’altra unità di misura, il numero di Avogadro N_A, ovvero il numero esatto di atomi contenuti in 12g del carbonio-12, pari a 6,02x10²³.

Il chimico definisce la quantità di materia in funzione di questo numero, ragionando in termini di moli (mole= quantità di materia che contiene N_A di particelle). Per sapere la massa effettiva di una mole di una qualunque particella, questa si calcola a partire dalle masse atomiche relative.

L02_Meccanica quantistica e orbitali/ L03_Configurazioni elettroniche e periodicità

Il primo a dare una spiegazione del perché dell’effetto fotoelettrico fu Einstein, il quale ipotizzò che l’energia trasportata dalla radiazione elettromagnetica non era un flusso bensì un insieme di pacchetti discreti, definiti fotoni, e caratterizzati da un preciso valore dell’energia direttamente proporzionale alla frequenza della radiazione stessa.

E=hv

Quando la radiazione incidente aveva una frequenza superiore alla frequenza minima che serviva per strappare un elettrone dall’atomo si verificava il fenomeno dell’effetto fotoelettrico, quando invece la frequenza della radiazione incidente era inferiore alla frequenza minima non si osservava alcun effetto fotoelettrico.

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Einstein introduce il concetto di quantizzazione, ovvero la radiazione quando interagisce con la materia deve essere considerata come insieme di fotoni che si propagano, possono essere assorbiti e a volte provocando l’espulsione di elettroni negli atomi stessi

E= hv = hv0+E, hv0: energia che tiene legato l’elettrone al nucleo, Ecin: energia cinetica dell’elettrone

Se v<v0 non si ha alcuna fotoemissione.

Aumentando l’ampiezza di un’onda luminosa si aumenta il numero di fotoni trasportati da quell’onda, ma non l’energia dei singoli fotoni, che dipende esclusivamente dalla frequenza dell’onda luminosa.

Spettri atomici di emissione e assorbimento

La quantizzazione ipotizzata è in realtà una teoria applicabile agli atomi stessi. Gli atomi possono assorbire e diffondere la radiazione elettromagnetica. Questo fu osservato attraverso esperimenti riguardanti spettri atomici di emissione e assorbimento.

Uno spettro atomico di emissione è l’insieme di lunghezze d’onda che si registrano quando un campione di elemento puro è eccitato, per esempio per riscaldamento, e a quel punto emette energia sotto forma di radiazione elettromagnetica. Essa se scomposta attraverso un prisma di vetro e se si raccogliesse la radiazione in uscita su una lastra fotografica si otterrebbe lo spettro atomico di emissione, ovvero per ciascun elemento lo spettro è costituito da specifiche righe colorate discrete, le cui lunghezze d’onda sono caratteristiche dell’elemento in esame. Questo conferma l’idea secondo cui l’energia emessa dall’atomo eccitato aveva determinate frequenze e dati valori di energia, solamente in valori quantizzati discreti.

La stessa cosa valeva per lo spettro atomico di assorbimento. Lo spettro è registrato andando ad irradiare un elemento puro con un fascio di luce bianca e questo fascio opportunamente scomposto su una lastra fotografica, dava immagine speculare rispetto allo spettro atomico di emissione. Si otteneva quindi un fondo uniforme colorato che corrisponde a spettro visibile e linee nere in corrispondenza delle lunghezze d’onda dell’elemento.

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L’atomo di Bohr

Bohr ipotizzò un nuovo modello atomico nucleare, secondo cui gli elettroni si muovevano su traiettorie precise definite orbite. Bohr stimò i raggi delle orbite e il valore dell’energia di ogni livello. Quando un atomo assorbiva una certa radiazione, l’energia assunta provocava il salto degli elettroni dallo stato fondamentale ad uno stato eccitato. Lo stato eccitato è molto meno stabile perciò veniva riemessa l’energia assorbita per tornare allo stato fondamentale. Ciò avveniva tra due o più orbite consecutive e tra atomi quantizzati. L’energia è quantizzata in fotoni, ma anche gli atomi potevano emetterla e assorbirla solo attraverso pacchetti quantizzati.

Paradosso della stabilità dell’atomo

Gli elettroni possono stare intorno al nucleo senza collassare poiché si muovono intorno ad orbite precise, ad una precisa distanza dal nucleo. Per Bohr le orbite permettono agli elettroni di non collassare su sé stessi.

Il modello atomico di Bohr fa riferimento alla teoria di Plank, del 900, però egli utilizza le stesse leggi della meccanica classica per calcolare i raggi e l’energia delle orbite. Succede che il modello prevede raggi ed energia per un atomo mono elettronico, ma non è in grado di prevedere il comportamento di atomi poli elettronici, poiché la fisica classica non comprende la quantizzazione, incorre quindi in un paradosso. Il problema fu superato dalla teoria del dualismo onda particella di De Broglie. Se si prende un fascio di raggi x, e si fa passare il fascio attraverso una piccola fenditura, ciò che si ottiene su una lastra fotografica, è una figura di diffrazione, costituita da anelli concentrici. Ciò è spiegabile attraverso la quantizzazione dell’ener