Fondamenti di chimica

Teoria atomica (Dalton)

• Elementi formati da atomi.
• Atomi di un elemento tutti uguali, legge delle proporzioni multiple.
• Composto è formato da atomi diversi in rapporto, legge di conservazione della massa.
• Reazione chimica non crea né distrugge materia.

Struttura atomica

Un atomo è l’unità base della materia, la più piccola porzione di un elemento chimico che conserva le proprietà chimiche dell’atomo stesso.

Un atomo è costituito da particelle subatomiche:

• Elettroni, particelle cariche negativamente che ruotano intorno all’atomo e che hanno un peso atomico pari a 9,10 × 10^-28 g.
• Protoni, particelle cariche positivamente, che quindi annullano la carica negativa degli elettroni, situate all’interno del nucleo e che hanno un peso di circa 1,67 × 10^-24 g, molto più grandi degli elettroni.
• Neutroni, particelle neutre che essendo di dimensioni maggiori rispetto ai protoni vanno a risolvere il problema del rapporto tra le masse.

Sostanze pure

Sistema omogeneo che ha una composizione definita e costante separabile solo con mezzi fisici.

• Elementi → porzione di materia costituita da atomi tutti dello stesso tipo; si parla di allotropia di 1 tipo quando un elemento nelle varie forme ha atomi = ma legami diversi; si parla di allotropia di 2 tipo quando sono = i legami ma diverse le architetture.
• Composti → porzione di materia costituita da atomi diversi tra loro; si parla di polimorfismo quando un composto si presenta in diverse forme cristalline.

Miscele

• Omogenee → quando i diversi elementi si mescolano tra di loro.
• Eterogenee → quando i diversi elementi non si mescolano e sono così osservabili le diverse fasi, ovvero le zone in cui due elementi vengono a contatto senza mischiarsi.

Tavola periodica

Tavola periodica: colonne-gruppi; righe-periodi.

• Metalli → conduttori.
• Non metalli → non conduttori.
• Semimetalli → semiconduttori.

Un nuclide è l’elemento rappresentato sulla tavola periodica riportando il suo numero atomico (Z) e il numero di massa (A).

A → numero di massa, ovvero la somma del numero di protoni e del numero di neutroni.

Z → numero atomico, ovvero il numero di protoni.

Un isotopo invece sono gli atomi di uno stesso elemento che si possono presentare con un diverso numero di massa a causa di un diverso numero di neutroni presenti, es. C12-C13-C14.

Si parla di abbondanza isotopica come la percentuale di trovare un determinato isotopo di un elemento.

Molecole

Sono costituite da almeno due atomi uguali o diversi legati tramite legami chimici covalenti e da una struttura ben definita:

• Molecola diatomica → solo 2 atomi.
• Molecola poliatomica → + di 2 atomi.

Ioni

Si tratta di un atomo o gruppi di atomi che hanno una carica complessiva positiva o negativa, non si trovano quindi ad uno stato neutro come indicato dalla tavola periodica.

• Cationi → si originano in seguito alla perdita di un elettrone.
• Anioni → si originano in seguito all’acquisto di un elettrone.

Formule chimiche

• Formule molecolari → indicano il tipo e il numero esatto di atomi presenti in una piccola unità di sostanza, es. H₂O.
• Formule di struttura → rappresentano come sono legati tra di loro gli atomi che formano una molecola, es. H—O—H.
• Formula empirica → indica quali elementi sono presenti in un composto ed il loro rapporto minimo, es. H₂O₂ perché il rapporto 2:2 e quello minimo è quindi 1:1.

Massa atomica

Si tratta della massa di un atomo espressa in unità di massa atomica (uma).

Per definizione 1 unità di massa atomica è pari a 1/12 della massa dell’isotopo 12 del ¹²C, peso atomico (PA).

La massa atomica espressa in uma prende poi il nome di peso molecolare (PM).

Il peso molecolare (PM) è invece la somma dei pesi atomici di tutti gli elementi che costituiscono la molecola.

Mole

Si tratta della quantità di sostanza che contiene tante unità elementari quanti sono gli atomi contenuti in 12 g di ¹²C.

Il numero effettivo di atomi contenuti in 12 g di ¹²C prende il nome di numero di Avogadro (N_a) ed è pari a 6,0221415 × 10²³.

La massa molare (M) è quindi definita come la massa di una mole di unità di una sostanza.

Composizione percentuale

Si tratta della percentuale in massa di ogni elemento in un composto.

(elemento) n ∗ M ¿ ∗ 100 (composto) M

Reagente limitante e reagente in eccesso

Il reagente limitante è quello che viene consumato interamente durante una reazione chimica, quindi la massima quantità di prodotto ottenibile dipende da questo reagente; quando il reagente finisce non si forma più prodotto.

Il reagente in eccesso è quello presente in quantità maggiore che quindi al termine della reazione non viene esaurito.

Resa di reazione

• Resa teorica → quantità di prodotto che si formerebbe se tutto il reagente limitante reagisse, massima resa ottenibile.
• Resa effettiva → la quantità di prodotto effettivamente ottenuta dalla reazione.
• Resa percentuale → rapporto tra resa effettiva e resa teorica.

resa percentuale = resa effettiva ∗ 100 / resa teorica.

Energia

Si tratta della capacità di produrre lavoro, dove il lavoro viene inteso come la variazione di energia che si verifica quando un corpo è spostato da una forza.

• Energia cinetica → energia associata ad un oggetto in movimento.
• Energia potenziale → energia disponibile in virtù della posizione di un corpo.
• Energia termica → energia associata al moto casuale degli atomi e delle molecole.
• Energia chimica → si conserva nelle unità strutturali delle sostanze chimiche.
• Energia radiante → energia trasportata dai fotoni che compongono la luce.

Legge di conservazione dell’energia: “la quantità totale di energia nell’universo è costante” (primo principio della termodinamica).

Tipi di sistemi

3 tipi di sistemi:

• Sistema aperto → può scambiare massa ed energia con l’ambiente.
• Sistema chiuso → permette trasferimento d’energia ma non di massa.
• Sistema isolato → non permette né trasferimenti di massa né di energia.

Tipi di processi

2 tipi di processi:

• Processo esotermico → processo che emette calore, cioè rilascia energia termica all’ambiente ΔH = H_f − H_i = H_p − H_r < 0.
• Processo endotermico → calore fornito al sistema dall’ambiente ΔH = H_f − H_i = H_p − H_r > 0.

E_cinetica = 1/2 mv².

U_{energia interna} = E_cinetica + E_potenziale, dove [J (joule)] = [Kg(m/s)²].

ΔU = U_finale − U_iniziale (ΔU funzione di stato) = q + w.

q < 0 → calore dal sistema (U↓).

q > 0 → calore al sistema (U↑).

w < 0 → lavoro dal sistema (U↓).

w > 0 → lavoro sul sistema (U↑).

Lavoro

w = F ∗ S.

w = −P ∗ ΔV, es. di lavoro meccanico.

Entalpia nelle reazioni chimiche

H = U + P ∗ V → l’entalpia è una funzione di stato termodinamica.

• Entalpia standard di formazione (ΔH°_f) → è il calore in gioco nella formazione di 1 mole di composto partendo dagli elementi allo stato standard.
• Entalpia standard di reazione (ΔH°_reaz) → è l’entalpia di una reazione condotta a una pressione pari a 1 atm.

[kJ/mol] ΔH°_reaz = ∑ n_i(mol) ∗ ΔH°_f(prodotti) − ∑ n_i(mol) ∗ ΔH°_f(reagenti), i = 1.

Legge di Hess.

A(g) + bB(l) → cC(g) + dD(g).

ΔH°_reaz = [c ΔH°_f(C) + d ΔH°_f(D)] − [a ΔH°_f(A) + b ΔH°_f(B)].

Prodotti − Reagenti.

Entalpia nelle trasformazioni fisiche

T = costante durante tutto il passaggio di stato.

Calore necessario per vincere l’energia potenziale.

• Entalpia di fusione (ΔH_fus) → quantità di calore necessaria per portare 1 mole di sostanza dallo stato solido cristallino a quello liquido. Questo processo avviene sempre ad una t = t_fus ben determinata.
• Entalpia di evaporazione (ΔH_ev) → quantità di calore necessaria per portare 1 mole di sostanza dallo stato liquido a quello gassoso. Questo processo avviene sempre ad una t = t_fus ben determinata. Avviene a una P_est = 1 atm (costante).
• Entalpia di sublimazione (ΔH_sub) → quantità di calore necessaria per portare 1 mole di sostanza dallo stato solido cristallino direttamente a quello gassoso.

Capacità termica

La capacità termica (C) è la quantità di calore richiesto per aumentare di un grado Celsius la temperatura di una data quantità di sostanza.

C = Q / Δt = m ∗ c [J/℃].

Calore specifico

Il calore specifico (c) è la quantità di calore richiesto per aumentare di un grado Celsius la temperatura di un’unità di massa della sostanza (1 grammo).

c = C / m = Q / (m Δt) [J/g℃].

V = cost, in quanto c_v = q_v / mΔt = ΔU / mΔt.

P = cost, in quanto c_p = q_p / mΔt = ΔH / mΔt.

Calore specifico molare

c' = C / n = Q / (n Δt) [J/mol ℃].

V = cost → c'_p = c_p ∗ M.

P = cost → c'_v = c_v ∗ M.

Struttura atomica

1897: J.J. Thomson

Ipotizzò che l’atomo fosse una particella sferica, che possedeva una carica elettrica positiva e nel quale erano incorporati elettroni che rendevano il tutto neutro.

1911: Rutherford

Dimostrò che tutta la massa dell’atomo è concentrata nel nucleo, il nucleo è dotato di carica positiva e che il nucleo ha dimensioni molto più piccole rispetto a quelle dell’intero atomo e attorno ad esso ruotano gli elettroni.

Forza attrazione nucleo-elettrone che è esattamente uguale alla forza centrifuga che agisce sugli elettroni infatti → e²/r² = mv²/r.

Critiche al modello di Rutherford:

• Atomo instabile → elettrone in MCU intorno al nucleo genera un campo magnetico, l’elettrone dovrebbe emettere radiazioni continue fino a cadere sul nucleo quando la sua energia cinetica non è più elevata.
• A differenza di quanto succede nel sistema planetario gli atomi quando vengono perturbati riacquistano la propria situazione energetica originale, non si fermano in un nuovo stato d’equilibrio.
• L’atomo di H eccitato prima di ritornare alla struttura originale dovrebbe emettere una serie continua di radiazioni, spettro continuo di emissione, invece gli spettri atomici sono a righe.

1900: Planck

Ipotizzò che ai sistemi atomici non competono energie arbitrarie ma solo energie discrete, ben determinate e discontinue.

Inoltre ipotizzò che emissione e assorbimento di energia da parte dei sistemi atomici avviene solo per quantità discrete dette quanti di energia hv.

E = hv = hc/λ → energia posseduta da un quanto; h = 6,63 × 10^-34 j*s è la costante di Planck.

1905: Einstein

Utilizzò la teoria della meccanica quantistica per spiegare l’effetto fotoelettrico che si manifesta quando un fascio di luce di frequenza sufficientemente elevata, UV con v ≥ v₀ dove v₀ è la soglia fotoelettrica sotto la quale non vi è assorbimento, provoca l’espulsione di elettroni colpendo una superficie metallica.

E = h v₀ → energia necessaria per vincere l’attrazione protone-elettrone.

hv = E_c + w, quindi E_c = hv − w per la luce a frequenze elevate.

1913: Bohr

Modello planetario con l’elettrone in moto in livelli ed orbite discreti.

Modello che ben spiega i livelli energetici nell’atomo di H e per gli atomi idrogenoidi ma fallisce l’estensione ad atomi polielettronici; negli atomi polielettronici gli elettroni esterni risentono di una carica nucleare minore perché schermata dai livelli elettronici più interni.

Studiando l’atomo di idrogeno dimostrò che:

E_n = −R_H(1/n²).

R_H = 2π²e⁴m / h³c, dove costante di Rydberg e n è un numero intero positivo chiamato numero quantico principale.

n = 1 abbiamo lo stato fondamentale, livello fondamentale ed è lo stato a più bassa energia di un sistema.

n = 2,3,… abbiamo una stabilità minore, si tratta degli stati eccitati o livelli eccitati.

ΔE = hv = R_H(1/n_i² − 1/n_f²).

1924: De Broglie (“dualismo onda-particella”)

Si può associare alla materia le proprietà dell