Appunti Chimica

Caratteristiche delle sostanze

Le sostanze sono caratterizzate dalla loro:

• Composizione: è data
  • Per sostanze elementari: dal tipo di atomo
  • Per quelle composte: dai tipi di atomi e dal loro rapporto numerico
• Struttura: è data, sia per le sostanze elementari che quelle composte, dal modo in cui gli atomi sono legati fra di loro.
• Stato fisico: definisce la consistenza fisica delle sostanze, ovvero lo stato di aggregazione, che dipende dalle interazioni fra le particelle.

Leggi fondamentali della chimica

Note all'inizio del XIX secolo

Lavoisier: La legge della conservazione della massa

In ogni procedimento chimico la quantità di materia prima e dopo il procedimento rimane costante.

Proust: La legge delle proporzioni definite

In un dato composto chimico i rapporti degli elementi di cui esso è costituito sono costanti indipendentemente dall’origine del composto o il modo di preparazione.

Dalton: La legge delle proporzioni multiple

Quando due elementi formano più di un composto tra loro, le masse di uno degli elementi che si combinano con una massa uguale dell’altro elemento stanno fra loro in rapporti espressi da numeri interi e piccoli.

Dall'interpretazione di queste tre leggi, Dalton arrivò alla conclusione che la materia è discontinua, cioè formata da particelle, e formulò la prima teoria atomica della materia:

• La materia non è continua, ma è composta da particelle che non possono essere ulteriormente divise né trasformate, gli atomi.
• Gli atomi di un particolare elemento sono tutti uguali tra loro e hanno la stessa massa.
• Gli atomi di elementi diversi hanno massa e proprietà differenti.
• In una reazione chimica tra due o più elementi gli atomi, pur conservando la propria identità, si combinano secondo rapporti definiti.

Gay-Lussac: La legge di combinazione dei volumi

I volumi di due gas che reagiscono tra di loro (nelle stesse condizioni di temperatura e di pressione) stanno in un rapporto dato da numeri piccoli e interi.

L’ipotesi di Avogadro: Volumi uguali di gas diversi, misurati nelle stesse condizioni di temperatura e di pressione, contengono lo stesso numero di atomi.

Scoperte e modelli atomici

Scoperte degli elettroni e modelli atomici

Thomson (a fine ‘800) scoprì l’elettrone e propose il primo modello fisico dell’atomo: immaginò che l’atomo fosse costituito da una sferetta di materia carica positivamente (protoni e neutroni non erano ancora stati scoperti) in cui erano immersi gli elettroni negativi.

L’esperimento che gli permise di arrivare a questa conclusione prevedeva il passaggio di un flusso di raggi catodici attraverso un tubo nel quale sono presenti 2 piastre cariche (una +, l’altra -). Osservando che il raggio veniva deflesso verso la piastra positiva, concluse che i raggi catodici erano costituiti da particelle cariche negativamente (poi chiamate elettroni).

In seguito, nota la deflessione e la differenza di potenziale che genera il campo elettrico, Thomson è riuscito a calcolare il rapporto tra la carica e la massa dell’elettrone.

Agli inizi del ‘900 Millikan riuscì a calcolare il preciso valore della carica dell’elettrone, inserendo delle goccioline di olio cariche negativamente in una camera posta tra 2 piastre cariche. Quella negativa era posta verso il basso, quella positiva in alto, dunque la forza dovuta al campo elettrico si opponeva alla gravità: regolando (con molta pazienza) la differenza di potenziale, riuscirono ad equilibrare le due forze. Uguagliandole è stato possibile ricavare la carica dell’elettrone. Sfruttando poi il rapporto di Thomson, si è logicamente arrivati anche alla massa.

Pochi anni dopo Rutherford effettuò un nuovo esperimento: sparò delle particelle alfa (cariche positivamente) verso una lamina d’oro. La maggior parte attraversò l’ostacolo, mentre altre vennero fortemente deviate, come se fossero passate vicino ad un corpo con la stessa carica positiva. Dunque teorizzò che:

• La massa dell’atomo non è distribuita uniformemente (come diceva Thomson), ma è concentrata in una piccola zona (nucleo), carico positivamente.
• Gli elettroni, leggerissimi, occupano tutto lo spazio intorno al nucleo e ruotano intorno ad esso su orbite circolari.

Sviluppi successivi e meccanica quantistica

Grazie alla spettrometria di massa è stato possibile determinare le masse atomiche dei vari atomi, e arrivare alla scoperta di particelle subatomiche in aggiunta a protoni e elettroni. Questo metodo prevedeva la rimozione di elettroni da ciascun atomo, ottenendo così ioni+, i quali venivano accelerati da un campo elettrico, e in seguito fatti passare in un campo magnetico. In base al raggio di curvatura delle traiettorie delle particelle, è possibile individuare particelle con massa diversa.

Utilizzando questo procedimento su un gas puro come il neon, sono stati scoperti atomi dello stesso elemento che differiscono per la loro massa. Queste differenti forme vengono chiamate isotopi, i quali quindi dipendono dalla presenza, all’interno del nucleo, dei neutroni: particelle neutre, con la stessa massa dei protoni (scoperti in seguito).

Sebbene il modello di Rutherford semplificasse molto lo studio degli atomi, entrò subito in discussione: secondo la fisica classica gli elettroni dovrebbero decadere nel nucleo in tempi abbastanza brevi poiché, in accordo alla teoria di Maxwell, essendo particelle cariche avrebbero continuato ad emettere onde elettromagnetiche, perdendo progressivamente la loro energia (e quindi decadendo nel nucleo).

La soluzione arrivò con Bohr, che adattò al modello di Rutherford i principi della meccanica quantistica. Bohr ipotizzò che gli elettroni si muovessero nello spazio, seguendo orbite circolari, su livelli di energia ben precisi. Ogni atomo ha i propri livelli quantizzati, quindi sono permesse solo determinate orbite specifiche per una determinata quantità di energia. Questa teoria di Bohr, se pur non completamente corretta, aveva una buona corrispondenza a livello sperimentale, soprattutto con l’osservazione degli spettri degli atomi. Uno spettro è l’insieme delle frequenze delle radiazioni elettromagnetiche emesse o assorbite dagli elettroni di un atomo.

In un atomo gli elettroni tendono ad occupare i livelli energetici disponibili con la minima energia; in questo caso l’atomo è nello stato fondamentale.