Chimica

MISURE E GRANDEZZE

Tutte le grandezze che si possono misurare vengono dette grandezze fisiche ed esse vengono divise, nel

sistema internazionale delle unità di misura, in fondamentali e derivate. Esistono due tipi di grandezze che

descrivono le proprietà della materia: le grandezze estensive dipendono dalla dimensione del campione,

mentre quelle intensive non dipendono dalla dimensione del campione.

UNITA’ DI MISURA

L'unità di misura della lunghezza è il metro, quella del tempo il secondo. La massa è la misura della resistenza

che un corpo oppone alla variazione del suo stato di quiete o di moto. Sulla terra il peso di un corpo è

calcolato in Newton ed è pari alla forza con cui la massa viene attratta dalla terra. La densità di un corpo è

invece il rapporto fra la sua massa ed il suo volume, mentre il peso specifico è il rapporto tra il suo peso e il

suo volume. L'energia è la capacità di un corpo di compiere lavoro e trasferire calore, il lavoro è il prodotto

della forza per lo spostamento. È inoltre possibile distinguere due tipi di energia: quella cinetica, associata al

movimento dei corpi, e quella potenziale, posseduta dai corpi in virtù della loro posizione. La temperatura è

una grandezza intensiva e ci fornisce una misura di quanto un corpo è caldo o freddo, mentre il calore è un

trasferimento di energia tra due corpi che si trovano inizialmente temperature diverse. Definiamo calore

specifico la quantità di energia assorbita da 1 kg di materiale durante un aumento di temperatura di 1°K.

Ogni misurazione può essere accompagnata da errori, che possono essere sistematici, cioè causati da

strumenti di cattiva qualità, o accidentali, causati da cambiamenti delle condizioni durante le misurazioni.

Cercando di ridurre al minimo questi due errori possiamo ottenere una misura più accurata.

LA CHIMICA

La chimica si occupa della composizione della materia, delle sue proprietà e trasformazioni e dell’energia ad

esse associata.

Si definisce fase una porzione di materia fisicamente distinguibile e delimitata, che presenta in ogni suo

punto proprietà costanti, mentre definiamo sistema la porzione di spazio che intendiamo studiare, e che

può essere:

- omogeneo se le proprietà fisiche e chimiche sono uguali in ogni sua parte e presenta una sola fase;

- eterogeneo se le proprietà fisiche e chimiche non sono uguali in ogni sua parte e/o presenta più fasi.

La materia può inoltre essere suddivisa in sostanze pure e miscugli: un sistema è detto puro se è formato da

una sola sostanza, mentre un sistema formato da due o più sostanze viene detto miscuglio. I miscugli

possono essere:

▪ omogenei, se le componenti non sono distinguibili (es. sale disciolto in acqua);

▪ eterogenei, costituiti da componenti chimicamente definite e da fasi fisicamente distinguibili (es.

acqua e sabbia).

A differenza di un composto le sostanze in un miscuglio mantengono le loro caratteristiche fisico-chimiche e

non sono in rapporti definiti, e possono essere inoltre separate con metodi fisici.

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La materia può presentarsi in tre stati fisici: solido, liquido e aeriforme. I passaggi di stato implicano appunto

una trasformazione della materia da uno stato fisico ad un altro per variazione di temperatura e pressione.

Vediamo i vari tipi di passaggio di stato:

▪ La fusione è il passaggio dallo stato solido a quello liquido

▪ L’evaporazione è il passaggio dallo stato liquido a quello di vapore

▪ La sublimazione è il passaggio diretto dallo stato solido a quello di vapore

▪ La condensazione è il passaggio dallo stato di vapore a quello liquido

▪ La solidificazione è il passaggio dallo stato liquido a quello solido

▪ Il brinamento è il passaggio diretto dallo stato di vapore a quello solido

(vedi approfondimento paragrafo “liquidi”)

Ogni elemento differisce da un altro per composizione e struttura: per composizione si intende il modo in

cui è costruita la sostanza, la struttura è il modo in cui la materia è disposta nello spazio.

L’ATOMO

La materia dell'universo è costituita da piccolissime particelle fondamentali dette atomi. Un atomo è

un'entità sferica elettricamente neutra, costituita da un nucleo centrale carico positivamente (formato da

neutroni e protoni), e circondato da uno o più elettroni carichi negativamente che si muovono molto

rapidamente attorno ad esso e che occupano quasi l'intero volume dell'atomo.

IL MODELLO DELL’ATOMO La struttura dell’atomo venne inizialmente concepita da

Thompson con il suo modello detto “a panettone”, dove il

volume dell'atomo era occupato dalla parte positiva e all'interno

di quest’ultima vi erano tante micro-sezioni negative, proprio

come un panettone.

Successivamente Rutherford in un esperimento bombardò una lamina d’oro con del plutonio radioattivo e

notò che una minima parte delle radiazioni venivano riflesse o deviate, come se si scontrassero con qualcosa

di molto piccolo, denso e carico positivamente. Egli ipotizzò quindi un nuovo modello atomico per il quale

l'atomo era composto prevalentemente da spazio occupato dagli elettroni, al cui centro è però presente un

nucleo, che contiene la carica positiva e quasi tutta la massa dell’atomo, pur occupando una piccolissima

parte del suo volume. 2

Anche il suo modello presentava però delle criticità:

▪ Secondo le leggi della fisica classica l’elettrone che ruotava attorno al nucleo doveva perdere energia

e quindi collassare su di esso, negando l’esistenza della materia;

▪ Il modello non spiegava lo spettro di emissione degli elementi.

Lo scienziato Bohr pose fine a questi due problemi sviluppando il suo modello atomico. Secondo quest’ultimo

gli elettroni non ruotano fino a collassare nel nucleo, in quanto viaggiano su delle orbite stazionarie, fisse e

a bassa energia (quantizzate, ovvero con un preciso valore energetico). Egli risolse anche il problema dello

spettro di emissione degli elementi spiegando che quando un elettrone passa da un’orbita ad alta energia

ad un’altra a energia minore rilascia una radiazione, ovvero energia in forma di luce.

Il suo modello aveva però anch’esso delle lacune, poiché non spiegava la complessità degli spettri di altri

elementi (era applicabile perfettamente solo all’H), e non spiegava totalmente i processi che avvengono

all’interno dell’atomo; esso verrà successivamente sostituito da un modello puramente quantico.

LE CONFIGURAZIONI ELETTRONICHE

Il fisico tedesco A. Einstein notò, nei suoi esperimenti, che irradiando la superficie di un metallo con dei

fotoni, che non sono altro che dei pacchetti di energia sotto forma di luce, se l'energia che viene rilasciata

sul metallo è abbastanza alta si può riuscire a strappare un elettrone dal metallo. Possiamo dunque intuire

una duplice natura della luce: una ondulatoria (fascio di fotoni) e una corpuscolare (onda elettromagnetica).

Partendo da questa teoria L. De Broglie ipotizzò che anche le particelle materiali potessero avere un

comportamento dualistico, cioè presentarsi come corpuscoli o come onde a seconda delle condizioni

sperimentali. Si può quindi pensare all’elettrone come un'onda, ma il concetto di posizione perde qui senso

in quanto un’onda si propaga nello spazio e non ha un percorso ben definito come nel caso di un orbitale.

Secondo il principio di indeterminazione di Heisenberg è infatti impossibile conoscere simultaneamente la

velocità e la posizione di una particella subatomica, in quanto tanto sarà maggiore la precisione con cui ne

determiniamo la posizione tanto minore sarà quella con cui ne conosciamo velocità (e viceversa).

Poiché l’elettrone si comporta come un’onda è possibile descriverne il moto con un’equazione. Quest’ultima

è detta equazione di Schrödinger e una volta risolta permette di ottenere delle funzioni d’onda, che

delimitano l’aerea all‘interno dell’orbita dove è più probabile trovare un elettrone.

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Il moto di un elettrone in realtà avviene in 3 dimensioni, per cui le soluzioni accettabili dell'equazione d'onda

derivano dalla combinazione di tre costanti dette NUMERI QUANTICI. Essi vengono indicati con le lettere n,

l, m, legate fra di loro tramite delle relazioni ben definite:

▪ n è il numero quantico principale e può assumere tutti i valori interi da 0 a 7

▪ l è il numero quantico secondario varia da 0 < l < n-1

▪ m è il numero quantico magnetico e assume tutti i valori interi tra -l e +l

Infine abbiamo il numero quantico di spin che vale +½ o -½.

Ogni funzione d'onda è caratterizzata da una terna di numeri quantici, detta orbitale e corrisponde ad un

determinato stato stazionario possibile per l’elettrone. Ogni orbitale può descrivere il comportamento di

due elettroni, tuttavia non ci possono essere due elettroni con tutti e quattro i numeri quantici uguali e

proprio per questo, per il principio di esclusione di Pauli, abbiamo il numero quantico di spin.

Alcuni esempi:

▪ Nel caso di l=0 si ottengono orbitali di tipo s, per i quali la probabilità di trovare un elettrone attorno

al nucleo dipende dal raggio dell’orbitale. Questi orbitali hanno simmetria sferica, e ad un aumento

del numero quantico n aumenta lo spazio a disposizione dell’elettrone.

▪ Nel caso di l=1 si ottengono tre orbitali lobati di tipo p, e ciascuno di essi risulta simmetrico rispetto

ad uno dei tre assi cartesiani. I tre orbitali di tipo P sono tutti isoenergetici, ovvero degeneri (aventi

la stessa energia). La probabilità di trovare l’elettrone attorno al nucleo è nulla, e al crescere di n la

loro forma non varia.

▪ Nel caso di l=2, si ottengono 5 orbitali di tipo d (degeneri), per i quali la densità elettronica dipende

sia dalla distanza dal nucleo che dall’orientazione nello spazio.

▪ Nel caso di l=3 si ottengono orbitali di tipo f (degeneri).

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Soltanto per l’atomo di idrogeno e per gli ioni monoelettronici gli orbitali con lo stesso numero quantico n

hanno la stessa energia, in quanto l’energia degli orbitali dipende solo da n.

Per atomi plurielettronici nella risoluzione dell’equazione d’onda si deve tener conto non solo dell’attrazione

dell’elettrone verso il nucleo ma che della repulsione tra gli stessi elettroni; questo provoca una variazione

della sequenza dei livelli energetici, dovuta ad una differente schermatura nei confronti del nucleo. Più vicino

è un orbitale al nucleo, più sarà difficile strappare un elettrone dall’orbitale.

La rappresentazione completa dei sottolivelli occupati da tutti gli elettroni, di un atomo o uno ione, è detta

CONFIGURAZIONE ELETTRONICA e definisce come gli elettroni sono distribuiti tra i vari orbitali atomici.

La configurazione atomica segue tre specifiche regole:

1. Il principio dell’aufbau, secondo cui la costruzione della configurazione elettronica avviene

occupando prima gli orbitali a energia più bassa e poi quelli a energia più elevata, in modo tale da

portare l’atomo allo stato di energia minore.

2. Il principio di esclusione di Pauli, per cui se due elettroni hanno tutti e tre i numeri quantici l, m, n

uguali, avranno necessariamente diverso numero quantico di spin. Questo significa che ogni orbitale

può contenere al massimo due elettroni accoppiati con spin antiparallelo.

3. La regola di Hund: in orbitali degeneri (con lo stesso livello di energia) gli elettroni si disporranno

prima per riempire gli orbitali vuoti e poi a riempire gli orbitali semipieni, in modo tale da avere una

configurazione ad energia minima.

ATOMI E MISURE

Ogni tipo di atomo corrisponde in termini chimici ad un elemento contraddistinto da un nome ben specifico,

e se una sostanza è costituita da atomi tutti dello stesso tipo allora essa è detta elementare.

Il numero di protoni contenuti nel nucleo (identico al numero di elettroni) è detto numero atomico e indicato

con Z; esso distingue gli atomi di un elemento da quelli di un altro e ne determina le proprietà chimiche. La

somma del numero di protoni e neutroni si dice numero di massa e si indica con A. Atomi di uno stesso

elemento con lo stesso Z ma diverso A si dicono ISOTOPI, e sono caratterizzati da un diverso numero di

neutroni nel nucleo.

La massa delle particelle subatomiche viene misurata in modo relativo, ovvero per confronto rispetto ad un

campione prescelto: l'unità di massa atomica (U) è definita come la 12ª parte dell’atomo di carbonio-12,

uguale a 1,66×10^-24 g. La massa atomica di un elemento è data dalla media pesata delle masse atomiche

dei singoli isotopi che lo costituiscono.

La mole è la quantità di sostanza di un sistema che contiene un numero di atomi o di molecole uguali al

numero di atomi contenuti in 12 gr di carbonio-12. Questo numero è 6,022x10^23 ed è detto Numero di

Avogadro. 5

FORMULE E REAZIONI CHIMICHE

Le sostanze chimiche spesso non sono in forma elementare e vengono pertanto dette sostanze composte.

Esse si presentano generalmente in forma di MOLECOLE, un sistema di uno o più atomi in grado di essere

isolato, ovvero in grado di avere interazioni deboli con l’ambiente circostante. In generale:

1. È un insieme formato da un numero ben preciso di atomi.

2. Le molecole di una determinata sostanza sono tutte uguali tra loro.

3. La massa di una molecola (o massa molecolare PM) è data dalla somma delle masse atomiche degli

atomi che la compongono.

Tutte le sostanze chimiche vengono espresse tramite le FORMULE CHIMICHE, delle scritture simboliche che

contengono tutte le informazioni qualitative e quantitative degli atomi che compongono le sostanze. Gran

parte delle scritture più comuni sono dette formule minime, ovvero formule che esprimono con numeri interi

il più piccoli possibile il rapporto tra gli atomi dei diversi elementi della sostanza (es. NaCl).

Il caso più semplice è quello delle sostanze elementari, formate da atomi tutti uguali e descritte dal simbolo

dell’elemento (con event. il numero di atomi).

Dalla combinazione di due o più elementi diversi hanno origine le sostanze composte e le formule sono

quindi dette molecolari e descrivono la composizione atomica della sostanza, con i simboli degli elementi

che si combinano a formarla e le loro quantità in numero.

Vi sono altre sostanze non costituite da molecole, dette sostanze ioniche, virtualmente infinite. In questi

casi la formula indica il rapporto tra il numero degli atomi dei vari elementi che la compongono.

A ogni sostanza corrisponde una formula chimica ma ad una stessa composizione atomica possono

corrispondere sostanze chimicamente differenti; in questo caso si parla di isomeri, ovvero sostanze con

medesima formula chimica ma diversa struttura molecolare.

Il processo nel quale una sostanza si trasforma in una o più sostanze è definita REAZIONE CHIMICA.

Il processo viene descritto tramite un'equazione, detta appunto equazione chimica, che utilizza dei simboli

per mostrare ciò che accade nel corso della reazione:

In una reazione chimica la massa non può essere né creata né distrutta: la somma delle masse dei prodotti

è infatti uguale alla somma delle masse dei reagenti (se la reazione avviene all’interno di un sistema chiuso).

Nelle reazioni i coefficienti stechiometrici sono i numeri che moltiplicano le formule chimiche e indicano

quindi il numero di moli di una sostanza che reagisce o viene prodotta. Se uno dei reagenti è disponibile in

quantità insufficienti rispetto al rapporto molare indicato nell’equazione stechiometrica si dice che è in

difetto o viene definito reagente limitante. Esso sarà quindi il reagente che determina la quantità di prodotto

massima che si può formare. 6

LA TAVOLA PERIODICA

Tutti gli elementi che noi conosciamo hanno delle particolari proprietà chimiche e fisiche, e la periodicità

delle proprietà degli elementi è estremamente utile perché ci permette di fare previsioni sulla loro reattività

chimica e sulla loro struttura.

Tutti gli elementi sono sistemati all'interno della tavola periodica e la loro posizione al suo interno non è

casuale ma dipende dal loro numero atomico (Z), e rispetta la periodicità delle loro proprietà.

La tavola periodica è divisa in:

• 7 Periodi, che sono le righe orizzontali: indicano il livello energetico a cui si trovano gli elettroni

esterni (anche detti di valenza);

• 18 Gruppi, che sono le righe verticali: gli elementi dello stesso gruppo hanno proprietà fisiche e

chimiche simili perché hanno simili configurazioni elettroniche esterne.

Tre sono le proprietà periodiche degli atomi, e risultano direttamente influenzate dalla configurazione

elettronica:

1. Il RAGGIO ATOMICO è la metà della distanza minima di avvicinamento tra due atomi dello stesso

elemento. Negli elementi dei gruppi principali il raggio atomico aumenta lungo un gruppo dall’alto

verso il basso e aumenta lungo un periodo da destra verso sinistra. Gli elementi di transizione fanno

però alcune eccezioni poiché non presentano variazioni notevoli dei raggi atomici con il numero

atomico, poiché l'aumento della carica nucleare risulta bilanciato dall’azione schermante esercitata

dagli elettroni più interni su quelli più esterni.

2. L’ENERGIA DI IONIZZAZIONE è l'energia necessaria per la rimozione completa di uno degli elettroni

più esterni da un atomo isolato in fase gassosa, trasformandolo così in uno ione positivo. Essa è

sempre positiva e varia periodicamente in modo inverso al raggio atomico; aumenta inoltre lungo un

gruppo dal basso verso l’alto e aumenta lungo periodo da