Chimica a

CHIMICA A

Ingegneria civile

Politecnico di Milano

Anno scolastico: 2023/2024

Docente: Di Pietro Maria Enrica

CLASSIFICAZIONE DELLA MATERIA

La chimica si occupa dello studio della materia e del suo aspetto strutturale. In particolar modo, la

materia è tutto ciò che occupa spazio e può presentarsi sottoforma di tre stati: solido, liquido e

gassoso. Inoltre, la chimica studia anche le reazioni, ovvero trasformazioni. Dunque, la chimica è la

scienza della materia e delle trasformazioni che essa è in grado di subire. Include sostanze naturali e

artificiali. La chimica studia anche la composizione (parti o componenti della materia e le loro

proporzioni relative) e le proprietà (caratteristiche che permettono di distinguere un tipo di materia

da un altro) della materia.

La materia può essere classificata fisicamente o chimicamente: la classificazione fisica avviene in base

allo stato fisico o di aggregazione (solido: volume e forma ben definiti; liquido: volume definito ma no

forma; gas/vapore: né volume né forma propria); la classificazione chimica avviene in base alla

composizione.

Per quanto riguarda la composizione si possono ottenere delle sostanze o delle miscele. Una sostanza

è una porzione di materia che possiede composizione e proprietà specifiche uguale in ogni punto; una

miscela è un miscuglio di sostanze divere, i cui costituenti possono essere ottenuti mediante processi

fisici.

A sua volta, le sostanze si dividono in elementi (sono presenti sulla tavola periodica, non possono

essere separati in alcun modo) e composti. Si ha un elemento quando la sostanza è costituita da

un’unica specie di atomi e non può essere ulteriormente separata mediante processi chimici o fisici

(esempio: piombo). Si ha un composto quando una sostanza è costituita da atomi di 2 o più specie

atomiche combinate secondo determinati rapporti fissi; i suoi costituenti possono essere ottenuti solo

mediante processi chimici (esempio: acqua).

Una miscela può essere omogenea, nel caso in cui la composizione è identica in ogni punto (zucchero

+ acqua), oppure eterogenea, se la sua composizione risulta essere diversa in ogni punto (acqua +

sabbia).

La materia è costituita da atomi, che rappresentano le più piccole parti della materia che ne

conservano le proprietà.

TECNICHE DI SEPARAZIONE

Si chiamano processi fisici quelli che un materiale subisce nella sua forma, senza che venga alterata la

sua composizione (esempio: ebollizione, fusione). Si chiamano processi chimici (o reazioni chimiche)

quelli per cui un materiale è trasformato in un altro materiale con proprietà chimiche diverse

(esempio: combustione, decomposizione, elettrolisi). Se posso separare i componenti si tratta di una

miscela, se non posso ho una sostanza.

PARTICELLE SUB-ATOMICHE

L'atomo è costituito da tre tipi di particelle: neutroni, protoni e elettroni.

La massa di un protone è quasi uguale a quella del neutrone, mentre la massa dell’elettrone è talmente

piccola che si può trascurare.

Un atomo è elettricamente neutro, in quanto di base contiene lo stesso numero di elettroni (carica

negativa) e protoni (carica positiva).

Seguendo il modello planetario, l’atomo è composto da un nucleo al cui interno si trovano neutroni e

protoni, mentre al di fuori di esso orbitano gli elettroni (è più una nube dove si trovano gli elettroni).

Ciò significa che la massa dell’atomo è concentrata soprattutto nel nucleo.

Z = NUMERO ATOMICO: numero di protoni presenti nel nucleo. Esso definisce

la specie atomica. Di conseguenza, due elementi uguali hanno lo stesso numero

atomico. Esempio: Z=1=idrogeno.

A = NUMERO DI MASSA: numero di protoni e neutroni nel nucleo. Per esempio,

Z = 1 e A = 1 allora è idrogeno; Z = 1 ma A = 2 (protone + neutrone) è il deuterio

(che è un isotopo dell’idrogeno, infatti stessa Z).

Idrogeno e deuterio sono isotopi in quanto occupano lo stesso posto sulla tavola periodica. Sono lo

stesso elemento ma hanno il numero di massa diverso. La distribuzione degli isotopi non è mai equa

(abbondanza naturale).

La massa atomica (MA) si misura in unità di massa atomica. Si trova sulla tavola periodica. La massa

atomica media è la media delle masse atomiche degli isotopi di un elemento pesata sull’abbondanza

naturale relativa.

ELEMENTI IN NATURA

Atomi dello stesso elemento possono organizzarsi in natura in strutture diverse:

• METALLI: organizzati secondo un impaccamento regolare e simmetrico di atomi, la cui unità

minima è detta cella elementare (es: Fe). Nei metalli gli atomi sono impaccati n un reticolo

tridimensionale ordinato e simmetrico (reticolo cristallino). La differenza tra un solido

cristallino e un liquido è che nei solidi domina la simmetria e la capacità di impaccarsi tra

atomi, mentre nei liquidi ciascun strato di atomi scivola su quello sotto e di conseguenza si

muovono. Dunque, non vi è ordine e simmetria. Inoltre, tra questi strati vi è attrito chiamato

viscosità.

• GAS NOBILI: organizzati in atomi indipendenti tra loro, l’unità più piccola è l’atomo (es: He).

In questo caso la distanza tra due atomi è maggiore alla loro dimensione.

• MOLECOLE: gruppo di 2 o più atomi legati, definito, distinto e elettricamente neutro (es: H2,

N2, O2).

Un composto è una sostanza costituita da atomi di due o più specie atomiche diverse, combinate

secondo determinati rapporti fissi. Un composto può essere molecolare o ionico. Si ha un composto

molecolare quando è formato da MOLECOLE: gruppo di 2 o + atomi legati, definito, distinto e

elettricamente neutro (es: acido cloridrico). Si ha un composto ionico quando è formato da IONI: atomi

o gruppi di atomi carichi positivamente o negativamente (es: cloruro di sodio NaCl: in questo caso gli

ioni non mi formano una molecola finita, ma mi danno solo le proporzioni tra due elementi per

formare la cella cristallina che andrà poi a essere ripetuta infinitamente per avere un reticolo

cristallino completo).

LE MOLECOLE

Le molecole possono essere:

o Biatomiche: se sono composte da due atomi; (es: CO)

o Poliatomiche: se sono composte da più atomi; (es: CO )

2

• Omo-nucleari: se sono composte da atomi dello stesso tipo; (es: H )

2

• Etero-nucleari: se sono composte da atomi di elementi diversi. (es: H2O)

COMPOSTI MOLECOLARI

Formula minima o empirica: contiene la tipologia e il numero di atomi presenti nel composto in cui il

rapporto tra gli indici è il più semplice.

Formula molecolare: contiene la tipologia e il numero di atomi presenti nel composto; il rapporto tra

gli indici è quello relativo ad una unità del composto.

Formula di struttura: è una rappresentazione del composto che mostra in parte o completamente

anche i legami tra gli atomi.

IONI

Gli atomi possono perdere a acquistare elettroni, formando ioni con carica positiva e negativa.

• Elementi del 1° gruppo perdono un elettrone e formano cationi con una carica positiva (metalli

alcalini – cationi monoatomici).

• Elementi del 2° gruppo sono i metalli alcalini terrosi e sono sempre ioni positivi con due cariche

positive (catione monoatomico bivalente).

• Elementi del 17° gruppo (alogeni) acquistano un elettrone e formano anioni con una carica

negativa (anioni monoatomici).

• Elementi di gruppi diversi possono formare ioni con carica multipla.

• Esistono anche ioni formati da più elementi che tra di loro istaurano un legame di tipo

covalente (es. [SO4]2-)

Gli atomi possono perdere e acquistare elettroni. Formando ioni. Uno ione può essere:

• Catione: Ione con carica positiva, elettroni in difetto rispetto al numero dei protoni.

• Anione: Ione con carica negativa, elettroni in eccesso rispetto al numero dei protoni.

o Monoatomico: composto da un elemento.

o Poliatomico: composto da più elementi.

MASSA MOLECOLARE (uma): somma delle masse atomiche dei singoli elementi costituenti il composto

molecolare o ionico.

Le masse atomiche e molecolari sono molto piccole rispetto alle masse macroscopiche, per cui una

piccola massa di materia contiene un numero elevato di atomi. È conveniente definire una nuova

grandezza che rappresenta un numero grande e fisso di particelle.

MOLE: quantità di sostanza che contiene tante entità (particelle, molecole, ioni…) quante ne sono

contenute in 12 g di 12C.

MOLE: quantità di sostanza che contiene 6,022 ∙ 10^23 unità elementari.

MASSA MOLARE (MM), espressa in g/mol: massa in grammi di una mole di sostanza, ovvero la massa

corrispondente a un numero di Avogadro di entità corrisponde numericamente alla massa molecolare

(in uma).

REAZIONI CHIMICHE

Le reazioni chimiche sono trasformazioni della materia in cui una o più specie chimiche (reagenti)

vengono trasformate in altre (prodotti) caratterizzate da una diversa struttura e composizione. Una

reazione chimica è rappresentata da un’equazione chimica:

Stechiometria: rapporti quantitativi in una reazione chimica.

TEORIA ATOMICA DI DALTON (1807)

Secondo Dalton, tutta la materia è costituita da elementi diversi. Ogni elemento è costituito da

particelle molto piccole dette atomi. Gli atomi di un elemento sono identici tra loro e hanno le stesse

proprietà. Gli atomi di un elemento non si trasformano in atomi di un altro mediante reazioni chimiche

ma posso combinarli tra di loro. I composti si formano quando atomi diversi si combinano tra loro.

MODELLO DI THOMSON (1897)

Thomson grazie ad un esperimento dove utilizzò un tubo a raggi catodici riuscì a scoprire l’elettrone.

Inizialmente non lo chiamò elettrone ma corpuscolo. Fece fluire all’interno del tubo, con potenziale

molto elevato, un fascio di raggi catodici a partire dal catodo. Quando fece generare dalle armature di

un condensatore un campo elettrico, il flusso venne deviato e deflesso verticalmente (e questo gli

permise di capire che le particelle erano cariche), ma quando aggiunse un campo magnetico

perpendicolare, la deflessione era nulla in quanto si andavano a compensare tra di loro tornando a

una condizione di equilibrio. In questo modo, Thompson riuscì anche a definire il rapporto

massa/carica dell’elettrone. Capì poi che la massa degli elettroni era molto più piccola di 4 ordini di

grandezza del neutrone e protone.

Thomson ipotizzò dunque il modello a panettone per descrivere la struttura dell’atomo. Secondo lui,

vi era una sostanza gelati-forme composta da cariche positive e alcune in mezzo (come l’uvetta nel

panettone) che sono negative.

MODELLO NUCLEARE DI RUTHERFORD

Agli inizi del 1900, Rutherford capì che il modello a panettone non rappresentava perfettamente la

struttura atomica. Lui chiese a due studenti, Geiger e Marsden, di far sollecitare un flusso di particelle

alpha cariche positivamente da un materiale (usarono il piombo). Quando vengono fatte passare per

un piccolo foro, colpivano un foglio sottile di oro. Se fosse vero il modello di Thompson, ci sarebbero

particelle cariche positivamente di massa maggiore all’elettrone dappertutto, quindi le particelle

alpha dovrebbero essere respinte. Quello che si notò invece, fu che la maggior parte attraversavano

la lamina d’oro e solo una piccola parte tornava indietro con angoli maggiori di 90°. Grazie a ciò,

Rutherford ipotizzò un modello diverso dove la carica positiva di massa maggiore è concentrata in uno

spazio molto piccolo dell’atomo (nucleo). Introdusse così il modello planetario dell’atomo, secondo il

quale l’atomo possiede un centro, puntiforme e denso, di carica positiva, il nucleo, attorniato da un

grande volume di spazio pressoché interamente vuoto nel quale si distribuiscono gli elettroni.

CRISI DELLA FISICA CLASSICA

Agli inizi del 1900 la fisica classica appare incapace di spiegare fenomeni come la radiazione di corpo

nero, l’effetto fotoelettrico e gli spettri atomici di emissione. Molti di questi fenomeni riguardano

l’interazione tra materia e luce o in generale tra materia e onde elettromagnetiche.

JAMES CLARK MAXWELL (1864): Aveva descritto matematicamente il comportamento delle radiazioni

elettromagnetiche. Ogni radiazione elettromagnetica è descritta da un campo elettrico e magnetico

che oscillano su piani ortogonali e si sviluppano lungo la direzione di propagazione.

I parametri che le definiscono sono:

• Lunghezza d’onda (, in m): distanza tra due massimi successivi in un’onda.

• Frequenza (, in Hz): numero di onde complete che attraversano un determinato punto

nell’unità di tempo. In generale è direttamente proporzionale all’energia.

• Velocità della luce nel vuoto (, in m/s).

Lunghezza e frequenza d’onda sono inversamente proporzionali e sono correlate dalla velocità. Tutto

ciò definisce lo spettro elettromagnetico. Tutte le cose che non si potevano spiegare derivano proprio

dall’interazione tra materia e luce. Una di queste era proprio l’effetto fotoelettrico, ovvero l’emissione

di elettroni provocata in un metallo dall’assorbimento di radiazioni elettromagnetiche di frequenza

opportuna. La luce cede energia agli elettroni che vengono espulsi dagli atomi del metallo con una

certa energia cinetica.

Philipp Lenard misura la quantità di elettroni estratta con un dispositivo sottovuoto in cui gli elettroni

estratti al catodo raggiungono l’anodo e passando attraverso un circuito esterno generano corrente.

Irraggiando il catodo: 0

- solo la luce con una frequenza superiore ad un valore soglia è in grado di estrarre gli elettroni.

0

- per frequenze uguali o superiori a aumentando l’intensità della luce aumenta l’intensità di

corrente (cioè il numero di e - nell’unità di tempo) che attraversa il circuito esterno e non l’energia

cinetica degli elettroni. Bisogna arrivare ad un’energia soglia per trasmettere elettroni e di

conseguenza una corrente elettrica. Una certa frequenza per arrivare all’emissione di

Elettromagnetismo classico: emissione per ogni frequenza e energia degli elettroni proporzionale a

intensità della radiazione incidente.

Albert Einstein nel 1905 capì, grazie a un’idea precedente di Planck (1900), che l’energia è quantizzata.

La radiazione luminosa formata da fotoni impatta il metallo. Questo fotone deve avere un‘energia

sufficiente per raggiungere il valore soglia che consente l’estrazione di elettroni e quindi misurare la

corrente elettrica. Ciò significa che l’energia della radiazione luminosa è trasmessa in unità discrete

0

(quanti, poi fotoni) con energia quantizzata. Solo i fotoni con frequenza uguale o superiore a hanno

energia sufficiente per staccare un elettrone dal metallo. L’energia in eccesso viene utilizzata per

aumentare l’energia cinetica dell’elettrone espulso. Un aumento di intensità della luce non ha effetto

sulla frequenza di soglia ma solo sul numero di elettroni estratti nell’unità di tempo. Ciò significa che

l’energia è quantizzata e viaggia in pacchetti, e che la luce ha un comportamento corpuscolare. (la luce

è sicuramente un’onda ma anche fatta da particelle: dualismo onda-particelle della luce).

Esistono spettri discreti a emissione. Se facciamo passare la luce bianca attraverso un prisma vediamo

tutti i colori dell’arcobaleno. La luce emessa da atomi di idrogeno eccitati attraverso un prisma genera

uno spettro di emissione a righe costituito da un certo numero di righe spettrali. Lo spettro di

emissione di un qualunque gas attraverso il quale viene fatto passare un altro potenziale, dà origine a

uno spettro a righe (discreto). Tutti i gas hanno un loro spettro identificativo e quindi differente. Se

prendo una luce bianca, fatta passare attraverso un prisma dà origine a uno spettro continuo, ma se

prima faccio passare la luce attraverso un campione di gas (idrogeno), lo spettro è di assorbimento,

ovvero continuo a cui mancano delle righe (le complementari a quelle dello spettro di emissione).

Spettro di emissione e assorbimento sono complementari.

MODELLO DI BOHR

Seguendo il modello a planetario di Rutherford, gli elettroni dovrebbero girare intorno al nucleo, ma

poi collassare in esso. Ovviamente così non accade. L’elettrone quando gira emette energia il cui

spettro non è a righe ma a emissione continua. Bohr riformula a partire dal modello a planetario di

Rutherford e le conoscenze di Planck, secondo cui l’energia è quantizzata, e da Einstein, secondo il

qual la luca ha un andamento corpuscolare e ondulatorio. Bohr, dunque, ha superato la fisica classica

introducendo un modello semi-classico, aggiungendo due concetti fondamentali: l’energia è

quantizzata e la luce oltre ad essere un’onda è anche formata da particelle. Bohr dice che l’elettrone

si trova in orbite ben precise con una distanza precisa e segue sempre orbite circolari intorno al nucleo.

L’elettrone non emette energia costante, ma può muoversi da un livello a più alta energia ad uno a

più bassa energia emettendo fotoni con energia uguale alla differenza tra i livelli. Bohr poi calcola le

distanze e le energie delle orbite di elettroni. Bohr è stato quindi in grado di unire la fisica classica con

la quantizzazione dell’energia e la natura corpuscolare della luce.

Il modello di Bohr ha però dei limiti: innanzitutto è un modello semiclassico, ovvero afferma che gli

elettroni sono in orbite circolari e che posso determinare posizione e velocità. Questo modello però

non spiega altri fenomeni e viola il principio di indeterminazione poiché considera che gli elettroni

abbiano orbita e raggio definiti, quantità che non possono essere misurate simultaneamente. Infine,

considera la luce come formata da particelle, e dimentica che è un’onda. Questo dualismo della luce

come onde/particelle non venne ancora considerato.

DUALISMO ONDA-PARTICELLA

La luce è sicuramente formata da particelle, chiamate fotoni, ma anche da onde. La luce ha dunque

un duplice carattere.

De Broglie però dice che non solo la luce è particella e onda, ma anche la materia. Lui sostiene che

partendo dall’elettrone, scoperto come particella, possa ipotizzare che anche esso sia formato allo

stesso tempo da un’onda. Lo dice per spiegare tutto ciò che il modello di Bohr non era stato in grado

di fare. De Broglie sostiene che la lunghezza d’onda dipende dalla quantità di moto (massa per velocità

dell’elettrone). Ipotizza che l’elettrone percorre le orbite del modello di Bohr secondo delle onde che

non sono qualunque ma sono stazionarie. Così rispetta alcuni postulati di Bohr sostenendo che non

solo la luce ma anche l’elettrone ha un dualismo onda-particella. Tutto ciò però accade solo nel mondo

microscopico perché solamente numericamente non avviene. In realtà è vero che anche la materia ha

una natura ondulatoria, ma non lo posso vedere. C’è un limite tra la fisica classica e la fisica quantistica

che è la dimensione di ciò che sto guardando.

Se volessi vedere l’elettrone? Bisogna illuminarlo. La luce però è onda e particella. Per vedere

l’elettrone ho bisogno di una luce molto ampia con molti fotoni. Appena impatto l’elettrone con la

luce, il movimento dell’elettrone viene deviato e non posso determinare la traiettoria, ma solo la

posizione.

PRINCIPIO DI INDETERMINAZIONE

Heisenberg nel 1925 propone il principio di indeterminazione, secondo il quale non è possibile

determinare con precisione arbitraria la posizione e la velocità della particella. In questo modo, il

concetto di traiettoria perde senso. Bohr diceva di poter calcolare matematicamente la posizione

dell’elettrone. Questo non è più possibile grazie alla teoria di Heisenberg. Al massimo possiamo sapere

che esiste una regione di spazio in cui vi è un’alta percentuale di trovare l’elettrone. Si passa dunque

dal concetto di orbita o orbita stazionaria, a funzione d’onda. Si introduce così la meccanica

quantistica.

Schrodinger dice che è impossibile sapere con esattezza dove si trova l’elettrone, al massimo si può

conoscere una regione di spazio, chiamata orbitale o funzione d’onda, dove vi è un’alta probabilità di

trovare l’elettrone. Ogni orbitale corrisponde ad uno stato stazionario. Solo per dei valori discreti

dell’energia esistono soluzioni accettabili. Il quadrato della funzione d’onda descrive la probabilità di

trovare l’elettrone in una determinata regione di spazio (direttamente proporzionale).

GLI ORBITALI

Schrodinger capisce che le orbitali sono in funzione di tre numeri interi, detti numeri quantici (n, l, m).

• n = numero quantico principale, definisce l’estensione (1,2,3, 4...)

• l = numero quantico angolare, definisce la forma (0,1,2 … n-1)

• m = numero quantico magnetico, definisce l’orientazione (-L,-1,0,1…+L)

l

Gli orbitali di tipo S sono orbitali sferici. 1s: numero quantico principale è 1, 2s: quando il numero

quantico principale è uguale a 2, 3s: quando il numero quantico principale è 3. Se ho l’orbitale S

significa che L = 0. Sono tre in totale.

Gli orbitali di tipo P (principal) sono orbitali con una forma bilobata e in questo caso L è uguale a 1. Si

sviluppano lungo gli assi cartesiani x,y,z. sono tre in totale.

Gli orbitali di tipo D (diffuse) sono orbitali la cui forma è molto complessa e in questo caso hanno L =

2. Sono 5 in totale.

Lo stato di energia più basso è quello preferito dagli elettroni. L’energia dipende dal numero quantico

principale ma anche quello secondario. Per riempire gli orbitali bisogna introdurre il numero quantico

di spin. Questo può avere due valori: +1/2 o -1/2. Esso si associa con il senso di una ipotetica rotazione

dell’elettrone. (solamente teoricamente, non avviene così). Nel caso in cui sia +1/2 allora si ha il senso

spin up, altrimenti spin down. Grazie al numero di spin, sappiamo che negli orbitali non ci possono

essere due elettroni che hanno lo stesso spin, quindi devono essere due elettroni di spin opposto. In

ogni orbitale ci possono essere al massimo d