Chimica generale

Chimica generale

Programma delle lezioni

Chimica generale: 24 ore di lezione
Chimica organica: 18 ore di lezione
Biochimica: più avanti
Esame scritto
Esercizi: formule di struttura e domande sulla teoria.

L'atomo

Gli elementi sono costituiti da atomi, le più piccole particelle indivisibili che presentano ancora le proprietà dell'elemento.

L'atomo è la parte indivisibile della materia. La frammentazione dell'atomo produce particelle ancora più piccole ma che non hanno più le proprietà dell'elemento.

Gli atomi sono costituiti da 3 tipi di particelle:

• Protone (p+): massa 1,67*10^-24 g. Carica positiva (+1)
• Neutrone (n°): massa uguale al protone. Carica neutra
• Elettrone (e-): massa 9,11*10^-28 g. Carica negativa (-1)

La massa può essere calcolata anche con u, l'unità di massa atomica e corrisponde a 1,661*10^-24.

Protoni e neutroni sono confinati nel nucleo, porzione centrale dell'atomo che occupa un piccolissimo spazio rispetto all'atomo intero. Gli elettroni si muovono con moto indeterminato attorno al nucleo ed occupano lo spazio restante dell'atomo. In un atomo neutro il numero di protoni ed elettroni si equivalgono. Hanno lo stesso numero di particelle positive e negative.

Ogni atomo è caratterizzato da un numero atomico (Z) ed un numero di massa (A).

Il numero atomico corrisponde al numero di protoni nel nucleo. Il numero di massa corrisponde al numero di protoni + numero di neutroni.

Numero di neutroni: numero di massa – numero di protoni.

Nel caso dell'idrogeno, A = 0, Z = 1 c'è anche un solo elettrone. Gli atomi di un certo elemento hanno sempre lo stesso Z.

Elementi e isotopi

L'insieme degli atomi che hanno lo stesso numero atomico è detto elemento. Un elemento è formato da atomi tutti con lo stesso numero di protoni e lo stesso numero atomico.

L'insieme di atomi che hanno lo stesso numero atomico e lo stesso numero di massa è detto isotopo. Ogni elemento è formato da più isotopi che differiscono per il numero di massa.

L'elemento carbonio è formato dall'isotopo carbonio-12 e carbonio-13. Il carbonio-14 è radioattivo e non artificiale. Isotopi diversi dello stesso elemento differiscono non per il numero di protoni ma per il numero di neutroni.

Ogni elemento è caratterizzato da più isotopi. Ma i diversi isotopi di uno stesso elemento non sono ugualmente rappresentati in natura. L'abbondanza naturale (o abbondanza relativa) di un isotopo rappresenta la sua diffusione percentuale (%) in natura. Tra i vari isotopi ce n'è sempre uno più preponderante.

Ad esempio, H-1, C-12 e O-16 rappresentano più del 98% degli elementi corrispondenti.

Massa atomica e peso atomico

Gli atomi sono dotati di una certa massa. Se questa è espressa in grammi si hanno valori molto piccoli.

Ad esempio, nel caso dell'idrogeno-1, 1,6735*10^-24 g e l'ossigeno-18 2,9888*10^-23 g. Il grammo non è un'unità di misura conveniente per misurare la massa degli atomi.

È stata introdotta l'uma, unità di massa atomica (u). 1 u = 1/12 della massa dell'isotopo 12 del carbonio, che è 1,661*10^-24 g.

La massa atomica di un elemento è la media pesata delle masse atomiche dei vari isotopi naturali dell'elemento. Non è la massa di un solo isotopo, ma non è nemmeno la massa dell'isotopo più rappresentato in natura, non corrisponde alla massa del carbonio-12, ma è una media delle masse atomiche dell'elemento.

Non è una media geometrica, ma per calcolare la massa dell'elemento del carbonio, non si prende i pesi del C-12 e C-13 e si divide per due, si fa una media pesata, che tiene conto delle abbondanze relative. Nel caso del C, la massa atomica è pari a 12,011 u.

In ogni tavola periodica c'è la massa atomica. Questa è calcolata con la formula sopra. La massa atomica è spesso confusa col peso atomico, ma non sono la stessa cosa. Ogni atomo ha la stessa massa nell'universo, il peso atomico vale solo sulla Terra.

Concetto di mole – Definizione ed origine del Numero di Avogadro

La mole è l'unità di misura della quantità di sostanza. 1 mole di qualcosa corrisponde a 6,022*10²³ di quel qualcosa. La mole è il Numero di Avogadro (N_A).

10 atomi di C sono 10 atomi di C. Se dico 1 mole, il concetto è identico, non sono 10, 12 o 1000, ma 6,022*10²³.

1 mole di penne sono 6,022*10²³ penne. Come è stato definito il Numero di Avogadro? Da dove viene questo numero pari a 6,022*10²³?

Avogadro ha introdotto il suo numero contando gli atomi di C-12 contenuti in 12 g di C-12. Sono 12 grammi di carbonio-12, solo quello. Ha contato gli atomi contenuti ed ha trovato questo numero, 6,022*10²³. Sono gli atomi contenuti in 12 grammi di C-12.

A cosa serve? Per comprendere l'unità della mole si deve prendere in considerazione la massa di 1 atomo di C-12, che ha una massa di 12 uma. Un singolo atomo di C-12 ha una massa di 12 uma.

Quale è la massa di una mole di C-12? Di 6,022*10²³? Chiaramente 12 grammi. La mole è definita in modo tale che la massa in atomo in uma corrisponda alla massa di una mole di quegli atomi in grammi.

1 atomo di O pesa 16 uma; 1 atomo di Cl pesa 35,45 uma; 1 molecola di H₂O pesa 18 uma.

1 mole di O pesa 16 g 1 mole di Cl pesa 35,45 g 1 mole di H₂O pesa 18 g.

Esiste una corrispondenza esatta tra la massa in uma di una singola particella e la massa in grammi di una mole di quelle particelle. La massa in grammi si chiama massa molare e corrisponde al peso atomico.

Formule e calcoli

(numero di moli) = (massa in grammi) * (1/massa molare).

Il numero di moli può anche non essere un numero intero.

Definizione di orbitale

L'elettrone non è nel nucleo. Non deve essere immaginato come particella in movimento, ma come una distribuzione di carica negativa diffusa attorno al nucleo.

L'esempio classico è il sistema solare. I pianeti compiono orbite ellittiche perfette attorno al sole. Gli elettroni non compiono orbite ellittiche, non si sa come si muovono (principio di indeterminazione di Heisenberg), fanno moti disordinati che non si riesce a ripercorrere. Non compie orbite ellittiche precise.

Consideriamo quindi l'elettrone come una distribuzione di carica negativa attorno al nucleo. Definiamo orbitale quella regione di spazio tridimensionale in cui abbiamo il 90% (o 95% o 99%) di probabilità di trovare l'elettrone.

L'orbitale 1s dell'idrogeno è una sfera. Il nucleo è al centro della sfera. L'elettrone dove lo trovo? L'H ha solo 1 elettrone (nel nucleo c'è solo 1 protone e 0 neutroni). L'elettrone si trova attorno al nucleo, si muove in maniera disordinata.

Posso parlare quindi di carica diffusa attorno al nucleo, i puntini dei disegni indicano la posizione probabile dell'elettrone, è la densità elettronica.

Il limite dell'orbita è una linea. Ha un volume definito, ha un confine. Entro l'orbita si ha una probabilità del 90% di trovare l'elettrone. Non sempre l'elettrone è dentro l'orbita, alle volte può anche uscire. Ecco perché la probabilità non è del 100%.

A distanza elevata dal nucleo, la probabilità di trovare l'elettrone è più bassa. A mano a mano che mi sposto verso il nucleo, la probabilità di trovare l'elettrone è più alta.

L'idrogeno non ha solo l'orbita 1s, ma ne ha molti altri. Come se in un albergo ci fosse un cliente solo. Ci sono comunque anche le altre camere. L'idrogeno ha tanti orbitale, ma l'elettrone va a occupare uno di quegli orbitale.

C'è l'orbita 1s, che è una sfera. È una pallina da ping-pong con il nucleo al centro. L'orbita 2s, che è una sfera che contiene il nucleo al centro. È una palla da tennis, con il nucleo al centro ma che contiene al suo interno la palla da ping-pong. Quindi è la palla da tennis che contiene la palla da ping-pong che contiene il nucleo.

L'orbita 3s è la stessa cosa, come una matriosca contiene 2s che contiene 1s.

Gli orbitale p sono fatti a lobi ed il nucleo è al centro dei due lobi. Non sono sferici. Il nucleo non è in ogni lobo, ma solo nel punto di contatto dei lobi. Sono orientati in maniera diversa:

• Uno orientato sull'asse delle Y
• Uno orientato sull'asse delle X
• Uno orientato sull'asse delle Z

Orbitale d sono 5. Hanno 5 lobi orientati in maniera diversa.

• Gli orbitale s sono numerati progressivamente.
• Gli orbitale p partono dal numero 2. Non esistono gli 1p. In ogni serie, sono 3. Massimo sono 6.
• Gli orbitale d partono dal numero 3. Non esistono 1 e 2d. In ogni serie sono 5. Massimo sono 10.
• Gli orbitale f partono dal numero 4. Non esistono 1, 2 e 3f. In ogni serie sono 7. Massimo sono 14.

Il quarto numero quantico

Gli elettroni sono dotati anche di numero quantico magnetico di spin (m_s), che può avere valore di -1/2 e +1/2. Da indicazione di come ruota l'elettrone. +1/2 ruota in senso orario, -1/2 ruota in senso antiorario. Se hanno lo stesso segno, si dice che sono a spin spaiato (o parallelo). Se hanno segno diverso, si dice che sono a spin appaiato (o antiparallelo).

Spin spaiato (parallelo) Spin appaiato (antiparallelo)

L'energia degli orbitali

Gli orbitali non hanno la stessa energia. Ogni quadratino è un orbitale. Sono disposti secondo energia crescente. L'orbita a più bassa energia è l'1s. Bassa energia vuol dire stabilità. Quelli più energetici sono meno stabili.

Principio di riempimento degli orbitali

Quando un atomo, come quello di H ha a disposizione 1 solo elettrone, quello occupa un solo orbitale. Se ne ha molti, come l'ossigeno (ne ha 8), questi vanno a occupare più orbitale.

Come si riempiono gli orbitali? Con le tre regole dell'Aufbau:

• Principio della minima energia: un elettrone occupa l'orbita con la più bassa energia
• Principio di Pauli: un orbitale non può essere occupato da più di due elettroni. Quando gli elettroni sono due, sono sempre a spin appaiato (o antiparallelo)
• Regola di Hund: quando sono disponibili più orbitali a stessa energia, gli elettroni si dispongono in modo da occuparne uno per orbitale. Lo fanno con spin parallelo.

Un esempio. L'atomo di H è quello più semplice. Ha solo un elettrone. Secondo il primo principio, si dispone nell'orbita 1s.

Litio. Ha 3 elettroni. Dove vanno? Il primo nell'1s, il secondo nell'1s (1s²) e si dispongono con spin antiparallelo. Il terzo elettrone non entra nell'1s perché pieno e va nell'orbita 2s. Azoto. Ha 7 elettroni. Dove vanno? 1s², 2s², 2p³. Vediamo che, a mano a mano che si riempie l'orbita p, i 3 elettroni risponderanno alla regola di Hund.

Ossigeno. Ha 8 elettroni. Si dispone sempre in 2p perché c'è ancora spazio. Sodio. Ha 11 elettroni. Gli orbitali 2p vengono riempiti, quindi si passa al 3s.

Cosa hanno in comune? Di avere un solo elettrone nello strato più esterno. Gli elementi H, Li, Na e K hanno un solo elettrone nello strato più esterno, che occupano l'orbita s (1s, 2s, 3s, 4s). Questi 4 elementi hanno simili proprietà chimico-fisiche, perché gli elementi reagiscono con gli altri atomi seguendo gli elettroni dello strato più esterno.

L'H si interfaccia col mondo esterno con lo strato 1, il Li con il 2, etc. Il K più all'esterno ha gli elettroni dello strato 4. Un esempio è la persona vestita a strati. Quando si vede fuori, si vede il cappotto. Se esce senza cappotto, si vede la camicia. Questo è quello che gli atomi fanno. Questi atomi hanno una somiglianza, hanno un solo elettrone nello strato più esterno.

Tavola periodica degli elementi

Questa caratteristica la notò Mendeleev. Capì che c'erano elementi con caratteristiche simili e li dispose sulle stesse colonne. Questa colonna con i 4 elementi visti prima, è la numero 1.

Be, Mg, Ca, Sr hanno lo strato s completamente riempito. Appartengono al gruppo II. Gli elementi con lo strato esterno completamente riempito sono i gas nobili. Il neon ha quindi gli orbitali 1s e 2s completamente pieni. L'He è un caso a sé. Riempie tutto lo strato esterno degli orbitali 1s.

Elementi della stessa colonna hanno caratteristiche simili perché hanno la stessa configurazione elettronica esterna. Le colonne hanno un nome. Si chiamano gruppi. Le righe hanno un nome. Si chiamano periodi. Indica lo strato più esterno occupato.

Dal periodo 4 iniziano ad essere occupati gli orbitali d. La tavola periodica può essere letta come un libro. Nel terzo periodo c'è una stranezza. Gli orbitali 3d non sono riempiti, anche se ci sono. Questi però hanno una energia superiore al 4s.

Alla fine del terzo periodo, si sono riempiti gli orbitali 3p, si inizia a riempire l'orbita 4s con il potassio. Poi si passa al calcio, che riempie il 4s. Adesso si riempiono gli orbitali 3d con lo Sc. Poi si arriverà al Ga, che riempirà gli orbitali 4p, fino al Kr, che saturerà gli orbitali 4p.

Questi gruppi hanno nomi:

• I: metalli alcalini
• II: metalli alcalino terrosi
• VII: alogeni
• VIII: gas nobili

Sono nomi che vengono usati ricorrentemente. Poi abbiamo i metalli di transizione, quelli che occupano gli orbitali d.

Gli elementi possono essere divisi in 3 grossi gruppi:

• Metalli: a sinistra. Hanno caratteristiche metalliche. Lucidi, duttili, malleabili, conduttori di calore e elettricità.
• Non metalli: a destra
• Semi metalli: al centro, a cavallo della linea che va dal B all'At

L'H è un elemento particolare. Pur avendo la configurazione elettronica dei metalli, in realtà lui è un non metallo.

Elettronegatività

Una delle proprietà periodiche degli elementi.

Riflette la tendenza degli atomi ad acquisire elettroni. Più è alta, più è facile che acquisiscano elettroni.

H: 2,1
Li: 1,0
Na: 0,9
B: 2,0
Se: 2,4

Si vede che è una proprietà periodica.

Guardando il secondo periodo, si nota che l'elettronegatività aumenta lungo il periodo da sinistra a destra. Quando si va a capo, l'elettronegatività diminuisce. Seguendo i valori, si nota che l'elettronegatività diminuisce bruscamente all'inizio di ogni periodo. I metalli alcalini hanno bassa elettronegatività. Gli alogeni hanno elettronegatività più alta. Quindi, l'elettronegatività aumenta lungo il periodo da sinistra a destra e diminuisce lungo un gruppo dall'alto verso il basso.

Questo succede perché, all'aumentare della dimensione dell'atomo, gli atomi più esterni sono meno vincolati e quindi la capacità di attirare a sé gli elettroni diminuisce. Nell'H, essendo piccolo, ha una tendenza spiccata ad attirare elettroni. Il Cs, ha elettroni poco vincolati al nucleo, quindi c'è una bassa tendenza. Il Cs appartiene al periodo 6.

Il legame chimico

È una interazione forte che si stabilisce tra due atomi. È di due tipi:

• Covalente
• Ionico

Per comprendere i tipi di legame dobbiamo considerare che un atomo tende ad acquistare o cedere elettroni per raggiungere una configurazione elettronica esterna completamente vuota o riempita (quindi il gas nobile più vicino). Questo conferisce una situazione di stabilità. In questa situazione ci sono solo gli elementi dell'VIII gruppo (i gas nobili). Gli altri non sono stabili perché lo strato esterno non è completamente riempito e quindi cercano di colmare questa lacuna riempiendo lo strato esterno e si prestano a formare legami per farlo.

Tale configurazione elettronica esterna è la più stabile (minore energia potenziale). Tale configurazione è detta ottettale in quanto lo strato più esterno contiene 8 elettroni. La configurazione ottettale degli elementi del primo periodo contiene solo 2 elettroni.

Legame ionico o eteropolare

Si stabilisce quando si incontrano 2 atomi con grossa differenza di elettronegatività (> 1,9). Esempi sono il Cl e il Na.

Na: ha un solo elettrone nello strato più esterno ([Ne]3s¹). Per lui è comodo perdere un elettrone. Se accade, questo acquisisce carica positiva. Diventa Na⁺. Così ha perso l'elettrone occupato lo strato 3, che si è svuotato.

Cl: la configurazione è [Ne] 3s² 3p⁵. Lui tende ad acquistare l'elettrone perché gliene manca uno, quindi riempie completamente pieno lo strato 3. Entrambi hanno 8 elettroni. Il sodio come il neon, il cloro come l'argon.