Prime lezioni di Chimica generale ed inorganica

LA COMPOSIZIONE DELL’UNIVERSO: L’ENERGIA E LA MATERIA

L’ENERGIA

- L'energia è l'attitudine a compiere lavoro, a prescindere dal fatto che questo venga

effettivamente attuato, oppure il calore

In chimica, sono importanti due forme di energia: l'energia cinetica e l'energia potenziale.

LA MATERIA

- La materia è tutto ciò che possiede massa e occupa un volume.

• Le sostanze pure sono sistemi a unico componente, che non è ulteriormente semplificabile

Gli elementi sono costituiti dallo stesso genere di atomi (ES: mercurio)

I composti sono costituiti da molecole che mettono insieme gli atomi più elementi

differenti (ES: acqua)

Le forze che tengono insieme gli atomi sono i legami chimici.

• Le miscele sono dei sistemi formati da più componenti, che sono ulteriormente semplificabili

Le miscele omogenee/soluzioni, fatte da soluto e solvente, sono uguali in ogni loro punto

e coi componenti indistinguibili (ES: acqua + sale)

Le miscele eterogenee/miscugli non sono uguali in ogni loro punto e coi componenti

distinguibili (ES: sabbia, latte e sangue)

STATI DI AGGREGAZIONE

Un solido ha forma e volume propri

• Un liquido ha forma del recipiente e volume proprio

• Un gas ha forma e volume del recipiente

•

NB: Il termine vapore indica lo stato aeriforme di una sostanza che normalmente si presenta solida

o liquida; per cui per esempio parliamo di ghiaccio, dell'acqua liquida e del vapore acqueo.

Gli stati di aggregazione sono distinguibili grazie alla disposizione e al moto dei loro atomi e delle

loro molecole: in ordine vanno da quello che li ha più impacchettati e meno liberi di muoversi, a

meno impacchettati e più liberi di muoversi.

TRASFORMAZIONI DI STATO

Da solido a liquido: fusione

Da liquido a gas: ebollizione

Da solido a vapore: sublimazione

Da gas a liquido: condensazione

Da liquido a solido: solidificazione

Da gas a solido: brinamento

Le temperature necessarie affinché avvengano le trasformazioni di stato sono caratteristiche per

ogni sostanza

DISTINZIONE TRA FISICA E CHIMICA

La fisica studia la materia senza i suoi cambiamenti, mentre la chimica studia la materia con i suoi

cambiamenti e l’energia coinvolta in tali cambiamenti.

PROPRIETA’ FISICHE E CHIMICHE

Ogni materia ha entrambe, fisiche e chimiche. Prendiamo ad esempio l’acqua.

- FISICHE: con a misura della proprietà non assisteremo ad una modifica della

conformazione della materia che sto studiando, al massimo si può assistere al

cambiamento dello stato fisico in cui la troviamo (gassoso, liquido, solido)

Esempi rispetto all’acqua:

• densità

• temperatura di fusione/ebollizione

• calore specifico

- CHIMICHE: per misurare queste proprietà ci deve essere una modificazione della

conformazione della materia che sto studiando; innanzitutto devo aver presente una

reazione bilanciata, e le proprietà vi sono di regola associate

Esempi rispetto alla reazione di decomposizione dell’acqua:

• entalpia di reazione

• entropia di reazione

• energia libera di Gibbs

Per decomporre un composto nei suoi elementi, ci vuole una scomposizione chimica che

sfrutta le loro proprietà chimiche (ES: decomposizione, o elettrolisi, dell’acqua con macchinario

avente polo negativo e polo positivo, combustione del propano).

Se invece voglio separare le sostanze pure che costituiscono una miscela ci vuole una

scomposizione fisica che sfrutta le loro proprietà fisiche (ES: distillazione che sfrutta le

diverse temperature di ebollizione delle sostanze: una bolle a temperatura minore, quindi una

volta raggiunto quella tot temperatura, le sostanze si separano tramite evaporazione; oppure per

separare la miscela solida di zolfo e ferro, si sfrutta il loro diverso magnetismo, quest’ultimo viene

attratto da un magnete e l’altro no, rimanendo lì; la sublimazione del ghiaccio secco; la

dissoluzione dello zucchero; filtrazione).

TEORIA ATOMICA (DALTON)

La prima argomentazione convincente a favore dell’esistenza degli atomi proviene da Dalton, con

la sua teoria atomica che formulò dopo aver misurato il rapporto tra le masse degli elementi che si

combinano tra di loro.

1. Gli atomi di uno stesso elemento sono identici

2. Gli atomi di elementi diversi hanno massa diversa

3. Gli atomi non si creano e non si distruggono in una reazione chimica, semplicemente

cambiano partner dando luogo a nuove sostanze

4. Un composto è una specifica combinazione ottenuta con reazione chimica di atomi di

più elementi in una determinata proporzione costante

L’atomo è indivisibile (quando poi verranno scoperti protoni ed elettroni, si ritratterà

5. questo punto)

STRUTTURA ATOMICA (THOMSON)

Thomson, insieme a Millikan, misurò massa e carica dell’elettrone (sparò

goccioline di olio dentro camera chiusa, galleggiavano nell’aria; essendo più

pesanti ogni tanto cadeva sotto gocciolina d’olio per gravità, e con

condensatore con placca positiva che attirava la negativa, misurava la carica

che permetteva di non farla cadere)

Nel 1897, Thomson stesso suggerì l’idea che l’atomo fosse costituito da una

sfera di carica positiva, in cui gli elettroni erano disseminati «come i canditi nel panettone»

(modello a panettone, dove lo spazio tra particelle in un atomo è minimizzato).

Rutherford scopre i protoni

1911: Chadwick scopre i neutroni

1932:

STRUTTURA ATOMICA (RUTHERFORD)

In quei periodi Rutherford stava proprio studiando l’esperimento di Rutherford.

Svolgimento: Abbiamo una sorgente di particelle α “Po” (atomi di elio con 2 protoni + 2 neutroni,

perché sono stati tolti 2 elettroni, quindi hanno carica positiva), composta di radio, elemento

radioattivo, coperto da un cubo di piombo con un minuscolo foro apposito per fare uscire le

particelle α. Esse finiscono su una sottilissima lamina d’oro circondata da uno schermo

fluorescente di solfuro di zinco (serve perché, quando viene colpito dalle particelle α, evidenza

una luminescenza facendone capire la traiettoria).

Osservazioni: La maggior parte delle particelle procede dritta nella sua traiettoria senza venire

interferita dalla lamina, alcune vengono deviate mentre pochissime vengono respinte indietro.

Le deviazioni/repulsioni deriverebbero da un contatto tra la carica positiva delle

Conclusioni:

particelle α e la carica positiva dei protoni. Vista la quantità di particelle che procede dritta

nella sua traiettoria senza venire deviata, concludiamo che l’atomo è costituito da spazio

privo di protoni, che sono concentrati nella piccolissima zona del nucleo, di carica positiva.

In proporzione, se il nucleo è un metro, solo a 20.000 km si trova il successivo, oppure se il nucleo

è una pallina da tennis, l’atomo intero è un campo da calcio e gli elettroni sono capoccia di spillo.

Nel mezzo ci sono solo i rispettivi elettroni di carica negativa che ruotano: la materia è semi-vuota.

Diametro nucleo: 10-14 m

SIMBOLI ATOMICI

- Il numero atomico (Z) di un elemento è il numero di protoni in un atomo (è identificativo in

quanto diverso per ogni elemento, infatti va in numero crescente sulla tavola periodica)

- Il numero di massa (A) è la somma dei protoni e dei neutroni

Generalmente si usa la seguente notazione:

Si dà per scontato che gli elettroni sono uguali ai protoni, ma in caso di eccesso/mancanza di

elettroni, lo si notifica in alto a destra con n+/-

- L'osservazione delle differenze ponderali (di massa) tramite lo spettrometro tra i nuclidi di uno

stesso elemento conferì agli scienziati di scoprire l’esistenza degli isotopi.

• Gli isotopi di un elemento possiedono tutti lo stesso numero atomico ma presentano

diverso numero di massa: nei loro nuclei figura un ugual numero di protoni ma un

diverso numero di neutroni, rendendolo più o meno pesante.

Questa differenza caratterizza il fatto che, tra loro, gli isotopi hanno stesse proprietà chimiche

(derivate dal numero di protoni ed elettroni) ma diverse proprietà fisiche (dovute ad una diversa

massa), solitamente lievi.

Nel caso dell’idrogeno, però, le differenze di massa tra gli isotopi causano differenze apprezzabili

nelle proprietà fisiche e addirittura leggere variazioni in alcune di quelle chimiche.

Abbondanza isotopica: presenza percentuale di un isotopo in natura.

Miscela isotopica naturale: insieme degli isotopi di un elemento.

Isobari: nuclidi aventi diverso numero atomico Z ma uguale numero di massa A.

Esempi di isotopi famosi:

MASSA E CARICA DI PROTONE, NEUTRONE ED ELETTRONE

Ne traiamo che il nucleo contiene la maggior parte della massa dell’atomo.

PESO ATOMICO (PA) E MOLECOLARE (PM)

Il peso atomico è il peso idi un atomo di un dato elemento.

L’unità di riferimento per il peso atomico è chiamata uma/dalton e corrisponde alla 12esima

parte della massa di un atomo di 12C

C atomo = esattamente 12 uma

12

H atomo = 1.0078252 uma

1 O atomo = 15.9949149 uma

16

- Il peso molecolare è la somma delle masse atomiche degli atomi presenti nella molecola

(riportando anche i numeri stechiometrici)

- Il peso atomico medio mettendo in relazione il leso atomico con la miscela isotopica

naturale: ecco perché, ad esempio, l’elemento Carbonio ha un peso atomico di 12.011 u.m.a.

e non di 12 u.m.a. come per 12C, infatti tiene conto del 12C, 13C, 14C

P.A.M.= [(peso atomico isotopo n°1 • abbondanza isotopica in % n°1) + (peso atomico

isotopo n°2 • abbondanza isotopica in % n°2)]:100

Esercizio:

L’isotopo 35Cl ha una abbondanza isotopica del 75.77%

Mentre il 37Cl del 24.33%. Considerando, rispettivamente i pesi atomici dei due isotopi 35 e 37

u.m.a., calcolare il peso atomico di Cl in un campione naturale.

Non esiste un atomo di Cl che pesa 35.453 u.m.a.!

Tale valore è solo frutto di una media.

NUMERO E COSTANTE DI AVOGADRO

Il numero di Avogadro, N = 6,023•10 corrisponde al numero di atomi presenti in 12g di C.

23 12

La costante di Avogadro corrisponde al numero precedente, ma accompagnato da unità di

misura.

LA MOLE

La mole è un’unità di quantità di sostanza che contiene un numero di Avogadro di elementi

chimici.

Il simbolo per l'unità mole è mol, dell’unità di misura della proprietà fisica quantità di sostanza, n.

N: il numero degli oggetti

n: la quantità di sostanza (in moli)

N : costante di Avogadro

A

N= n•N A

Quando oggetti = molecole:

N° molecole di H2O in 18g di H2O

Quando oggetti = atomi:

N°