Unità didattica 1 Chimica smf medicina

Chimica: unità didattica 1

La struttura dell’atomo

La materia è tutto ciò che ha una massa e occupa uno spazio. Si può presentare in forma solida con forma e

volume fisso, in forma liquida con un volume fisso ma una forma variabile oppure in forma gassosa con volume e

forma variabile.

Questa materia è composta da sostanze chimiche che possono essere

●​ sostanze pure: si divide in elementi o composti

●​ miscele

Tutta la materia è costituita da atomi che si possono legare tra loro fino a formare strutture più complesse

La materia può essere studiata attraverso le sue proprietà che possono essere fisiche (che possono dipendere

dalla quantità di materia cioè estensive oppure no e quindi sono proprietà intensive) oppure chimiche che

trasformano la composizione della materia e formano una materia diversa da quella iniziale (queste sono le

reazioni chimiche).

la chimica è una scienza quantitativa, servono quindi numeri e unità di misura dedicate. Importante è la quantità

di materia la cui unità di misura è la mole

Miscele: si dividono in omogenee e eterogenee

Sostanze pure: si dividono in sostanze elementari formate da un unico tipo di atomo che si ripete n volte, e in

composte che sono formate da 2 o più tipi di atomi. Le sostanze elementari sono ad esempio il mercurio, il rame,

il ferro mentre i composti sono la combinazione di almeno due atomi diversi come ad esempio l’anidride

carbonica o il metano.

Le sostanze pure sono caratterizzate da:

●​ composizione (i gli atomi che le compongono)

●​ struttura (il modo in cui gli atomi sono legati tra loro)

●​ gli stati di aggregazione

Esempio:​

Elemento= zolfo, composizione: sostanza elementare, struttura: molecole costituite da 8 atomi di zolfo, stato di

aggregazione: a 25 gradi è in forma solida, le molecole formano i cristalli.

la molecola è la più piccola parte di una sostanza che conserva le proprietà di quella sostanza. La molecola è

una struttura discreta. è stabile, è neutra e partecipa alle reazione chimica come un’unità distinta.

Ci sono tre tipologie di formule

●​ formula minima (formula empirica): definisce i tipi di atomi e dice il rapporto minimo fatto da numeri interi

in cui gli atomi sono presenti nella molecola del composto (esempio: acetilene CH). La formula minima

non mi dice quanti atomi presenta il composto ma solo il loro rapporto

●​ formula molecolare: mi dice quanti sono gli atomi del composto ( acetilene C2H2)

●​ formula di struttura: mi indica gli atomi, il numero ma anche i tipi di legami tra gli atomi ( acetilene

H-C=C-H)

Ci sono sostanze che hanno la stessa formula minima e la stessa formula molecolare, ma diversa formula di

struttura e un esempio sono l’alcol etilico e l’etere dimetilico.

Fondamenti della teoria atomica

Il primo scienziato che ne ha parlato è stato Democrito. Ci furono Lavoisier e Proust che hanno dato informazioni

importanti cioè la conservazione della massa e la legge delle proporzioni definite. Successivamente c’è stato

Thomson (modello a panettone, l’atomo non è indivisibile ma ha particelle più piccole al’interno),

successivamente Rutherford che dà la definizione di nucleo. Bohr crea un modello più elaborato, nel nucleo ci

sono anche i neutroni. Infine si passa al modello di Schrodinger (è il periodo di passaggio dalla meccanica

classica a quella quantistica).

Leggi di conservazione di massa ferma che la massa dei prodotti è sempre uguale a quella dei reagenti, mentre

quella delle proporzioni definite dice che ogni campione di un composto contiene sempre le stesse proporzioni in

massa degli elementi che lo compongono.

Grazie a queste leggi Dalton compone il suo modello atomico cioè atomi indivisibili.

Uguali e hanno le stesse caratteristiche.

Successivamente Thomason svolge l’esperimento dei raggi catodici e aveva osservato che un un fascio di

particelle andava dal catodo verso l'anodo. Posizionò due piastre una positiva e una positiva vicino all’anodo e

osservò che il fascio di raggi catodici veniva deviato verso la piastra positiva. Capì allora che queste particelle

erano cariche negativamente e le chiamò elettroni. Thomson riuscì a misurare il rapporto carica massa di queste

particelle e definì che queste particelle avevano una massa 2000 volte più piccola di quella dell’atomo. Da qui

riuscì a capire che l’atomo non è indivisibile e dimostrò che queste particelle sono tipiche di ogni atomo. Disse

che l’atomo era costituito da particelle positive e particelle negative e creò quello che era il modello a panettone.

Nel 1900 Rutherford prende una lamina d’oro e la bombarda con delle particelle alfa e al tempo si sapeva che

erano cariche positivamente. Si aspettava che queste passassero indisturbate ma non fu così perché le particelle

venivano deviate. Rutherford capì allora che le cariche positive erano compattate in una regione centrale dentro

all’atomo mentre le cariche negative giravano intorno a questa regione centrale e giravano in virtù della forza

centripeta e della forza elettrostatica. Questo modello venne definito planetario. Questo modello però era in

contraddizione con la fisica classica perché secondo la fisica le particelle che si muovono emettono onde

elettromagnetiche e perdono energia. Il continuo movimento doveva causare la collisione degli elettroni contro il

nucleo ma questo non accadeva, c’era dunque un problema. In questo periodo stanno avendo largo spazio gli

esperimenti di Planck e di Einstein che diedero vita alla fisica quantistica, loro riuscirono a dimostrare la doppia

natura ondulatoria e corpuscolare della luce. La luce ha una lunghezza d’onda e una frequenza che sono

inversamente proporzionali tra loro. La materia assorbe la luce e quindi anche gli atomi, ogni elemento chimico

ha uno spettro a righe caratteristico che può essere usato per identificarlo e misurarne la quantità. Bohr grazie a

ciò capisce che gli elettroni si trovano in traiettorie ben precise chiamate orbite, questi elettroni quando passano

da un orbita superiore a una inferiore emettono un fotone che ha una lunghezza d’onda specifica dello

spostamento che ha subito l’elettrone.

Nello stesso periodo Heisenberg introduce il principio di indeterminazione che afferma che impossibile stabilire

con certezza la posizione dell'elettrone ma solo una regione di spazio, ciò è diverso dalla meccanica classica che

ci definisce il punto preciso in cui si trova una particella e la sua traiettoria.

Nel 1926 Schrodinger introduce l’equazione di Schrodinger da cui si ottengono i numeri quantici.

I numero quantici sono 3:

●​ il numero quantico principale N che indica il livello energetico in cui sta l’elettrone, ha numeri che vanno

da zero a infinito, ma per ora si è a conoscenza soltanto dei primi 7.

●​ Il numero quantico secondario L o angolare indica il momento angolare dell'elettrone e la forma

dell’orbitale (va da 0 a n-1). quando L=0 l'orbitale è s,quando è 1 l’orbitale è p, quando è 2 l’orbitale è d,

quando L=3 allora l’orbitale è f

●​ il numero quantico magnetico e ha valori che vanno da -L a +L che indica l'orientamento dell’orbitale

E’ presente anche il numero quantico di spin che ha valori –½ o ½ che indica il senso orario o antiorario

L’orbitale s ha una forma sferica ed è presente in tutti i livelli energetici, ma l’1s è meno energetico del 2s.

L’orbitale p ha la forma di un infinito

Ci sono altri principi importanti come il principio di repulsione di Pauli che afferma che non possono esistere due

elettroni con 4 numeri quantici identici infatti ciascun orbitale può contenere soltanto due elettroni di cui uno ha

numero di spin -½ e l'altro +½ e la regola di Hund che afferma che gli elettroni si dispongono prima sugli orbitali

degeneri e poi iniziano a riempire gli orbitali p.

Infine c'è la regola di Aufbau che afferma che l'elettrone occupa l'orbitale con il livello energetico più basso

disponibile cioè quello disponibile più vicino al nucleo

Prima va riportato il numero quantico principale, poi il simbolo dell'orbitale e poi il numero di elettroni che quella

orbitale contiene.

La struttura del nucleo atomico

Compare il concetto di nucleo a partire da Rutherford con l’esperimento della lamina d’oro. Questo nucleo

occupa uno spazio piccolo rispetto alle dimensioni dell’atomo. Nonostante sia piccolo incide molto sulla massa

dell’atomo stesso.

Il nucleo è formato da particelle subatomiche cioè il protone che h