Appunti Chimica

La materia è caratterizzata da:

 proprietà fisiche: proprietà che ciascuna sostanza mostra senza cambiare la sua composizione.

(es. odore, colore, densità)

 proprietà chimiche: proprietà che ciascuna sostanza mostra solo cambiando la sua

composizione (es. infiammabilità, arrugginimento).

 proprietà estensive: dipendono dalla quantità di materia esaminata (es. volume, massa);

 proprietà intensive: sono indipendenti dalla quantità di materia esaminata (es. densità, colore,

temperatura di fusione).

TUTTI I CAMBIAMENTI CHE LA MATERIA SUBISCE COMPORTANO SCAMBI DI ENERGIA

La materia può subire:

 trasformazione fisica: la materia cambia il suo aspetto, ma non la sua composizione. Viene generata

una forma differente della stessa sostanza.

 trasformazione chimica: la materia cambia la sua composizione. Viene generata una sostanza

completamente nuova.

LEGGI PONDERALI DELLA CHIMICA

 LAVOISER (conservazione della massa) massa dei reagenti= massa dei prodotti

 

PROUST in un composto chimico gli elementi che lo compongono sono in rapporti massa

costanti e definiti

 

DALTON a seconda dei rapporti di combinazioni otteniamo composti diversi

TEORIE ATOMICHE

Dalton (1808):

 La materia è fatta da particelle microscopiche atomi

 Tutti gli atomi di un elemento sono uguali tra loro e hanno stessa massa

 Dagli atomi di un elemento non è possibile ottenere atomi di un altro elemento

 Gli atomi di un elemento si possono combinare sono con numeri interi di atomi di un altro

elemento

 In una trasformazione chimica non possono essere creati né distrutti

Realtà: gli atomi sono divisibili, gli atomi di un elemento non sono tutti uguali tra loro, alcuni tipo gli

atomi radioattivi possono trasformarsi in elementi differenti

SCOPERTA DELLE PARTICELLE ATOMICHE FONDAMENTALI

1. Thomson: calcolo del rapporto q/m per l’elettrone (1897)

2. Millikan: misura del valore assoluto della carica elettrica: 1.602 x 10-19 C.

3. Chadwick: scoperta del neutrone (1932)

4. Rutherford: disposizione delle cariche all’interno di un atomo

Le particelle α effettuano 3 tipi di percorso:

 la maggior parte non presenta deviazioni;

 alcune subivano lievi deviazioni;

 pochissime subivano deviazioni superiori a 90°

STRUTTURA DELL’ATOMO

MODELLO PLUM PUDDING di J.J Thomson (1904) - primo modello della struttura atomica: l’atomo è

costituito da una sfera uniforme di cariche positive nella quale si distribuiscono gli elettroni in numero

tale da rendere l’atomo neutro.

SISTEMA PLANETARIO di Rutherford (1911): l’atomo è costituito da un nucleo carico positivamente in

cui è concentrata tutta la massa e da elettroni che ruotano continuamente intorno al nucleo, in numero

tale da bilanciare la carica positiva.

Nucleoni= elettroni + protoni

ATOMO

 e- si muovono nello spazio circostante il nucleo

 le dimensioni di un atomo sono determinate dalla distribuzione di è- intorno al nucleo

 la massa è determinata dai protoni

 l’atomo è vuoto  

atomo nucleo ed e- protoni e neutroni quark e leptoni

Z numero atomico numero protoni

A numero di massa n° protoni + n° elettroni

A

X

Z

Nuclide: atomo con Z e A ben definiti

La massa di un nucleo atomico è inferiore alla massa degli elementi separati aggregandosi si

stabilizzano

ISOTOPI

 Atomi di un elemento che hanno stesso numero atomico ma diverso numero di massa (neutroni)

 Stesse proprietà chimiche

IONI

 Atomi o molecole che acquistano una carica in seguito alla perdita o all’acquisizione di e-

 Cambiano proprietà chimiche e fisiche

 Cationi Na+ Anioni Cl-

PESO ATOMICO MEDIO MASSA ATOMICA ASSOLUTA

Peso atomico medio di un elemento Il peso Massa di un atomo (peso atomico assoluto)

atomico medio (massa atomica media) di un espressa in grammi: l'ordine dei valori oscilla tra

elemento si calcola sommando le masse i 10-22g e i 10-24g.

atomiche dei diversi isotopi (in u.m.a) • Per ovviare al difficile uso di numeri così

moltiplicata ciascuna per la propria abbondanza piccoli, si è convenuto di esprimere la massa

percentuale. atomica in rapporto al peso atomico assoluto di

12

(Massa A x Abb. %A + Massa B x Abb. %B) / 100 1/12 dell'atomo C MASSA ATOMICA

RELATIVA

PESO MOLECOLARE (MASSA MOLECOLARE) MOLE: quantità di sostanza pura con massa in

(PM): grammi numericamente uguale al suo peso

atomico (grammo-atomo) o al suo peso

Somma dei pesi atomici di tutti gli elementi molecolare (grammo-molecola).

contenuti in una molecola, ciascuno

moltiplicato per il proprio coefficiente (u.m.a). Quantità di sostanza che contiene tante unità

elementari (atomi, ioni, molecole…) quanti sono

MOLECOLA: aggregato stabile di un numero gli atomi contenuti in 12 g di 12C (Numero di

definito di atomi legati chimicamente tra loro. Avogadro-N)

MASSA MOLARE (MM): massa di una mole di sostanza (espressa in g/mol). Numericamente è uguale

alla massa molecolare, ma cambiano le unità di misura.

23

6.023 x 10

NUMERO DI AVOGADRO =

Formula minima: Formula molecolare: Formula di struttura: Formula sterica:

Mostra gli elementi che specifica il numero : rappresentazione indica come sono

compongono una esatto di atomi di schematica della disposti gli atomi nello

sostanza e in quali ciascun elemento in disposizione degli spazio (teoria VSEPR).

rapporti minimi essi si una molecola del atomi in una molecola Modello

trovano. Non riportano composto (es. O 2, H (non mostra la tridimensionale

il loro numero effettivo 2O, C 6 H 6). disposizione

(es. NaCl, CH). tridimensionale nello

spazio).



Nuclide specie atomica con una composizione del nucleo ben definita

 volume 1015 volte più piccolo dell’intero atomo;

 in esso è concentrata la maggior parte della massa atomica;

 costituito dai nucleoni (protoni e neutroni) tenuti insieme dalle forze di scambi

Bi

l’elemento spartiacque è il :

83

 

Z maggiore radionuclidi

 

Z minore stabili

Reazioni Nucleari – differenza con reazioni chimiche:

 La composizione del nucleo atomico viene modificata

 Trasformazione di un elemento in un altro

 Principio conservazione della MASSA + CARICA NUCLEARE

 Le reazioni producono quantità di energia molto elevate

La stabilità di un nuclide dipende dal rapporto tra il

numero di protoni (Z) ed il numero di neutroni (N) nel

nucleo.

Tutti i nuclidi al di fuori della regione di stabilità sono

radioattivi e subiscono reazioni di decadimento nucleare

per trasformarsi in nuclei più stabili.



Nuclidi stabili nuclidi che rimangono inalterati per un tempo così lungo che impercettibile dedurne

l’attività radioattiva 

Decadimento radioattivo nuclidi con rapporto sfavorevole N/Z e fuori dalla fascia di stabilità

radioattività

 PARTICELLE ALPHA hanno energia cinetica elevata, bassa velocità e forte potere ionizzante. Non

sono molto penetranti. Sono le meno pericolose per i tessuti animali e umani.

 PARTICELLE β (elettroni e positroni) vengono emesse con velocità vicine a c, hanno massa molto

piccola e potere penetrante elevato. Potere ionizzante minore delle α.

 RAGGI γ radiazioni elettromagnetiche con potere penetrante elevatissimo, molto pericolosi

perché riescono a raggiungere anche gli organi.

REAZIONI NUCLEARI O TRASMUTAZIONI NUCLEARI

 decadimento α (emissione di particelle α)

 decadimento β- (emissione di elettroni)

 decadimento β+ (emissione di positroni)

 cattura elettronica

 emissione raggi γ 

Legge del decadimento radioattivo Il decadimento di un radionuclide è un fenomeno casuale: non

possiamo stabilire con precisione quando un nucleo si disintegra, ma possiamo solo avere la probabilità che

tale fenomeno avvenga in un certo intervallo di tempo

- a seconda del motivo di instabilità avremmo una reazione differenze (N/Z troppo alto, troppo basso,

massa in eccesso)

PARAMETRI DEL DECADIMENTO RADIOATTIVO

 velocità di decadimento

 tempo di dimezzamento

-Tutti i radionuclidi naturali si possono raggruppare in tre famiglie che hanno come capostipiti: 238 U, 235

U e 232Th.

Reazioni di Bombardamento Nucleare:

da queste reazioni si può ottenere energia:

 

FISSIONE NUCLEARE scissione di un nucleo pesante in più nuclei leggeri, Può essere spontaneo o

causato dalla collisione del nucleo con una particella

 

FUSIONE NUCLEARE Formazione di un nuovo nucleo dall’unione di due nuclei più leggeri con

emissione di elevate quantità di energia (richiede temperature elevatissime).

STRUTTURA DELL’ATOMO

 Dalton (1808): “l’atomo rappresenta la particella più piccola della materia. Gli atomi sono indivisibili, di

massa diversa e si combinano insieme per formare i vari composti”

 J.J Thomson (1897): esperimento con i raggi catodici, definizione degli elettroni (e-) e calcolo del

rapporto e/me (carica dell’e- /massa).

 R. Millikan: determinazione della carica dell’elettrone.

-Gli atomi sono elettricamente neutri carica negativa bilanciata da una pari quantità di carica positiva

MODELLO NUCLEARE DELL’ATOMO

 J.J. Thomson -plumnpadding (1912): atomo contenente materiale geliforme e positivo nel quale sono

sospesi gli elettroni, quasi tutti gli elementi sono miscele di due o più specie di atomi diversi, di massa

diversa ma di identiche proprietà chimiche, così da non poter essere separate.

 Rutherford (1911): ″sistema planetario″: tutta la carica positiva e quasi tutta la massa si concentrano

nel nucleo, circondato da uno spazio molto grande, pressoché vuoto, nel quale si distribuiscono gli

elettroni, che sono molto piccoli e ruotano continuamente intorno al nucleo. Il numero atomico

coincide con il numero di protoni nel nucleo, ma il nucleo non è formato soltanto da protoni.

o RUTHERFORD: il nucleo e gli elettroni si attraggono reciprocamente, ma, affinché rimangano

separati, l’Energia Cinetica deve bilanciare l’Energia Potenziale

LEGGI FISICA CLASSICA: una particella negativa in moto secondo una traiettoria curva intorno ad una



particella positiva emette radiazioni e perde energia GLI ATOMI SAREBBERO CROLLATI MOLTISSIMO

TEMPO FA!!!

TEORIE MODERNE

 TEORIA DI BOHR: per una prima interpretazione qualitativa della teoria atomica

 TEORIA QUANTO-MECCANICA DI SCHRODINGER: molto efficace per rappresentare le proprietà degli

atomi.

LA LUCE E LA RADIAZIONE ELETTROMAGNETICA

La luce è la porzione visibile della RADIAZIONE ELETTROMAGNETICA: forma di energia che si propaga

mediante onde elettromagnetiche e viaggia nello spazio a velocità costante

 lunghezza d’onda, frequenza, ampiezza, velocità di propagazione

 FOTONE particella di luce. Singolo pacchetto di energia luminosa. L’energia trasportata dipende

dalla lunghezza d’onda.

 SPETTRO ELETTROMAGNETICO Insieme delle radiazioni elettromagnetiche, a diverse lunghezze

d’onda, poche delle quali sono rilevabili dall’occhio umano.



Differenza tra energia e materia a secondo del loro comportamento nei fenomeni di rifrazione e

diffrazione (capacità della radiazione di «aggirare» un ostacolo)

Maxwell: la luce è una radiazione elettromagnetica, possiede una natura ondulatoria

 INTERFERENZA: due o più onde si propagano lungo una stessa direzione sovrapponendosi

MAX PLANCK (1900):

TEORIA QUANTISTICA L’energia associata ad una radiazione elettromagnetica è trasmessa in pacchetti

discreti chiamati quanti, ciascuno dei quali associato ad un singolo fotone. L’energia di un atomo è

quantizzata e non continua E = n h ν

Corpo nero: un corpo a temperatura elevata può emettere o assorbire soltanto certe quantità di energia.

 Effetto Fotoelettrico: Emissione di elettroni dalla superficie di un metallo illuminata da luce

monocromatica con generazione di corrente elettrica (corrente fotoelettrica).

ALBERT EINSTEIN (1905):

TEORIA FOTONICA La radiazione elettromagnetica ha natura:

 ondulatoria (interferenza, diffrazione)

 corpuscolare (interazione con la materia)

la radiazione luminosa è di natura particellare, costituita da quanti di energia elettromagnetica (o fotoni )

Efotone = h ν = ∆ E atomo

SPETTRO DELL’ATOMO DI H

 Quando viene fornita energia ad un sistema costituito da atomi di H, gli elettroni assorbono

l’energia esterna, passano agli stati permessi di energia superiore e ritornano nello stato originario

emettendo radiazioni elettromagnetiche: spettro di emissione

 Se il sistema è investito da radiazioni di tutte le possibili frequenze (luce bianca), allora gli elettroni

assorbono solo le frequenze che sono capaci di emettere (permesse per gli elettroni dell’atomo di

H): spettro di assorbimento

Nell’emissione, un elemento disperde energia luminosa soltanto di determinate lunghezze d’onda;

Nell’assorbimento, quello stesso elemento assorbe energia luminosa, ma soltanto delle stesse lunghezze

d’onda che è in grado di emettere.

MODELLO ATOMICO DI BOHR (1913)

1. Ogni elettrone ha a disposizione soltanto determinate orbite circolari per muoversi (stati

stazionari). Ciascuna di queste orbite ha una determinata energia;

2. quando l’elettrone si trova in uno di questi stati stazionari non perde energia e non emette

radiazioni;

3. se l’atomo viene eccitato, l’elettrone passa da uno stato a più bassa energia ad uno a più alta

energia

4. quando l’elettrone torna nel suo stato iniziale, cede una quantità di energia (h ν) pari alla differenza

di energia delle orbite attraverso cui esso è saltato;

5. non sono ammessi salti parziali: l’elettrone non si può trovare in una posizione intermedia tra le

due orbite.

gli stati energetici di un atomo sono quantizzati

LUIS-VICTOR De BROGLIE

Qualunque corpuscolo di materia, come una particella atomica, può avere anche una natura ondulatoria. E’

possibile associare all’elettrone onde con lunghezza d’onda variabile con la sua energia.

La radiazione elettromagnetica ha carattere corpuscolare I corpuscoli possono avere un andamento



ondulatorio E = h c/ λ

I FOTONI SI COMPORTANO COME PARTICELLE DOTATE DI QUANTITA’ DI MOTO (effetto Compton)

OGNI COSA IN NATURA POSSIEDE SIA PROPRIETA’ DI PARTICELLA SIA QUELLE DI ONDA

L’elettrone è associato ad un’onda stazionaria circolare localizzata attorno al nucleo dell’atomo.

L’energia degli atomi è quantizzata a causa del moto ondulatorio degli elettroni

ERWIN SCHRÖDINGER (1926)

 La relazione di De Broglie descrive il moto di particelle che si muovono nello spazio.

 Equazione d’onda che descrive la condizione di esistenza di un’onda associabile a un elettrone

legato al nucleo.

 Ogni soluzione dell’equazione corrisponde ad uno stato energetico dell’atomo ed è associata ad

una determinata funzione d’onda (ORBITALE ATOMICO)

 NON DOVE L’è- è MA DOVE POTREBBE ESSERE

1. L’elettrone ha una doppia natura: ondulatoria e corpuscolare

2. il suo moto può essere descritto da una funzione d’onda Ψ che rappresenta una soluzione

dell’equazione d’onda di Schrödinger;

3. all’elettrone, sono permesse solo certe funzioni d’onda (stati stazionari) a cui competono valori di

energia ben definiti, tutti multipli di un valore fondamentale (quantizzazione);

4. l’energia dell’elettrone è quantizzata a causa della sua natura ondulatoria (in quanto onda

stazionaria);

5. la funzione d’onda deve essere interpretata in termini di probabilità;

6. Ψ 2(x,y,z) (densità di probabilità) corrisponde alla probabilità di trovare l’elettrone nella regione

dello spazio ∆ x ∆ y ∆z. 

-Principio di indeterminazione di Heisenberg ∆p*∆v>=h/4pi

CONCETTO MODERNO DI ATOMO

 E’ impossibile determinare la traiettoria di un elettrone nel suo moto intorno al nucleo;

 lo stato degli elettroni è governato da equazioni matematiche, le cui soluzioni ci permettono di

calcolare la probabilità di trovare queste particelle in determinati punti dello spazio attorno al

nucleo;

 le onde che descrivono il moto di un elettrone legato al nucleo sono onde di probabilità.

NUMERI QUANTICI E ORBITALI ATOMICI Dimensione/energia

n=1,2,3…

n numero quantico principale Forma

l=0…n-1

l numero quantico angolare Orientamento

(-l-l)

m l numero quantico

magnetico

 

Ogni possibile combinazione dei numeri Orbitale: Ψ, soluzione dell’equazione di

quantici (n,l,ml) individua un orbitale: Schrödinger, caratterizzata da una ben

descrive la probabilità di trovare l’elettrone in definita terna di numeri quantici. Corrisponde

una certa zona dello spazio intorno al nucleo. ad uno stato stazionario possibile per

l’elettrone.

Ogni orbitale atomico deriva dalla combinazione dei 3 numeri quantici (n,l,ml) ed è costituito da livelli e

sottolivelli.

 Livelli (o gusci) energetici: dipendono da n e descrivono l’energia dell’orbitale: minore è n, più

basso è il livello energetico e maggiore è la probabilità che l’elettrone sia più vicino al nucleo;

 Sottolivelli (o sotto gusci): descrivono la forma dell’orbitale e dipendono da l. Ciascun sottolivello è

indicato con una lettera:

o l= 0 sottolivello s

o l= 1 sottolivello p

o l= 2 sottolivelli d

o l= 3 sottolivello f

Ogni orbitale è cara