Appunti Chimica inorganica generale

Appunti biochimica

Grandezze fondamentali e derivate

Grandezze: caratteristica misurabile (numero + u.m). Ci sono 7 grandezze fondamentali:

• Lunghezza (m)
• Massa (kg)
• Tempo (s)
• Corrente elettrica (A)
• Temperatura (K)
• Quantità di sostanza (mol)
• Intensità luminosa (cd, candela)

Da queste sette grandezze, derivano numerose grandezze derivate.

Grandezze di uso comune

• Volume: porzione limitata di spazio (m³ o L)
• Massa: quantità di materia che costituisce il corpo, oggi viene definito come la misura della sua inerzia. NON varia rispetto alla posizione o alla temperatura.
• Forza: agente capace di alterare lo stato di quiete, facendo acquisire accelerazione. Accelerazione: s/t² (u.m m/s²)

Forza, massa e accelerazione sono legate da una relazione: F = ma (u.m N).

• Peso: è la forza con cui un corpo viene attratto dalla terra. Formula P = mg (u.m N). Massa (caratteristica interna) =/= Peso (legata alla situazione es. Terra-Luna)
• Densità: è il rapporto tra la massa di un corpo e il suo volume d = m/V (u.m kg/m³, g/m³)
• Pressione: è il rapporto fra la forza F che agisce perpendicolarmente su una superficie e l'area s della superficie stessa p = F/s (u.m Pa, bar, atm, mmHg)

Grandezze estensive: dipendono dalla dimensione del campione (es. lunghezza).

Grandezze intensive: non dipendono dalla dimensione del campione (es. temperatura di ebollizione).

Classificazione della materia

La materia: è tutto ciò che ha una massa e che occupa uno spazio (volume).

Miscugli omogenei/eterogenei

Si può classificare la materia in funzione della sua composizione:

• Miscugli omogenei: sono dette comunemente soluzioni (es. leghe metalliche, acqua). Presentano identiche proprietà macroscopiche in ogni punto. Le soluzioni sono miscele omogenee di due o più componenti presenti nello stesso stato (solido, liquido ecc.). Il componente più abbondante è il solvente, gli altri componenti si chiamano soluti. Le soluzioni possono essere suddivise nei loro componenti mediante perturbazioni dello stato di aggregazione.
• Miscugli eterogenei: hanno composizione diversa in punti diversi (es. fango). Le sostanze che formano il miscuglio si trovano mescolate in modo non uniforme e presentano caratteristiche chimico-fisiche diverse nei vari punti.

I colloidi

Si collocano a metà strada tra i composti omogenei e quelli eterogenei.

• Se la fase disperdente (liquida o gassosa) prevale su quella solida si ha un sol; l’aspetto è sciolto tendente al liquido.
• Se prevale la fase solida si ha un gel; l’aspetto è più viscoso, tendente al solido (gelatina).

Le sostanze pure

Gruppo che si divide in:

• Elementi: sono sostanze pure non ulteriormente decomponibili mediante trasformazioni chimiche (es. oro).
• Composti: sostanze pure che possono essere scisse in altre sostanze mediante trasformazioni chimiche (es. CO₂, NaCl).

Gli elementi e il sistema periodico

Nel 1869, Dimitri Mendeleev, costituì la ‘’prima tavola periodica’’. Gli elementi che tutt’ora la compongono sono 118, di cui 89 sono presenti in natura, mentre 29 sono stati scoperti in laboratorio. Tutti gli elementi devono essere scritti con la prima lettera in maiuscolo, le altre in minuscolo (es. Cu).

Divisione elementi della tavola periodica

• Metalli: sostanze lucenti, buoni conduttori; solidi a temperatura ambiente (eccetto il mercurio), sono duttili e malleabili.
• Non metalli: hanno varietà di colore, cattivi conduttori; a temperatura ambiente possiamo trovarli in tutti e tre gli stati. Non sono né duttili né conduttori.
• Semimetalli: hanno caratteristiche intermedie rispetto ai due gruppi. Non sono né conduttori né isolanti.
• Gas Nobili: sono poco reattivi.

La composizione della materia

Non è continua, ma è formata da atomi o molecole. Le prime idee sulla composizione corpuscolare provengono dal 450 A.C. (dal filosofo Leucippo). Ma il merito delle leggi va a:

• Lavoisier (1789) con la ‘’Legge di conservazione della massa’’ afferma che in una reazione chimica, la massa dei reagenti è esattamente uguale alla massa dei prodotti.
• Proust (1799) con la ‘’Legge delle proporzioni definite’’ afferma che in un composto, gli elementi che lo costituiscono sono presenti secondo rapporti in peso costanti e definiti.
• Dalton (1808) con la ‘’Legge delle proporzioni multiple’’ afferma che, quando un elemento si combina con la stessa massa di un secondo elemento, per formare composti diversi, le masse del primo elemento stanno fra loro in rapporti semplici, esprimibili tramite numeri interi piccoli.

Lo stesso Dalton formulò le prime ipotesi della teoria atomica:

• La materia è formata da particelle piccolissime e indivisibili (atomi), ed ogni elemento è costituito da atomi differenti. Gli atomi mantengono la loro identità durante le reazioni chimiche. La molecola è il più piccolo aggregato di atomi diversi (ipotesi che verrà smentita).

La particella minima

La maggior parte degli elementi sono monoatomici, mentre solo 7 elementi sono costituiti da atomi legati in coppie (es. H Atomo di Idrogeno, H₂ Molecola di Idrogeno). La molecola è un raggruppamento di due o più atomi che possiede proprietà chimiche caratteristiche. Ma un solo atomo isolato o una sola molecola non possiedono le proprietà fisiche caratteristiche dell’elemento o del composto da cui proviene. (es. non è possibile parlare di una molecola d’acqua e del suo punto di ebollizione o di fusione).

• Le proprietà fisiche di una sostanza sono proprietà macroscopiche e derivano dagli effetti cooperativi di un numero enorme di atomi o di molecole.
• Le proprietà chimiche delle sostanze sono invece proprietà microscopiche, che dipendono dalla natura degli atomi o delle molecole delle sostanze.

La materia non è costituita soltanto da atomi e da molecole: molte sostanze sono costituite da particelle cariche elettricamente (gli ioni). Si definiscono ioni gli atomi o gruppi di atomi con carica elettrica positiva (cationi) o negativa (anioni).

Teorie atomiche

Thomson (1897) con i tubi di Crookes ha portato alla scoperta degli elettroni, particelle negative che costituiscono le radiazioni definite ‘’raggi catodici’’.

L’atomo è costituito da:

• Elettroni (-)
• Protoni (+)
• Neutroni ()

Fu inoltre lo stesso Thomson a elaborare il primo modello atomico. Egli affermò che l’atomo è come una sfera carica positivamente, con elettroni sparsi all’interno (soprannominato modello a panettone).

Diversi anni più tardi, Rutherford mise a punto un esperimento per provare la veridicità delle teorie di Thomson. Bombardò una lamina d’oro con particelle alpha, cioè atomi di elio privi di due elettroni. Se l’atomo aveva veramente la forma definita da Thomson, i raggi alpha non dovevano essere deviati. In realtà gran parte dei raggi attraversava la lamina, ma altri tornavano indietro violentemente, altri ancora erano deviati con angolature diverse. Da questo Rutherford elaborò un nuovo modello atomico (modello planetario):

• Atomo composto da un nucleo
• Gli elettroni ruotano attorno come pianeti, su orbite ben definite
• Protoni e neutroni si trovano nel nucleo

L’atomo ha una struttura quasi del tutto vuota; il nucleo è essenzialmente minuscolo.

La tavola periodica

• Numero atomico (Z)= è il numero di protoni presente nel nucleo (corrisponde al numero di elettroni nelle orbite); si trova scritto nella tavola periodica in alto a sinistra.
• Numero di massa (A)= è uguale alla somma del numero di protoni (Z) e il numero di neutroni. Il numero di massa può essere anche diverso per gli atomi dello stesso elemento. Si definiscono isotopi atomi di uno stesso elemento che hanno stesso numero atomico, ma diverso numero di massa.

Il modello orbitale

Con il modello di Bohr vengono scoperte le ‘’orbite’’, definendo per la prima volta un percorso non più obbligatorio ma libero dell’elettrone. Le orbite sono 7 (chiamate anche livelli energetici) e gli elettroni tendono sempre a riempire le orbite con livello energetico più basso.

Ogni orbita può contenere un massimo di elettroni che corrisponde alla regola: 2 x n (es. n=1 massimo 2 elettroni, n=2 massimo 8 elettroni n=3…)

Il modello ad orbitale abbandona le orbite fisse, ed introduce la probabilità di trovare l’elettrone nell’orbita:

• De Broglie: l’elettrone potrebbe comportarsi al pari di fotone, di una particella oppure al pari di un’onda.
• Heisemberg: principio di indeterminazione; non possiamo conoscere nel medesimo istante dove si trovi un elettrone e con che velocità si stia muovendo.

I numeri quantici

L’orbitale è descritto da una terna di valori (numeri quantici; n,l,m)

• n: numeri compresi dall’1 al 7; definisce il livello energetico dell’elettrone
• l: può assumere valori da 0 a (n-1); determina le caratteristiche geometriche dell’orbitale

• m (n. quantico magnetico): i suoi valori vanno da -l a +l; definisce quanti orbitali della stessa forma possono coesistere in un solo livello.
• ms (n. q. di spin): possiede valori -1/2, +1/2; descrive il verso di rotazione dell’elettrone (+1/2 in senso orario, -1/2 in senso antiorario). Da questo deriva infatti il “principio di esclusione di De Paoli”, secondo il quale un orbitale non può avere due elettroni con stesso ms.

La moderna tavola periodica

La tavola periodica si divide in:

• Gruppi (che si sviluppano verticalmente): gli elementi che fanno parte dello stesso gruppo hanno lo stesso numero di elettroni di valenza sull’ultima orbita. Proprio questi elettroni partecipano ai legami chimici. I gruppi vanno da 1A a 8A e sono scritti con numeri romani.
• Periodi (che si sviluppano orizzontalmente): gli elementi che fanno parte dello stesso periodo hanno lo stesso numero di livelli energetici.