Appunti completi di Chimica

Capitolo 1 - La natura atomica della materia

Che cosa studia la chimica?

• Composizione: vari tipi di materia, forme pure (sostanze) o miscele;
• Struttura: suddivisione della materia in costituenti sempre più piccoli: atomi (elementi) e/o molecole (combinazioni differenti tra più elementi diversi);
• Proprietà: sono caratteristiche della materia derivanti dalla sua composizione e struttura;
• Trasformazioni: sono i cambi di proprietà della materia dovuti alla riorganizzazione spaziale dei suoi costituenti. Possono essere chimiche (c’è solo una specie chimica) o fisiche (con una sola fase).

Materia si intende tutto ciò che una massa ed occupa spazio. Gli scambi di energia possono avvenire tra il sistema e l’ambiente. I sistemi possono essere omogenei o eterogenei. Esempi: Acqua: omogenea CHI/FIS; acqua con ghiaccio: omogenea CHI; acqua con sale: omogenea FIS; acqua con molto sale: eterogenea CHI/FIS.

Fase è una porzione di sistema fisicamente omogenea al suo interno. Due fasi diverse possono essere separate meccanicamente.

Legge della costanza delle masse o di Lavoisier (1785)

La massa totale delle sostanze reagenti coinvolte in una trasformazione chimica è uguale alla massa totale delle sostanze prodotte per effetto di quella trasformazione. In natura nulla si crea e nulla si distrugge ma tutto si trasforma.

Legge delle proporzioni definite o di Proust (1799)

Proust dimostrò con una serie di esperimenti controllati e riproducibili che un composto è caratterizzato dall’avere rapporti ponderali definiti e costanti tra gli elementi componenti. Per esempio, un grammo di idrogeno si combina con 8 grammi di ossigeno.

Teoria atomica di Dalton, legge delle proporzioni multiple (1807)

• La materia è formata da particelle piccolissime e invisibili chiamate atomi;
• Gli atomi di uno stesso elemento sono tutti uguali tra loro;
• Gli atomi di elementi diversi hanno masse differenti;
• Le reazioni chimiche consistono nella separazione e ricombinazione di atomi, ma nessun atomo di un elemento si trasforma in un atomo di un altro elemento;
• Gli atomi si combinano tra di loro secondo rapporti definiti e costanti, espressi da numeri interi.

Secondo la teoria di Dalton, prendere una data massa di rame (Cu) e di zolfo (S) equivale a considerare un numero definito di atomi delle due specie. Quando questi due elementi reagiscono, il numero degli atomi non cambia e quindi la massa degli atomi del prodotto (CuS) risulterà uguale alla somma delle masse degli atomi dei reagenti. Nei composti, il rapporto in peso tra gli elementi che lo costituiscono è fisso perché la massa degli atomi è costante. Gli atomi, essendo indivisibili, entrano per intero nelle varie combinazioni.

Legge di Dalton

Se due elementi reagiscono per dare origine a più composti, essi si combinano secondo rapporti ponderali diversi. Se un elemento A reagisce con un elemento B formando una serie di composti, le masse di A nei vari composti che reagiscono con una massa fissa di B, stanno tra di loro secondo numeri interi, generalmente piccoli.

Determinazione dei pesi atomici: legge di Gay-Lussac e principio di Avogadro

Secondo Dalton, la molecola era l’entità che si formava dopo la reazione di due o più atomi di elementi diversi. Egli non prendeva in considerazione il fatto che anche atomi uguali possono unirsi per formare delle molecole.

Per peso atomico non si intende il peso di un singolo atomo, perché le sue dimensioni e la sua massa sono molto piccole. Per determinare i pesi atomici degli elementi e delle formule dei vari composti si doveva trovare un metodo per confrontare la massa di un elevato numero di particelle di un dato elemento con lo stesso numero di particelle di un altro elemento. In questo modo si ottiene la scala dei pesi atomici relativi, rapportati ad un elemento di riferimento.

Il problema di ricavare i pesi atomici dei vari elementi venne risolto grazie agli studi sui rapporti ponderali tra i volumi delle sostanze gassose.

Legge di Gay-Lussac (1808)

Gay-Lussac misurò i volumi di gas che reagivano tra loro in condizioni di temperatura e pressione costanti. Nelle reazioni tra sostanze gassose i volumi dei reagenti e dei prodotti, misurati nelle stesse condizioni di temperatura e pressione, stanno tra di loro in rapporti di numeri interi e semplici.

Principio di Avogadro (1811)

Avogadro interpretò correttamente i risultati di Gay-Lussac. Volumi uguali di gas, misurati nelle stesse condizioni di temperatura e pressione, contengono lo stesso numero di particelle. Questo significa che le particelle degli elementi gassosi possono essere poliatomiche anche se formate dall’unione di atomi uguali. Anche queste particelle sono delle molecole. Poiché nello stesso volume è contenuto lo stesso numero di molecole, il rapporto tra i pesi dei volumi delle diverse sostanze doveva essere uguale al rapporto tra i pesi molecolari.

Se volumi uguali di gas diversi nelle stesse condizioni di temperatura e pressione contengono lo stesso numero di molecole, pesando questi volumi si otterranno valori diversi sicuramente proporzionali alla massa dell’aggregato in questione. L’aggregato sarà costituito da un certo numero di molecole e una volta fissato, la massa sarà proporzionale a quella di ciascuna molecola che costituisce l’aggregato stesso.

Scala dei pesi atomici

In valore assoluto, la massa degli elementi oscilla tra 10^-22 e 10^-24 g. Per non lavorare con numeri così piccoli, si rapportano le masse assolute a un valore di riferimento, introducendo il concetto di peso atomico relativo.

La prima scala dei pesi atomici venne ottenuta scegliendo l’atomo di idrogeno come riferimento e considerando la sua massa = 1. Siccome quasi tutti gli elementi danno composti binari con l’ossigeno, il peso atomico venne determinato dai pesi atomici di combinazione rispetto all’ossigeno, il cui peso relativo all’idrogeno è pari a 16: in questa scala il peso atomico dell’idrogeno era 1,008.

Nel 1961 si assume come unico riferimento 1/12 della massa dell’isotopo di carbonio e a tale unità si è dato il nome di unità di massa atomica (u.m.a) che è uguale a 1,6605389 ∙10^-24 g.

Il peso atomico relativo (pA) rappresenta un numero che indica quante volte il peso dell’atomo di un elemento è maggiore rispetto ad 1/12 del peso del carbonio. Il peso atomico relativo è dato da:

peso atomico relativo = massa dell'elemento / 1/12 della massa dell'isotopo di carbonio

Le considerazioni fatte precedentemente valgono anche per la massa molecolare (mM) che è la somma dei pesi atomici di tutti gli elementi che costituiscono la molecola, moltiplicati ciascuno per un numero che rappresenta quante volte l’atomo dell’elemento è presente nella molecola.

Peso equivalente (pE) è la quantità in grammi di quell’elemento che reagisce con 1 grammo di idrogeno.

La mole

Rappresenta l’unità SI (Sistema Internazionale delle unità di misura) della quantità di sostanza (mol). Viene definita come la quantità in grammi di una determinata sostanza che contiene un numero di particelle uguali al numero degli atomi presenti in 12,0000 g di carbonio.

Questo numero, uguale a 6,02 ∙ 10²³ è chiamato numero di Avogadro e indicato con n. La mole è quindi la massa in grammi di qualsiasi sostanza che contiene un numero di Avogadro di quelle entità di cui è formata la formula in questione.

La massa della mole viene chiamata anche massa molare e viene espressa in g∙mol^-1. Una mole pesa 1g e contiene 6,02∙10²³ atomi, quindi un atomo costituito da 1 uma peserà (1g/mol)/6,02∙10²³ atomi/mol = 1,66∙10^-24 g/atomo.

Esempio: una mole di sodio (Na), il cui atomo è costituito da 23 uma, avrà una massa molare pari a:

(1.66∙10^-24 g/atomo) ∙ (6.02∙10²³ atomi/mol) = 23 g∙mol^-1

Formule chimiche

Formula minima empirica è la formula che esprime i rapporti tra i numeri di atomi dei diversi elementi presenti nella molecola di una certa sostanza. In tale formula, non soltanto sono i riportati i rapporti tra il numero dei diversi atomi, ma tali rapporti sono espressi usando i numeri interi più piccoli possibili.

Formula molecolare esprime il numero di atomi dei diversi elementi realmente contenuti in una molecola della sostanza considerata e risulta eguale alla formula minima o ad un suo multiplo.

Capitolo 2 - La struttura dell'atomo

La scoperta dell’elettrone, del protone e del neutrone. Loro caratteristiche

Le particelle principali che costituiscono l’atomo sono: elettrone, protone e neutrone. Per studiare il comportamento dell’elettrone vennero condotti degli esperimenti in tubi di vetro riempiti di gas rarefatti, all’interno dei quali veniva fatta avvenire una scarica elettrica tra due elettrodi metallici. In questi tubi si generavano dei raggi catodici, chiamati così perché venivano emessi dal polo negativo (catodo) e si dirigevano verso il polo positivo (anodo). Questi raggi erano costituiti da un fascio di elettroni e venivano deviati in presenza di campi elettrici o magnetici e questa deviazione poteva essere visualizzata su uno schermo fluorescente.

J.J. Thomson dimostrò che i raggi catodici erano carichi negativamente ed erano indipendenti dalla natura del gas contenuto nel tubo. Egli riuscì anche a determinare il rapporto carica/massa (e/m) dell’elettrone. Passando attraverso i fori dell’anodo e di una piastra metallica che funzionano da collimatori, un sottile fascio di raggi catodici si dirige verso il centro dello schermo senza subire deviazioni. Se si applica un campo magnetico uniforme e perpendicolare alla direzione dei raggi, il fascio subisce una deviazione perché su un elettrone di massa “m” e carica “e”, agisce una forza Hev dove H rappresenta l’intensità del campo magnetico e v la velocità dell’elettrone. L’elettrone percorre una traiettoria circolare con raggio di curvatura r che può essere misurato dalla deviazione del punto luminoso sullo schermo.

Se conosciamo H e r, per ricavare il rapporto e/m, basta conoscere la velocità dell’elettrone che si può determinare applicando un campo elettrico di intensità tale da bilanciare l’effetto del campo magnetico. La forza dovuta al campo elettrico che agisce sull’elettrone è uguale ad Ee, dove E rappresenta l’intensità del campo elettrico. Uguagliando le due espressioni relative alla forza elettrica e a quella magnetica si avrà: Hev = Ee. Da cui si può ricavare v = E/H.

Noto così il valore della velocità dell’elettrone, Thomson determinò il rapporto e/m. Grazie a questo rapporto, fu possibile calcolare la massa dell’elettrone che risultò essere pari a: 9,10939 ∙10^-28 g.

Il protone aveva in valore assoluto la stessa carica dell’elettrone e la sua massa era pari a: 1,67252 ∙10^-24 g (1,00728 u.m.a.), cioè 1836 volte più grande di quella dell’elettrone.

La massa dell’atomo di idrogeno risultò circa uguale alla massa del protone, ma per tutti gli altri elementi si trovò che la massa atomica era maggiore della somma delle masse dei rispettivi protoni ed elettroni. Questa differenza fu attribuita alla presenza, nell’atomo, di un altro tipo di particella che fu chiamata neutrone. Questa particella è priva di carica e con una massa uguale a quella del protone (leggermente superiore 1,67482·10^-24 g 1,00867 u.m.a.)

Modello atomico di Rutherford

Rutherford indirizzò un fascio di particelle α, ovvero particelle molto pesanti, ciascuna dotata di due cariche positive su una sottile lamina d’oro e si accorse che, nonostante la maggior parte delle particelle mantenesse la traiettoria originale, alcune venivano fortemente deflesse o rimbalzavano indietro. Questo risultato era inaspettato perché secondo il modello di Thomson la massa e la carica dovevano essere distribuite uniformemente all’interno degli atomi del metallo.

Il modello di Rutherford suggeriva che l’atomo consiste di un nucleo carico positivamente, in cui era concentrata tutta la massa, e da elettroni posti esternamente al nucleo. Quando una particella collideva con un elettrone, non si avevano significative variazioni di traiettoria perché la particella positiva era molto più pesante di quella negativa. Quando invece le particelle passavano vicino ai nuclei, queste venivano deviate di angoli sensibili o deflesse completamente se centravano in pieno il nucleo.

Questo modello però rappresenta un atomo instabile: essendo l’elettrone dotato di carica, nella sua rotazione attorno al nucleo, avrebbe dovuto continuamente dissipare energia sotto forma di radiazioni elettromagnetiche e poi cadere sul nucleo. Tuttavia, per giustificare il comportamento dei sistemi microscopici, dobbiamo abbandonare le teorie della fisica classica e utilizzare i concetti della meccanica quantistica.

In caso contrario, se l’elettrone non sarebbe caduto sul nucleo, l’energia ad esso associato doveva essere costante (nuove leggi fisiche).

Numero atomico, numero di massa. Isotopi

Numero atomico è il numero di protoni presenti nel nucleo. Viene indicato con Z. Siccome un atomo è elettricamente neutro, il numero dei protoni deve essere uguale a quello degli elettroni. Nel nucleo sono contenuti anche i neutroni, quindi protoni e neutroni vengono chiamati “nucleoni”.

Numero di massa si ottiene dalla somma di protoni e neutroni. Si indica con A. La differenza A-Z indica il numero di neutroni contenuti nel nucleo. Quando si vuole mettere in evidenza il numero di massa e il numero atomico di un atomo X, si usa la dicitura A/Z X. È stato però osservato sperimentalmente che atomi di uno stesso elemento, anche se hanno lo stesso numero di protoni, possono avere un numero di neutroni diverso.

Isotopi sono atomi che hanno lo stesso numero atomico ma diverso numero di massa. Per esempio, 1H, 2H (deuterio), 3H (trizio).

Spettrometro di massa

Lo spettrometro di massa è uno strumento che dimostra l’esistenza dei vari isotopi. All’interno dello spettrometro, c’è un filamento riscaldato elettricamente che emette elettroni che producono la ionizzazione dell’elemento in esame, presente sotto forma di gas. Gli ioni positivi così generati, vengono accelerati tramite un’alta differenza di potenziale e poi deviati per azione di un campo magnetico che li costringe a percorrere una traiettoria circolare. L’entità della deviazione dipende dal rapporto q/m, dove q è la carica complessiva dello ione, m la sua massa.

Le particelle più pesanti subiscono una minore deviazione e dalla posizione dei punti di impatto dei diversi fasci di ioni su una lastra, è possibile risalire alla loro massa. A parità di carica, le particelle con massa diversa rappresentano gli isotopi. Misurando l’intensità dei vari fasci si può stabilire l’abbondanza percentuale dei vari isotopi.

Conoscendo i pesi atomici dei singoli isotopi e la loro percentuale, è possibile calcolare il peso atomico dell’elemento naturale. Per esempio, per calcolare il Peso Atomico del Silicio (Si) dalle sue Abbondanze Relative tenendo conto che:

• 28Si = 92,21% PA = 27,977
• 29Si = 4,70% PA = 28,976
• 30Si = 3,09% PA = 29,974

Si calcola la media dei pesi atomici basata sulle abbondanze relative (PA):

(27,977 ∙ 0,9221) + (28,976 ∙ 0,0470) + (29,974 ∙ 0,0309) = 28,086 u.m.a.

Dimensioni degli atomi

Che volume occupa una mole di Fe? PA = 55,847 u.m.a.

1 g-atomo = 55,847g Fe ⇔ 1 g/cm³ = 7,86 g/cm³

V = 7,105 cm³ ogni mole cubo di circa 1,9 cm di lato

Ogni mole 6,026·10²³ molecole ⇔ V = 11,8 ∙ 10^-8 cm³

Se si assume una forma sferica per ciascun atomo: r ≈2,3·10^-8 cm ≈ 0,23 nm

Decadimento radioattivo

Un isotopo instabile libera energia perdendo neutroni per tornare nella fascia di stabilità. Però all’aumentare di protoni aumentano anche i neutroni.

Un nuclide emette una particella α: X -> Y + α

Un protone si trasforma in neutrone emettendo una carica positiva nucleare (particella β+): X -> Y + β+

Un neutrone si trasforma in protone emettendo una carica negativa nucleare (particella β-): X -> Y + β-

Tra il protone e il neutrone cambia soltanto la carica poiché la massa rimane la stessa. A causa del conseguente riassestamento provocato da queste trasformazioni, il nucleo si trova in uno stato energetico eccitato. Parte di questo “surplus” di Energia viene successivamente emessa sotto forma di Radiazione Elettromagnetica “RAGGI γ”.

Cattura elettronica

Un protone cattura un elettrone e si trasforma in un neutrone:
X + e^- -> Y + γ

Viene sviluppata una notevole quantità di energia. La massa sperimentale di qualunque nucleo è sempre minore di quella ottenuta dalla somma delle masse di tutti i protoni e neutroni. Per esempio:

• UN = 4,0015 u.m.a.
• 2 ∙ 1,00728 + 2 ∙ 1,00867 = 4,03190 u.m.a.

Come si può vedere, i pesi atomici “teorici” calcolati sommando i singoli costituenti dell’atomo sono più alti dei pesi atomici misurati.