Chimica Generale

Appunti di chimica

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La chimica

La chimica è lo studio della materia e delle trasformazioni che essa subisce.

La materia

La materia è tutto ciò che ha massa, volume ed è percepibile ai nostri sensi. Essa si presenta in natura sotto forma di tre stati di aggregazione:

• Stato solido, che presenta una forma ed un volume proprio;
• Stato liquido, che presenta un volume proprio ma assume la forma del recipiente in cui è contenuto;
• Stato gassoso, che ha presenta forma e volume del recipiente in cui è contenuto.

Classificazione della materia

Oltre che per lo stato di aggregazione, la materia può essere classificata per la sua diversa composizione, infatti essa si suddivide in:

• Sostanze
• Miscele

Sostanze

Una sostanza è una forma pura della materia che possiede specifiche proprietà uguali in ogni punto e che, inoltre, non è separabile per mezzo di processi fisici. Le sostanze si distinguono in:

• Sostanze semplici, o elementi, che sono identificate all'interno della tavola periodica e che non possono essere decomposte per mezzo di processi chimici in sostanze più semplici;
• Sostanze composte, o composti, che sono formate da due o più elementi differenti chimicamente, combinati secondo rapporti fissi, che possono essere decomposti tramite processi chimici.

Miscele

Una miscela è l’unione fisica di due o più sostanze che presenta composizione e proprietà variabili in ogni punto. Le miscele si distinguono in:

• Miscele omogenee, o soluzioni, che si presentano in un'unica fase in cui i componenti non sono distinguibili neppure al microscopio;
• Miscele eterogenee, che si presentano in due o più fasi e i componenti sono distinguibili ad occhio nudo o con l’ausilio di un microscopio.

Trasformazioni della materia

Le trasformazioni della materia possono essere di diverso tipo:

• Fisiche, sono quelle che la materia subisce nella sua forma senza che ne venga alterata la sua natura chimica. Ne sono esempi i cambiamenti di stato o la dissoluzione di un solido in acqua;
• Chimiche, o reazioni chimiche, sono quelle in cui la materia subisce un’alterazione nella composizione chimica e quindi modifica la stessa composizione ma anche le sue proprietà. Ne sono esempi la combustione, l’ossidazione del ferro o la digestione degli alimenti;
• Reversibili, sono quel tipo di trasformazioni (prevalentemente fisiche) in cui si può ripristinare la situazione di partenza attraverso trasformazioni fisiche. Per esempio da un liquido trasformato in vapore si può, attraverso il raffreddamento, riottenere il liquido di partenza;
• Irreversibili, sono quel tipo di trasformazioni (prevalentemente chimiche) in cui lo stato iniziale del sistema è irrecuperabile. Per esempio dalla combustione del legno e del carbone non è in alcun modo possibile riottenere le sostanze della situazione iniziale.

Proprietà chimiche e fisiche

Le proprietà di una sostanza possono essere distinte in proprietà chimiche e proprietà fisiche.

• Proprietà chimiche sono quelle proprietà legate ai cambiamenti di composizione della sostanza e ne sono esempio:
• pH;
• Affinità elettronica;
• Elettronegatività;
• Reattività;
• Infiammaabilità.
• Proprietà fisiche sono quelle proprietà che possono essere osservate e determinate senza che vi sia un’alterazione della composizione della sostanza. Si dividono in:
• Grandezze intensive, se non dipendono dalle dimensioni del campione, come:
  • Temperatura di fusione o di ebollizione;
  • Molarità;
  • Pressione;
  • Densità;
  • Calore specifico;
• Grandezze estensive, se dipendono dalla grandezza del campione, come:
  • Entropia;
  • Entalpia;
  • Energia;
  • Massa;
  • Volume.

Cronologia della teoria atomica

Le prime ipotesi sulla struttura e sulla natura della materia risalgono all’antica Grecia, quando il filosofo Democrito affermò che tutta la materia fosse costituita da particelle indivisibili e piccolissime (dal greco “indivisibile”) che chiamò àtomos. Nonostante l’idea di Democrito non venne accettata da molti dei suoi contemporanei e fu al centro di lunghi dibattiti, persistette fino al 1808, quando uno scienziato inglese, di nome John Dalton, sulla base di numerose osservazioni, formulò una definizione più precisa delle particelle che oggi chiamiamo atomi.

Legge della conservazione della massa di Lavoisier (1789)

Enunciata dal chimico francese A. L. Lavoisier, afferma che in ogni reazione chimica, la somma delle masse delle sostanze poste a reagire (reagenti) è uguale alla somma delle masse delle sostanze che si ottengono alla fine (prodotti). Inoltre, questa legge ha evidenziato che la materia non si crea né si distrugge.

Legge delle proporzioni definite di Proust (1799)

Enunciata dal chimico francese J. L. Proust, afferma che il rapporto tra le masse degli elementi di un determinato composto chimico è fisso e costante. Questa legge, in quanto verificata per ogni campione di un dato composto, indipendentemente dalla sua origine o dal modo in cui era ottenuto, comportava che ogni dato elemento fosse costituito da particelle dello stesso tipo.

Legge delle proporzioni multiple (1803)

Enunciata dal fisico e chimico inglese J. Dalton, afferma che se due elementi si combinano per formare composti diversi, le masse di un elemento combinate con una massa fissa dell'altro elemento stanno tra loro in un rapporto espresso da numeri piccoli e interi. Questa legge metteva in luce che le particelle costituenti un elemento dovessero essere indivisibili.

Teoria atomica (1808)

Le ipotesi di Dalton segnarono l’inizio della chimica moderna, vennero identificate come teoria atomica e possono essere riassunte in diverse affermazioni quali:

• La materia è costituita da particelle indivisibili ed estremamente piccole chiamate atomi. Gli atomi di uno stesso elemento sono identici, poiché possiedono stessa massa e stesse proprietà mentre gli atomi di elementi diversi sono differenti;
• Atomi di elementi diversi si combinano tra di loro formando dei composti. In ogni composto il rapporto numerico con cui sono combinati gli atomi che lo costituiscono è costante;
• Una reazione chimica comporta solo la separazione, la combinazione o il riarrangiamento di atomi. Essa non determina né la creazione, né la distruzione di atomi.

Atomi

Si definisce atomo l’unità base, indivisibile e inalterabile, di un elemento che può entrare in combinazione chimica.

Struttura dell'atomo

Attraverso le ricerche si dimostrò che l’atomo era in possesso di una struttura interna composta da un nucleo centrale attorno al quale stanno le cosiddette particelle subatomiche. Nel tempo sono state scoperte una moltitudine di queste particelle ma le principali sono:

• Protone, che presenta carica positiva con valore uguale a 1,6×10^-19C;
• Neutrone, che presenta carica neutra con valore uguale a 0;
• Elettrone, che presenta carica negativa con valore uguale a −1,6×10^-19C.

Molecole

Si definiscono molecole l’insieme di due o più atomi legati tra loro tramite dei legami chimici. Esse sono identificate da una formula chimica che ne definisce il tipo e il numero di atomi cui sono composte. Le molecole possono essere:

• Biatomiche, se sono costituite da due atomi dello stesso elemento (O₂, H₂, N₂, …);
• Poliatomiche, se sono costituite da più atomi di elementi diversi (H₂O, NO₂, H₂SO₄, …).

Ioni

Si definiscono ioni atomi o gruppi di atomi che possiedono carica positiva o negativa poiché hanno ceduto o acquistato una o più particelle negative (elettroni). Gli ioni possiedono due tipi di suddivisione, infatti possono essere:

• Monoatomici, se sono costituiti da un solo atomo (Na⁺, Cl⁻, …);
• Poliatomici, se sono costituiti da più atomi (OH⁻, CN⁻, …);
• Anioni, se hanno acquistato uno o più elettroni (e⁻);
• Cationi, se hanno ceduto uno o più elettroni (e⁻).

Isotopi

Si definiscono isotopi atomi dello stesso elemento caratterizzati da uno stesso numero atomico ma da un numero di massa differente. Gli isotopi di un elemento hanno lo stesso comportamento chimico, in quanto le proprietà chimiche sono determinate dal numero dei protoni e i neutroni sono chimicamente ininfluenti.

Numero atomico (Z)

Il numero atomico di un elemento equivale al numero di protoni presenti nel nucleo dell’atomo di un elemento e determina l’identità dell’elemento stesso.

Numero di massa (A)

Il numero di massa è la somma del numero dei protoni e del numero di neutroni presenti all’interno del nucleo di un elemento.

Massa molecolare e peso molecolare

La massa molecolare e il peso molecolare esprimono entrambi la massa di una molecola, con la differenza che la massa molecolare è espressa in grammi o chilogrammi, mentre il peso molecolare è una grandezza priva di unità di misura ma che ha lo stesso valore della prima.

Massa atomica e peso atomico

La massa atomica e il peso atomico esprimono entrambi la massa di un atomo, con la differenza che la massa atomica è espressa in grammi o chilogrammi, mentre il peso atomico è una grandezza priva di unità di misura ma che lo stesso valore della prima.

Tavola periodica degli elementi

La tavola periodica degli elementi è lo schema con cui sono ordinati gli elementi chimici sulla base del loro numero atomico e del numero di elettroni presenti negli orbitali atomici. Essa è stata ideata per la prima volta dal chimico russo Mendeleev e successivamente anche dal chimico tedesco Meyer. Quella più utilizzata rimane la prima che ad oggi conta 118 elementi (ultimo agg. 28/11/2016). La moderna tavola periodica è suddivisa in 7 periodi (righe) e 18 gruppi (colonne). Ogni gruppo comprende gli elementi che hanno la stessa configurazione elettronica esterna; ogni periodo, invece, mostra da sinistra verso destra gli elementi in base al loro numero atomico (Z).

Configurazione elettronica

La configurazione elettronica di un elemento è la descrizione della disposizione degli elettroni nei suoi orbitali. Ogni orbitale viene rappresentato con un quadratino all’interno del quale vanno inseriti gli elettroni i cui numeri quantici di spin sono rappresentati da delle frecce. A ciascun orbitale viene assegnata una sigla composta da un numero e una lettera: il numero indica il numero quantico principale, cioè il livello di energia al quale l’orbitale appartiene, mentre la lettera (s, d, p, f) indica il numero quantico secondario, ovvero il tipo di orbitale.

Numeri quantici

Gli orbitali atomici e le caratteristiche degli elettroni di un atomo dipendono da 4 valori interi detti numeri quantici.

• Numero quantico principale (n): caratterizza il livello energetico dell’orbitale in base alla sua distanza dal nucleo e può assumere valori interi positivi da 1 a infinito;
• Numero quantico secondario (l): caratterizza il sottolivello energetico dell’orbitale in base alla forma dell’orbitale stesso e può assumere valori compresi tra 0 ed n–1;
• Numero quantico magnetico (m): esprime l’orientamento spaziale dell’orbitale all’interno di un sottolivello e può assumere tutti i valori compresi tra –1 ed 1;
• Numero quantico di spin (s): indica il senso di rotazione dell’elettrone attorno al proprio asse (spin) e assume solo valori che siano –½ o +½.

Legami chimici

Si definisce legame chimico la forza attrattiva che si stabilisce tra due o più atomi, uguali o diversi, permettendo loro di unirsi formando molecole o aggregati cristallini.

Struttura di Lewis o notazione elettrone-punto

La struttura di Lewis, o formula di Lewis, è un modo di rappresentare atomi, molecole o ioni ideata dal chimico Gilbert Lewis, basandosi sulla regola dell'ottetto. Consiste in un disegno bidimensionale dove ogni atomo è rappresentato dal suo simbolo chimico, circondato da punti che rappresentano i suoi elettroni di valenza. Gli elettroni spaiati sono rappresentati da un punto singolo, i doppietti elettronici da una coppia di punti (talvolta, per maggior chiarezza, da un trattino).

Regola dell’ottetto

La regola dell'ottetto è una regola empirica formulata nel 1916 da Gilbert Newton Lewis per spiegare in modo approssimato la formazione di legami chimici tra gli atomi, utilizzabile a rigore solo per gli atomi dei gruppi principali (quelli con numerazione romana) della tavola periodica. La regola enuncia che quando un atomo possiede il livello elettronico esterno completo (detto "guscio di valenza"), in genere costituito da otto elettroni (s²p⁶), esso è in una condizione di particolare stabilità energetica, e tende a non formare ulteriori legami.

Energia di legame

L’energia di legame, detta anche energia di dissociazione, è l’energia richiesta per rompere il legame di una molecola, è determinata sperimentalmente e si misura in kJ mol^-1. Inoltre essa può essere intesa come l’energia necessaria per portare gli atomi dalla distanza di legame ad una distanza infinita, ovvero per separarli.

Energia di ionizzazione

L'energia di ionizzazione di un atomo o di una molecola è l'energia minima richiesta per allontanare da esso/a un elettrone o uno ione gassoso ed è definita come:

X⁺_(g) → X²⁺_(g) + e^-_(g)

In maniera analoga si definiscono le successive:

X²⁺_(g) → X³⁺_(g) + e^-_(g)

Quanto più un catione è carico positivamente, tanto più difficile è strappare un ulteriore elettrone, di conseguenza I₁ < I₂ < I₃ e così via. L’energia di ionizzazione aumenta da sinistra a destra lungo un periodo, mentre diminuisce scendendo lungo un gruppo, a causa della distanza tra nucleo ed elettroni di valenza.

Affinità elettronica

L’affinità elettronica è la variazione di energia conseguente all’aggiunta di un elettrone ad un atomo o ad uno ione gassoso e si definisce come:

X_(g) + e^- → X^-_(g)

Anche se con numerose eccezioni l’affinità elettronica cresce (diventa più negativa) da sinistra verso destra lungo un periodo, mentre diminuisce scendendo lungo un gruppo, a causa della distanza tra nucleo ed elettroni di valenza che destabilizzano l’atomo (le forze di repulsione sono prevalenti su quelle di attrazione).

Elettronegatività

L’elettronegatività è definita come la capacità di un atomo di attirare verso il suo nucleo gli elettroni di valenza. Essa è utile per determinare il tipo di legame tra due o più atomi:

• Se la differenza di elettronegatività tra i due atomi è 0 ≤ ε_M ≤ 0,5 allora il legame covalente è puro o apolare;
• Se la differenza è 0,5 < ε_M ≤ 1,9 allora il legame covalente è polare;
• Se la differenza è ≥ 1,9 allora il legame è ionico.

Nel tempo sono state proposte varie scale di elettronegatività ma le più utilizzate sono quella di Pauling e quella di Mulliken. Nella scala di Mulliken l'elettronegatività è definita semplicemente come la media aritmetica tra l'energia di ionizzazione e l'affinità elettronica:

ε_M = ½ (A + IE)

Teoria VSEPR

La teoria VSEPR (acronimo dall'inglese Valence Shell Electron Pair Repulsion, cioè repulsione delle coppie elettroniche nel guscio di valenza) è un modello utilizzato per predire la geometria delle molecole. Essa si basa sull'idea che le coppie di elettroni intorno a un atomo si dispongano il più lontano possibile tra loro per minimizzare la repulsione.