Appunti di chimica generale e inorganica, Marta Ferraroni

La chimica: una scienza centrale

La chimica è la scienza che studia le proprietà e la struttura della materia e le trasformazioni, cioè le reazioni chimiche, che essa subisce. La chimica è una scienza centrale in quanto si colloca all’interfaccia di numerose discipline scientifiche. Ad esempio, la tecnologia richiede nuovi materiali, la biologia studia le reazioni chimiche implicate nei processi vitali e la medicina richiede nuovi farmaci.

Il metodo scientifico

Il metodo che la scienza utilizza è il metodo induttivo che parte da delle osservazioni mediante modelli e si ricavano leggi naturali che vanno verificate mediante ulteriori esperimenti. Al contrario, il metodo deduttivo parte da assunzioni e premesse per derivare conclusioni. Le ipotesi sono un tentativo di spiegazione che si serve di un modello matematico, mentre la teoria è un modello per spiegare fenomeni e consentire previsioni.

Proprietà delle sostanze

Le caratteristiche che distinguono una sostanza da un'altra sono chiamate proprietà. Le proprietà fisiche possono essere misurate senza variare la composizione chimica delle sostanze e sono usate per identificare le sostanze. Esempi di proprietà fisiche sono la densità, la temperatura di ebollizione o di fusione, il volume, la durezza. Le proprietà chimiche descrivono i tipi di relazioni chimiche che le sostanze subiscono e le reazioni producono nuove sostanze. Esempi di proprietà chimiche sono l’infiammabilità degli idrocarburi e il cambiamento di composizione mentre bruciano, cioè reagiscono con ossigeno.

Sostanze pure e miscele

Le sostanze pure sono sostanze elementari o composti puri e la loro composizione percentuale è costante da campione a campione. Una sostanza pura ha temperature caratteristiche e fisse per quanto riguarda la fusione e l’ebollizione. Le sostanze pure che non sono decomponibili chimicamente, ma sono costituite da atomi tutti uguali si chiamano sostanze elementari. Le sostanze pure che derivano da due o più elementi combinati insieme si chiamano composti.

Le miscele sono due o più sostanze pure mescolate tra loro con composizione variabile e proprietà dipendenti dalla composizione. Nelle miscele:

• I componenti sono chimicamente differenti e mantengono le loro proprietà.
• La composizione percentuale varia da campione a campione.
• Non fondono/bollono ad una temperatura definita.

Esistono due tipi di miscele:

1. Eterogenee, che hanno una composizione variabile da punto a punto.
2. Omogenee, che hanno proprietà uniformi.

Poiché i componenti delle miscele hanno proprietà diverse, si possono separare utilizzando tecniche che sfruttano tali differenze, come la densità, il punto di ebollizione, il punto di fusione, la solubilità, la reattività. Vino, olio e birra sono miscugli omogenei e cioè soluzioni, mentre la panna, il gelato e la polpa di un frutto sono miscugli non omogenei.

Stati della materia e cambiamenti

Gli stati della materia sono gas, liquido e solido. I cambiamenti fisici della materia non variano la composizione della sostanza, come nel caso della dissoluzione di un solido o dei cambiamenti di stato di aggregazione della materia. I cambiamenti chimici invece risultano in una variazione della composizione chimica, come nel caso di idrogeno + ossigeno. I cambiamenti di stato sono un esempio di trasformazione fisica, mentre l’elettrolisi dell’acqua è un esempio di trasformazione chimica.

Misurazioni in chimica

La chimica è una scienza quantitativa e ha la necessità di misurare proprietà di sostanze e confrontarle con standard. Le misure sono osservazioni quantitative e includono tre informazioni:

1. Valore (numero);
2. Unità di misura;
3. Incertezza.

Misura = Numero x Unità di misura ± Incertezza.

Le misure quindi non sono numeri. I numeri si ottengono contando o per definizione, mentre le misure si ottengono confrontando un oggetto con una Unità Standard. I numeri sono esatti e la matematica è basata su numeri. Le misure sono inesatte e la scienza è basata su misure. Il Système Internationale (SI) è un set di unità e notazioni standard per la scienza. Le sette unità fondamentali sono:

1. La massa;
2. La lunghezza;
3. Il tempo;
4. La temperatura;
5. La corrente elettrica;
6. La quantità di sostanza;
7. L’intensità luminosa.

Dalle sette unità fondamentali si ottengono per combinazione delle unità derivate, che sono:

1. L’area;
2. La velocità;
3. La densità;
4. La frequenza;
5. L’accelerazione;
6. La forza;
7. L’energia.

Teoria atomica e struttura della materia

Secondo la teoria atomica di Leucippo e Democrito, nel V secolo a.C., la materia era composta da unità piccole e distinte, cioè gli atomi, che in greco significa “indivisibili”. La teoria atomica fu pura speculazione fino alla teoria atomica di Dalton (1808), che si basava su tre affermazioni:

1. Ogni elemento è composto da microscopiche particelle indistruttibili chiamate atomi;
2. Tutti gli atomi di un elemento hanno la stessa massa e proprietà, mentre gli atomi di un elemento sono diversi da quelli di un altro elemento;
3. Gli atomi si combinano fra loro in rapporti numerici semplici, espressi da numeri interi, per formare un composto.

La teoria atomica si basò su due delle leggi fondamentali della chimica:

1. La legge di conservazione della massa del 1774 di Lavoisier: in una qualsiasi reazione chimica la somma delle masse dei reagenti è uguale alla somma delle masse dei prodotti, ovvero in una reazione chimica la massa si conserva: nulla si crea né si distrugge;
2. La legge delle proporzioni definite del 1799 di Proust: quando due o più elementi reagiscono per formare un determinato composto, si combinano sempre secondo proporzioni in massa definite e costanti (ad esempio: nell'acqua il rapporto fra le masse di idrogeno e ossigeno è sempre 1:8).

La terza legge la formulò lui stesso:

1. La legge delle proporzioni multiple: quando due elementi A e B formano più di un composto, il rapporto delle masse dell'elemento B che si lega con una data quantità di massa dell'elemento A in ciascuno dei composti può essere espresso da numeri piccoli e interi.

Struttura atomica

Grazie al microscopio a forza atomica è possibile vedere gli atomi. Per la comprensione dei processi chimici è necessario acquisire la conoscenza della struttura della materia. La materia è composta da atomi. Un atomo non è indivisibile ma è composto da protoni, neutroni ed elettroni. Gli atomi sono neutri e quindi il numero delle cariche positive è uguale al numero delle cariche negative.

L’elettrone ha una carica negativa e il nucleo è composto da protoni, che hanno carica positiva, e da neutroni, che sono senza carica. Le cariche di un elettrone e di un protone sono uguali ma con segno diverso. La massa del protone è invece uguale a 1836 volte quella dell’elettrone.

Modelli atomici

Nel 1897, J. Thomson ha scoperto la particella carica negativamente, cioè l’elettrone. L'atomo è formato da particelle cariche. Thomson si chiese come si disponessero le particelle fondamentali all'interno dell’atomo. Secondo il modello di Thomson del 1904 gli elettroni sono considerati come piccole particelle all'interno di una sfera in cui la carica positiva è distribuita uniformemente (plum pudding model).

Nel 1911, Rutherford studiò la struttura atomica bombardando con raggi α, formati da nuclei di elio, sottili lamine di oro: il 99.9% delle particelle α attraversano indisturbate, poche sono deviate o respinte. Deduce l’esistenza di un nucleo carico al centro dell’atomo. Le particelle α attraversano indisturbate la nuvola elettronica, ma alcune passano vicino al nucleo e vengono deviate, solo raramente urtano il nucleo e quindi vengono respinte. Nel modello di Rutherford, la carica e la massa sono concentrate nel nucleo mentre gli elettroni sono extranucleari ed occupano la maggior parte del volume dell’atomo e determinano le dimensioni dell’atomo. Se il nucleo avesse le dimensioni di una piccola moneta, l’atomo avrebbe un diametro di circa 1 Km.

Isotopi e abbondanza isotopica

Gli atomi si differenziano tra loro per il numero di protoni, neutroni ed elettroni. Il numero atomico Z è il numero di protoni nel nucleo. A sua volta, il numero di protoni definisce un elemento. Negli elementi neutri il numero di elettroni è uguale al numero di protoni, mentre negli ioni il numero di elettroni è diverso dal numero di protoni. Gli ioni positivi, detti cationi, hanno il numero di elettroni minore rispetto al numero di protoni, mentre gli ioni negativi, detti anioni, hanno il numero di elettroni maggiore rispetto al numero di protoni.

Il numero di massa A deriva dal numero di Protoni (Z) e dal numero di Neutroni (N) nel nucleo. Quindi A = Z + N.

I simboli chimici sono abbreviazioni del nome dell’elemento chimico e servono a rappresentare l’atomo corrispondente. Alcuni esempi sono:

• O = ossigeno
• C = carbonio
• Si = silicio
• N = azoto (dal greco Nitron)
• Na = sodio (dal latino Natrium)
• S = zolfo (dal latino Sulphur)

Le sostanze elementari e i composti sono rappresentati graficamente utilizzando i simboli chimici convenzionali mediante formule chimiche. La formula minima o empirica indica gli elementi che compongono una sostanza ed i relativi rapporti fra le masse. La formula bruta o molecolare indica invece la composizione delle molecole, cioè aggregati discreti di atomi che sono le unità strutturali fondamentali della materia. Le formule di struttura rappresentano la concatenazione dei legami e la disposizione degli atomi componenti una molecola e in genere se ne riporta la proiezione bidimensionale.

Elementi naturali e artificiali

Esistono 90 specie di elementi naturali, ma il 98% della terra è formato solo da una decina di essi. Ad essi vanno aggiunti altri elementi che non si trovano in natura. Gli elementi artificiali sono il Tecnezio, il Promezio e quelli con il numero atomico maggiore di 93, i cosiddetti elementi transuranici. L’universo è formato per il 98% da idrogeno (H) ed elio (He). L'atmosfera è formata per il 99% da azoto (N) e ossigeno (O).

Isotopi e massa atomica

Gli isotopi sono atomi dello stesso elemento aventi le stesse proprietà chimiche ma masse diverse, perché contengono un diverso numero di neutroni. Quindi sono elementi con stesso numero atomico e numeri di massa diversi.

Ad esempio, in natura esistono 3 diversi isotopi del Carbonio: due stabili 12 C e 13 C, mentre il 14 C è un isotopo radioattivo con un tempo di dimezzamento di 5700 anni.

Gli isotopi dell’idrogeno sono 3:

1. L’idrogeno (H), che ha un protone;
2. Il deuterio (D), che ha un neutrone e un protone;
3. Il trizio (T), che ha 2 neutroni e un protone.

L’abbondanza isotopica percentuale è la proporzione di atomi di ciascun isotopo di un elemento in qualsiasi campione naturale di questo.

Unità di massa atomica

L’unità di massa atomica (u o uma), detta anche dalton (Da), è definita come 1/12 della massa di 12 C.

Quindi un atomo di 12 C ha una massa esattamente uguale a 12 u. Le masse di tutti gli altri atomi sono definite in rapporto a tale nuclide di riferimento.

Peso atomico e molecolare

Il peso atomico o massa atomica media è la media, pesata per la composizione isotopica naturale, della massa atomica di ciascun elemento espressa in u. Il peso molecolare è la somma dei pesi atomici degli elementi che compongono una molecola. La mole è la quantità di sostanza che contiene un numero di particelle elementari pari al numero di atomi contenuti in 12 grammi esatti dell'isotopo 12 C.

Il peso atomico espresso in u è uguale a 1 atomo dell’elemento. Il peso atomico espresso in grammi è uguale a 1 mole di atomi dell’elemento. Il peso molecolare espresso in u è uguale a 1 molecola del composto. Il peso molecolare espresso in grammi è uguale a 1 mole di atomi del composto.

Il numero di Avogadro

La mole è la quantità di sostanza che contiene 6.022169 x 10²³ unità chimiche elementari. La mole è in chimica il metro uguale per tutte le sostanze: atomi, molecole, ioni, cariche, elettroni sostanze. 6.022169 x 10²³ è il numero di Avogadro. La mole mette in relazione il mondo microscopico con il mondo macroscopico.

Calcoli con la mole

Quante moli di Rame sono contenute in 10,00 g di esso?

P.A. Cu = 63,55 g/mole

10,00 g / 63,55 g/mole = 0,1573 moli

Quale è la massa di 2,50 x 10^-3 moli di Calcio?

P.A. Ca = 40,08 g/mole

2,50 x 10^-3 moli x 40,1 g/mole = 0,100 g

Quanti atomi sono presenti in 10.0 g di carbonio?

Numero di Avogadro = 6.022 x 10²³ particelle/mole

1 mole di carbonio pesa 12.01 g

10.0 g / 12.0 g/mol = 0,833 moli di carbonio

0.833 mol x 6.02 x 10²³ atomi/mole = 5.01 x 10²³ atomi

Quante molecole sono contenute in 4,321 g di ammoniaca?

P.M. NH₃ = 17.03 g/mole

4.321 g / 17.03 g/mole = 0.2537 moli

0.2537 moli x 6.022 x 10²³ molecole/mole = 1.528 x 10²³ molecole

Quante moli sono contenute in 5,00 g di ciascuna delle seguenti sostanze?

• Li, P.A. = 6,94
• Li, 5,00 g / 6,94 g/mol = 0,720 mol
• Pb, P.A. = 207,2
• Pb, 5,00 g / 207,2 g/mol = 0,0241 mol
• Co, P.A. = 58,9
• Co, 5,00 g / 58,9 g/mol = 0,0848 mol
• CuSO₄ · 5H₂O, P.F. = 249,7
• CuSO₄ · 5H₂O, 5,00 g / 249,7 g/mol = 0,0200 mol

Radiazione elettromagnetica

Molte delle conoscenze sulla struttura degli atomi derivano dallo studio delle interazioni tra materia e radiazione elettromagnetica. La radiazione elettromagnetica si origina da cariche elettriche in movimento accelerato. L’insieme delle onde elettromagnetiche costituisce lo spettro elettromagnetico. La luce, così come i raggi X, i raggi ultravioletti, gli infrarossi etc., sono un particolare tipo di onda elettromagnetica.

I parametri che caratterizzano un'onda elettromagnetica sono:

• La lunghezza d’onda (λ), che è la distanza cresta-cresta;
• La frequenza (v), che è il numero d’onde che passano al secondo in un determinato punto;
• La velocità di propagazione (c, che è uguale alla velocità della luce), l’ampiezza (cioè altezza dell’onda) e l’intensità (che è proporzionale al quadrato dell’ampiezza).

Lo spettro elettromagnetico comprende tutte le possibili variazioni elettromagnetiche. All’aumentare della frequenza, aumenta l’energia delle onde elettromagnetiche. Lunghezza d’onda e frequenza sono inversamente proporzionali.

L'effetto fotoelettrico e la natura della luce

Nel 1905, Einstein spiega l’effetto fotoelettrico assumendo che la radiazione si possa comportare come un flusso di particelle che chiama fotoni, la cui energia dipende dalla frequenza. La luce si propaga come un’onda e può essere considerata come un flusso di particelle: per questo si dice che la luce ha una doppia natura: una corpuscolare e una ondulatoria. Ciò ha dato sviluppo alla comprensione di come è fatto un atomo.

Per osservare che la luce può essere scomposta, è possibile fare un esperimento prendendo una sorgente di luce bianca e farla passare attraverso un prisma di un cristallo trasparente. La luce così si scompone nelle sue componenti. Le componenti subiscono una deviazione che dipende dalla loro lunghezza d’onda.

In sintesi, un prisma di materiale trasparente rifrange le radiazioni e genera uno spettro (separazione nelle varie componenti della luce bianca). L'angolo di rifrazione dipende dalla lunghezza d’onda.

Spettri di emissione e assorbimento

Gli spettri di emissione consistono nel fatto che una scarica elettrica all'interno di un'ampolla contenente un gas rarefatto provoca l'emissione di radiazioni che cadono nella regione del visibile. Gli spettri di assorbimento consistono nel fatto che se si fa passare luce bianca attraverso un’ampolla riempita di gas, nello spettro si identificano righe (che sono righe di assorbimento) meno brillanti. Le righe di assorbite da ciascun tipo di elemento hanno la stessa frequenza di quelle di emissione.

Modello di Bohr

Gli atomi dei vari elementi generano spettri a righe: ogni riga ha una lunghezza d'onda ben definita e costante per ogni elemento. Elementi diversi mostrano spettri diversi, con righe che cadono a lunghezze d'onda differenti. Un modello atomico doveva render conto di questi spettri. Nel 1913, Niels Bohr propose una teoria sulla struttura elettronica dell’atomo che è in grado di spiegare le linee spettrali dell’idrogeno. L’elettrone percorre solo determinate orbite circolari concentriche, dette livelli energetici o gusci. All’elettrone sono permesse soltanto certe orbite a cui corrispondono energie ben definite.