Appunti di chimica I

La natura atomica della materia

Capitolo 1 - Le leggi di Lavoisier e Prust

Lo studio della chimica ha inizio con Lavoisier, che viene definito il padre della chimica intesa come materia scientifica. Infatti, secondo i suoi studi, la massa totale dei reagenti coinvolti in una trasformazione chimica è uguale alla massa dei prodotti. Egli sostiene che in natura nulla si crea, nulla si distrugge, ma tutto si trasforma. I suoi studi vengono continuati da un altro scienziato, Prust, che sostiene che i composti sono caratterizzati dall’avere rapporti ponderati, definiti e costanti tra gli elementi che formano il composto.

Determinazione dei pesi atomici

Successivamente si intraprendono degli studi per determinare il peso atomico dei composti e a tal proposito inizia i suoi studi Dalton, che aveva esordito cercando di trovare un modello sulla natura dei composti. Egli però riteneva composto un insieme di molecole di elementi diversi, non prendendo quindi in considerazione molecole dello stesso elemento. Così facendo, risultava difficoltoso calcolare il peso atomico in quanto i risultati erano sbagliati. Per esempio, secondo Dalton, il peso atomico dell'ossigeno sarebbe stato 8, questo perché nel composto di acqua sono presenti 8 grammi di ossigeno per 1 grammo di idrogeno. A questo punto viene incontro Gay-Lussac che, effettuando degli studi sul volume, nota che tenendo pressione e temperatura costante i rapporti tra i volumi dei prodotti sono simili al rapporto dei volumi tra le combinazioni chimiche. Quindi si scopre che nelle reazioni con sostanze gassose, a temperatura e pressione costante, i volumi tra i reagenti e i prodotti hanno rapporti di numeri interi e semplici. Da qui partono una serie di studi sulla determinazione del peso atomico, il più importante di essi è quello intrapreso da Avogadro che notò che il numero di particelle contenute in una combinazione chimica è uguale al numero di particelle che la compongono. Cannizzaro, uno scienziato italiano, prendendo in considerazione gli studi di Avogadro, scoprì che le varie quantità in peso contenute nelle molecole diverse è uguale o multiplo del peso atomico.

La scala atomica

Arrivati a questa conclusione, si cercò di creare una scala atomica ben tenendo presente l’effettivo peso di una molecola che risulta essere microscopicamente piccola, oscillando infatti tra 10^-22 e 10^-24. Perciò si preferì prendere un valore ben definito e attribuirlo a un elemento, tale operazione si preferì farla con l’idrogeno assumendogli un valore pari a 1. Successivamente si andò a calcolare il valore dell’ossigeno in quanto formava legami binari con molti elementi e si trovò che il suo peso atomico fosse pari a 15,99 arrotondato a 16. Così facendo, però, non si teneva in considerazione gli isotopi presenti nella molecola di ossigeno, perciò si preferì prendere come valore di riferimento la dodicesima parte dell’isotopo del carbonio che venne considerata unità di massa atomica o UMA e il peso atomico relativo ovvero 12,000 g di 12/6 C. Così facendo si riuscì a calcolare anche il peso molecolare, ovvero la somma di tutti i pesi atomici di tutti gli elementi presenti in un composto e il peso formale che viene utilizzato in quei composti formati da molecole discrete e aggregati di ioni.

La mole

La mole è l’unità di misura che permette di calcolare la quantità di una determinata sostanza espressa in grammi contenuta in 12,000g 12/6 C. Essa si basa sul numero di Avogadro, rappresentato con la lettera N, pari a 6,02 x 10²³. Per quanto riguarda gli atomi o le molecole, essa rappresenta il peso atomico o il peso molecolare espresso in grammi e viene rappresentato con / .mol 1

Le formule chimiche

La formula minima rappresenta i rapporti tra i numeri di atomi tra i diversi elementi presenti nella molecola e in tale formula non solo sono riportati i rapporti tra i singoli atomi, ma vengono anche espressi con i valori più piccoli e interi possibili. Mentre la formula molecolare esprime il rapporto di atomi realmente contenuto in una molecola ed è uguale alla sua formula minima o a un suo multiplo.

Capitolo 2 - Modelli atomici e la struttura dell’atomo

Millikan

Millikan fece degli esperimenti per misurare la carica elettrica degli elettroni. In particolare, prese una goccia d’olio e la fece cadere in un tubo in cui all’interno era presente un campo elettrico e notò che la goccia d’olio subiva delle deviazioni. Così facendo, determinò la carica degli elettroni.

De Broglie

De Broglie scoprì il dualismo onda-particella, arrivando così alla conclusione della lunghezza d’onda.

Bohr

• I moti di un elettrone in un atomo sono definiti da stati stazionari di diverso livello energetico.
• Quando un elettrone si trova in uno stato stazionario non irradia. Ciò può accadere solo se passa da uno stato energetico maggiore a uno minore (E = hv).
• In ognuno di questi stati l’elettrone si muove su orbite circolari intorno al nucleo (affermazione non vera).
• Nel movimento di questi elettroni si forma e sono caratterizzati da un momento angolare che è multiplo di h/2π (affermazione parzialmente vera).

Rutherford

Rutherford intraprese degli studi per verificare come fosse realmente l’atomo attraverso un esperimento. Prese una lamina d’oro e canalizzando gli atomi carichi positivamente verso questa lamina, notò che alcuni atomi passavano tranquillamente mentre altri invece subivano una leggera deviazione. Perciò arrivò alla conclusione che l’atomo fosse formato da una struttura al centro chiamata nucleo e da protoni che stazionano intorno al nucleo e da elettroni che invece stazionano intorno ai protoni. Essi sono tenuti insieme da una forza coulombiana direttamente proporzionale al rapporto tra le cariche dei protoni e degli elettroni e alla loro distanza. Questo modello è quello che anche oggi viene utilizzato per rappresentare la struttura dell’atomo.

Thomson

Thomson, nel 1897, effettuò degli studi sui raggi catodici e così scoprì l’esistenza di una particella caricata negativamente e dotata di una sua massa, l’elettrone. Infatti, ogni volta che i raggi catodici colpivano l’elettrodo, essi venivano deviati dal polo caricato negativamente. Il suo esperimento venne verificato per ogni gas presente nel tubo. Successivamente bombardò l’elettrodo con i raggi catodici, calcolando la quantità della carica e la temperatura generata e poi misura l’energia dei raggi catodici che si dissipa formando calore. Dopo questi esperimenti, sostenne che l’atomo fosse di forma sferica e che le particelle fossero distribuite in modo uniforme e alternato. Questo modello atomico però risultò essere errato. Inoltre, secondo Thomson, se esiste la carica negativa esiste anche una carica positiva, ovvero i protoni. Solo più tardi, nel 1932, si scoprirà che esiste anche una carica neutra di massa uguale a quella dei protoni, ovvero i neutroni.

Isotopi

Atomi dello stesso elemento che differiscono per il numero di neutroni presente ed hanno numero atomico uguale ma masse diverse. Il modello atomico viene spiegato solamente dalla meccanica quantistica ideata da Planck che dice che l’energia viene distribuita su pacchetti diversi chiamati quanti. L’energia quindi assume un valore multiplo di una costante chiamata costante di Planck.

Capitolo 3 - Il sistema periodico

Il primo chimico che cercò di raggruppare tutti gli elementi fu Dobereiner, che ammucchiò in gruppi da tre elementi con caratteristiche simili, questa tavola fu chiamata appunto triade. Successivamente Mendeleev e Meyer raggrupparono questi elementi chimici in una sorta di tavola periodica più completa raggruppandoli in un'unica tabella e inserendo elementi che allora non erano ancora noti e collocando elementi con caratteristiche simili nelle colonne di questa tabella, chiamati gruppi. Questo permise di correggere gli errori esistenti sul calcolo del peso atomico. Pertanto, la scoperta dei gas e in particolare dei gas nobili non provocò gravi disagi in quanto non combinandosi con nessun elemento fu creato un apposito gruppo nel quale inserirli. Tuttavia, la classificazione in base al peso atomico risultava, per alcuni elementi, errata. Questo dubbio però fu presto chiarito da Moseley che spiegò che il peso atomico non dipende dalle caratteristiche di un elemento, infatti il peso atomico molte volte non coincide con il numero di massa e questo perché troviamo gli elementi come miscele di isotopi che hanno stesso numero atomico ma diverso numero di massa. Infatti, la concezione di numero atomico viene oggi utilizzata nella definizione di elemento chimico, ovvero l’insieme di atomi aventi stesso numero atomico. Ogni elemento ha una propria proprietà chimica e fisica dettata in base alla sua configurazione elettronica e quindi in base al numero atomico.

Raggi atomici

I raggi atomici possono essere ricavati misurando la lunghezza tra i due nuclei di due atomi nei solidi. Questi raggi atomici aumentano se ci si sposta dall’alto verso il basso e diminuiscono se ci si sposta da sinistra verso destra. Questo perché spostandosi da sinistra verso destra il numero quantico rimane invariato ma cambia la carica nucleare e quindi dato che si verifica una contrazione tra i nuclei si ha una diminuzione del volume con conseguente diminuzione del raggio, mentre muovendosi lungo i gruppi si ha un aumento della carica e quindi un respingimento dei nuclei che ne fa avere l’aumento del raggio. Perciò l’acquisto o la perdita di una particella chiamata ione può essere positiva (catione) o negativa (anione).

Energia di ionizzazione

L’energia di ionizzazione è l’energia che serve per strappare un elettrone da un atomo isolato in stato gassoso e trasformarlo in uno ione positivo. L’energia necessaria a strappare il primo elettrone è detta energia di prima ionizzazione, quella per strappare il secondo è detta invece energia di seconda ionizzazione. Essa aumenta dall’alto verso il basso, questo perché il numero quantico aumenta aumentando la distanza tra il nucleo e l’elettrone. Essa viene riferita a una mole di atomi, espressa in KJ * mol^-1.

Affinità elettronica

L’affinità elettronica è l’energia che viene liberata quando un atomo isolato in stato gassoso acquista un elettrone in uno degli orbitali vuoti o semivuoti trasformandosi in uno ione negativo. Anche l’affinità elettronica viene riferita a una mole di atomi. Il suo aumento o diminuzione varia come varia l’energia di ionizzazione.

Capitolo 4 - Il legame chimico

Il legame chimico avviene quando due atomi isolati si uniscono per formare un elemento con livello energetico inferiore a quello precedente. Pertanto, l’energia chimica è l’energia che serve per dividere un legame chimico con due atomi neutri. Gli atomi più stabili sono quelli dei gas nobili che possiedono livello energetico esterno completo rispettando così la regola dell’ottetto. Per tutti gli altri elementi, per raggiungere il livello energetico massimo si può avere un trasferimento (legame ionico) o una compartecipazione (legame covalente) di elettroni.

Legame ionico

Il legame ionico si verifica quando avviene un trasferimento di uno o più elettroni da un atomo all’altro e con conseguente formazione di ioni con segno opposto.

Legame covalente

Il legame covalente si verifica quando avviene la condivisione di elettroni. Essa può quindi essere:

• Legame covalente omeopolare: legame covalente con atomi uguali. Prendendo di esempio l’idrogeno, si avrà che l’unico elettrone presente in entrambi gli atomi cercherà di legarsi all’altro elettrone formando così un atomo più stabile. Pertanto, se l’atomo condividerà una coppia di elettroni, si chiamerà legame singolo o semplice, mentre se condividerà più elettroni sarà doppio, triplo e così via in base alle coppie di elettroni condivise. Le coppie che non vengono condivise vengono chiamate coppie solitarie, le quali non danno alcun contributo a differenza delle coppie condivise chiamate anche coppie di legame. Esso viene definito anche legame covalente puro.
• Legame covalente eteropolare: viene definito un legame covalente con diversi elementi. Prendendo il caso dell’idrogeno e del cloro, noteremo che l’unico elettrone dell’idrogeno viene condiviso con quelli del cloro. Solo nel caso di ossigeno, azoto e carbonio sono necessari più doppietti, questo perché a differenza di tutti gli altri elementi non sono alogeni e quindi non formano legami semplici.

La covalenza quindi rappresenta il numero di coppie di elettroni condivisa, mentre la lunghezza di legame è la distanza che intercorre tra un nucleo e un altro degli elementi che condividono la coppia.

L'elettronegatività

L’elettronegatività è la capacità di un atomo di una molecola di attirare a sé un elettrone. Questa forza è data in base alla sua configurazione elettronica e in base alla grandezza del nucleo. Per essere determinata, va effettuata una media aritmetica tra la sua energia di ionizzazione e la sua affinità elettronica.

Legame dativo

Il legame covalente è un legame nel quale viene condiviso un elettrone con un altro atomo formando così una coppia di elettroni. Può avvenire, però, che ci sia solo un elemento a condividere gli elettroni; in questo caso, questo legame viene definito legame dativo, avendo così due tipi di atomi: quello donatore che condivide l’elettrone e quello accettatore che prende questa coppia di elettroni. Esso viene rappresentato con una freccia verso l’atomo accettore.

Capitolo 5 - Legami chimici

I legami metallici sono la proprietà attraverso cui si giustificano le caratteristiche dei metalli.

Teoria delle bande

• All’aumentare del numero di atomi, aumenta il numero di orbitali mentre diminuisce la distanza con il nucleo.
• Quando n=∞, la distanza dal nucleo è 0 in quanto gli orbitali molecolari sono attaccati formando così una banda continua di energia.

Conduttori

Pertanto, i metalli sono buoni conduttori in quanto gli elettroni sono liberi di muoversi tra gli orbitali, risultando parzialmente vuoti/occupati. Quando invece l’elettrone deve passare da una banda di valenza (BV) a una banda di conduzione (BC) distante tra essi, si hanno invece materiali isolanti. La conduttività viene ridotta se la temperatura aumenta, questo perché l’elettrone avrà più difficoltà a passare tra gli altri elettroni che si muovono più velocemente.

Semiconduttori

Essi, in base alla sollecitazione che ricevono, si possono comportare o da isolanti o da conduttori. Pertanto, se l’elettrone riceve un’energia tale da passare dalla banda di valenza alla banda di conduzione, si comporterà da conduttore; altrimenti, si comporterà da isolante. La conduttività aumenta se il calore aumenta in quanto l’elettrone riuscirà a saltare meglio da una banda all’altra.

Teoria del legame di valenza (VB)

La teoria del legame di valenza descrive come avvengono i legami chimici basandosi sulla chimica tradizionale. Quando due atomi si avvicinano tra di loro, le cariche opposte tendono ad attrarsi. Attraendosi, a un certo punto incontrano una sorta di resistenza data dalle cariche uguali, provocando successivamente una variazione di energia.

Teoria VSEPR (Valence Shell Electronic Pair Repulsion)

Questa teoria spiega la disposizione delle molecole nelle tre dimensioni e la repulsione delle coppie di elettroni nel guscio di valenza. In base all’angolo di legame possiamo avere:

• Geometria tetraedrica: sp³; angolo di legame di 109° e 28’.
• Geometria triangolare planare: sp²; simmetrica; angolo di legame 120°.
• Geometria lineare: sp; angolo di legame 180°.

Possiamo anche trovare strutture tetraedriche distorte, ovvero dove le coppie di elettroni sono di livello energetico maggiore rispetto alle 3 di legame, risultando così più “ingombranti”, dove l’angolo di legame è 107°.

Capitolo 6 - Numero di ossidazione, nomenclatura e reazioni chimiche

Il numero di ossidazione: concetto ed uso

Il numero di ossidazione, indicato con N.O., si dirà positivo quando quest’ultimo ha ceduto elettroni, mentre si dirà negativo se invece li ha acquistati; sarà pari a zero se non ha scambiato (quindi né acquistato né ceduto) elettroni. Solitamente, per convenzione, si attribuisce il doppietto elettronico all’elemento più elettronegativo e, partendo da essa e dal concetto di N.O., si possono ricavare delle regole per determinare il N.O. di alcuni composti. Le più importanti sono:

• Il numero dei vari elementi allo stato molecolare o metallico è uguale a 0.
• Il N.O. del F (fluoro) assumerà il valore -1, fatta eccezione per F₂ che avrà valore pari a 0.
• Il numero di ossidazione degli elementi presenti nel gruppo I A e II A possiedono rispettivamente N.O. pari a +1 e +2.