Chimica (6 CFU)

La chimica e l'atomo

Introduzione alla chimica

La chimica è lo studio della materia e dei cambiamenti che questa subisce; per materia si intende una qualsiasi cosa con una propria massa che occupa uno spazio. Una sostanza è una forma di materia che ha una definita composizione e proprietà specifiche (cloro, azoto liquido, cristallo di silicio...).

Miscele

Una miscela è una combinazione di due o più sostanze nella quale i singoli componenti mantengono le loro proprietà distinte. Posso distinguere due tipi di miscele, omogenee e eterogenee: nella prima la composizione della miscela è la stessa (aria, in cui ogni componente mantiene inalterata la sua proprietà), mentre nella seconda la composizione non è omogenea in tutta la miscela (cemento, poiché nella sabbia troviamo dei grani di ferro, non uguali in quantità nelle varie zone). Le miscele omogenee sono anche chiamate soluzioni.

Elementi e composti

Un elemento è una sostanza che non può essere separata in sostanze più semplici tramite processi chimici; l'elemento è quello presente nella tavola periodica ed è formato da una grande moltitudine di atomi di quello stesso elemento. Oggi conosciamo 118 elementi, di cui 90 sono naturalmente presenti sulla Terra; gli altri si ottengono in laboratorio. Gli elementi vengono rappresentati attraverso simboli, a una o due cifre, in cui la seconda lettera va scritta in minuscolo. Un composto è una sostanza formata da atomi di due o più elementi in proporzioni fisse. Carbonio ed ossigeno possono combinarsi tra loro dando CO o CO₂, due composti con forme spaziali e caratteristiche diverse tra di loro. I composti possono essere separati nei loro componenti solamente attraverso dei processi chimici.

Materia

La materia è quindi un elemento con una propria composizione e una propria massa: questa si divide in miscele e sostanze pure. Si può passare dall’una all’altra attraverso dei metodi fisici. Dalle sostanze pure poi si possono ottenere composti ed elementi tramite metodi chimici. L’osservazione che la composizione elementare di un composto è sempre la stessa è nota come legge della composizione costante (o delle proporzioni definite), fu definita per la prima volta da Proust attorno al 1800. La figura seguente riassume la classificazione della materia in elementi, composti e miscele:

Proprietà della materia

Le proprietà della materia possono essere divise in chimiche e fisiche: le proprietà fisiche possono essere osservate senza cambiare l’identità e la composizione della sostanza (colore, odore, intensità...). Le proprietà chimiche descrivono il modo in cui una sostanza può cambiare, o reagire, per formare altre sostanze (infiammabilità, ad esempio). Si parla poi di proprietà intensive ed estensive, ma di questo si parlerà in Stechiometria. Così come le proprietà di una sostanza, anche i cambiamenti a cui essa va incontro possono essere considerati fisici o chimici. Nel primo caso, la sostanza cambia il suo aspetto fisico ma non la sua composizione; a questo tipo di cambiamenti fanno riferimento i cambiamenti di stato a cui la materia è sottoposta (quando l’acqua evapora, cambia il suo stato fisico, ma non la sua composizione a livello molecolare). Al contrario, nelle trasformazioni chimiche una sostanza si trasforma in un’altra chimicamente differente: quando l’idrogeno brucia all’aria, dà vita a molecole di acqua, totalmente differenti dal punto di vista chimico rispetto al loro predecessore.

Separazione di miscele

Dato che ogni componente di una miscela conserva le sue proprietà, risulta relativamente semplice separare suddetta miscela nelle sue componenti originarie. Vari possono essere i metodi per riuscire in questa missione; uno dei più applicati è certamente quello della distillazione, un processo fisico che gioca sulle differenti temperature di ebollizione delle sostanze all’interno della miscela. Alternativamente, si può fare affidamento sulla cromatografia, una tecnica di separazione basata sulla diversa velocità di migrazione con cui più sostanze depositate su un supporto adatto vengono trasportate da un fluido e si stratificano in posizioni differenti sul supporto.

L'atomo

Teoria atomica di Dalton (1808)

Questo chimico formulò la teoria non conoscendo nulla degli atomi. La teoria è basata su quattro postulati. L’esperienza di Dalton si fermò al solo studio dell’atomo solo a livello macroscopico; studi successivi hanno dimostrato che l’atomo è formato da parti più piccole chiamate particelle subatomiche.

Legge di conservazione della massa (Lavoisier)

Se un dato numero di atomi di un elemento X si mescolano con un determinato numero di atomi di un elemento Y, otterrò i composti degli elementi X ed Y, non perdendo nulla in termini di massa, ma avendo solamente una distribuzione differente nella reazione. Durante una reazione, quindi, non vengono creati né distrutti atomi, la massa rimane la stessa prima e dopo la reazione.

Legge delle proporzioni multiple (Dalton)

Questa legge, ricavata da Dalton, afferma che, quando due elementi si combinano in modi diversi per formare diversi composti, posta fissa la quantità di uno dei due elementi la quantità dell’altro elemento necessaria a reagire per formare un diverso composto risulterà essere un multiplo o sottomultiplo di sé stessa, in rapporti esprimibili con numeri piccoli ed interi. Ad esempio, 7 grammi di azoto si combinano con 4 grammi di ossigeno formando 11 grammi di ossido nitroso, oppure si combinano con 8 grammi di ossigeno formando 15 grammi di ossido nitrico e così via. Questa legge può essere illustrata considerando l’acqua e il perossido di idrogeno, entrambi costituiti da idrogeno e ossigeno. Il rapporto della massa di ossigeno per grammo di idrogeno nei due composti è 2:1. Usando la teoria atomica, si può concludere che il perossido di idrogeno contiene una quantità di atomi di ossigeno per atomo di idrogeno doppia rispetto all’acqua.

Struttura dell'atomo

Le tappe fondamentali della scoperta della materia sono le seguenti.

Raggi catodici ed elettroni

Thomson riuscì a mettere in evidenza l’elettrone con l’utilizzo di raggi catodici attraverso i Tubi di Crook, in cui, quando viene fatta passare una corrente, si genera un debole fascio che può essere messo in evidenza grazie ad uno schermo, che evidenziava una leggera fluorescenza. I tubi mettevano in evidenza la possibilità di generare fasci carichi, la cui natura elettrica era sottolineata dal fatto che il fascio subiva delle deviazioni se a questo si avvicinava un magnete. Il raggio catodico era quindi caratterizzato da una carica negativa e per questo assunse il nome di elettrone. Thomson costruì il proprio tubo catodico con un foro sull’anodo, in cui fece passare, tra il catodo e l’anodo, il raggio in assenza di campi esterni applicati. Egli aggiustò le intensità dei campi applicati e l’orientamento dei due piatti carichi elettricamente, per far sì che il raggio passasse in maniera rettilinea; conoscendo le forze che rendevano il percorso rettilineo, venne quindi determinato il rapporto carica/massa dell’elettrone, pari a 1,76 x 10⁸ Coulomb. Misurando la carica o la massa dell’elettrone si sarebbero potuti ottenere gli altri dati. Il suo successore, Millikan, misurò la carica dell’elettrone, grazie alla quale si poté risalire al resto delle caratteristiche dello stesso. Si prese un recipiente chiuso con all’interno dell’olio; le piccole goccioline potevano cadere attraverso un micro-foro. Non essendoci differenza di potenziale nel condensatore (due piatti carichi elettricamente), le particelle erano sottoposte solo alla forza di gravità; con invece una differenza di potenziale presente, le particelle erano sottoposte a varie forze. Questa carica, responsabile della velocità delle particelle nel campo elettrico, era un multiplo intero di una carica di base. Venne calcolata quindi l’unità di base, quindi la carica dell’elettrone (1,60 x 10^-19 C). Da questa misura si poté arrivare alla massa dell’elettrone, pari a 9,10 x 10^-28 grammi.

Radioattività

Verso la fine dell’Ottocento, lo scienziato francese Bacquerel, studiando alcuni comportamenti di un composto contenente uranio, concluse che esso emetteva spontaneamente radiazioni ad alta energia; questo fenomeno è chiamato radioattività. Suoi seguaci, Marie Curie e suo marito Pierre, iniziarono a condurre esperimenti volti ad isolare la componente radioattiva dell’elemento. Ben presto, grazie agli studi sulla radioattività, si arrivò ad un’idea simile a quella odierna, grazie allo sfruttamento del campo elettrico. Rutherford scoprì che le particelle α, β e γ avevano una loro carica, che portava a differenti comportamenti durante l’interazione con un campo elettrico. I raggi β, negativi, sono gli analoghi degli elettroni ad alta velocità e possono essere considerati come gli equivalenti radioattivi dei raggi catodici; essi sono attratti da un piatto carico positivamente (viceversa per le particelle α, che, per via della loro massa, deviavano di meno rispetto alla loro traiettoria iniziale). I raggi γ, invece, non subivano alcuna variazione di traiettoria. Utilizzando l’unità di carica di un elettrone, le particelle β hanno carica 1- e le particelle α, considerevolmente più pesanti di un elettrone, hanno carica 2+.

Il modello nucleare dell'atomo

Grazie alle conoscenze acquisite sull’atomo, si iniziò a pensare a come suddette particelle potessero stare insieme tra di loro. Agli inizi del Novecento, Thomson, considerando il fatto che gli elettroni costituivano una piccolissima parte del peso dell’atomo, pensò che essi avrebbero costituito una parte simile al loro peso per quanto riguarda la composizione dell’atomo. Suggerì quindi che l’atomo fosse composto da una sfera positiva uniforme di materia, dentro la quale erano immersi gli elettroni; per questo la struttura atomica proposta da Thomson venne considerata a panettone. Nel 1910 Rutherford, studiando gli angoli ai quali le particelle α deviavano (fenomeno chiamato scattering) in differenti direzioni dopo il loro passaggio attraverso una lamina d’oro, riuscì a dimostrare che il modello a panettone non poteva funzionare, in quanto il nucleo sarebbe stato troppo compatto. Tale esperimento mise in evidenza il fatto che solo un piccolissimo numero di particelle deviò la sua traiettoria dopo aver attraversato la lamina d’oro; la maggior parte delle particelle non venne deviata, una piccola parte venne deviata di solo 1 grado, poche tornarono addirittura indietro. Il motivo di questo comportamento non era ancora chiaro, ma bastò a dimostrare l’inesattezza del modello atomico di Thomson. Attraverso l’esperimento della lamina d’oro, Rutherford dimostrò che la maggior parte dell’atomo era vuota. Vennero scoperti quindi protoni, elettroni e neutroni, gli unici ad avere una massa superiore agli altri due elementi). Tutti questi risultati facevano parte del modello nucleare dell’atomo, in cui si ipotizza che la maggior parte della massa di ogni atomo d’oro e di tutta la sua carica positiva risiedesse in una regione molto piccola chiamata nucleo; si capì che la gran parte del volume di un atomo era spazio vuoto, nel quale gli elettroni si muovono intorno al nucleo. Ciò spiega il comportamento delle particelle α: quelle che non deviavano non andavano incontro ai piccolissimi atomi presenti nella lamina d’oro, viceversa per le altre. La scoperta dei neutroni era necessaria per giustificare la vicinanza tra le cariche positive nel nucleo. Il neutrone è privo di carica ed ha una massa di circa 2000 volte quella dell’elettrone.

La visione moderna della struttura atomica

Si imparò molto sulla struttura atomica dopo Rutherford. Per quello che concerne questo corso di studio, basterà soffermarsi sulle cariche di elettroni, protoni e neutroni: la carica di un elettrone è pari a -1,602 x 10^-19 C, quella di un protone è pari a +1,602 x 10^-19 C. Tale quantità viene definita carica elettronica; per convenienza, le cariche delle particelle atomiche e subatomiche vengono espresse come multipli di questa quantità (carica dell’elettrone pari a 1-, carica del protone pari a 1+). Ogni atomo ha un numero pari di elettroni e di protoni, in modo da non acquisire alcuna carica netta; i protoni ed i neutroni, elettricamente neutri, risiedono nel nucleo, attorno al quale ruotano gli elettroni secondo una precisa traiettoria. La massa di un atomo è infinitamente piccola, per cui si utilizza l’unità di massa atomica (uma), pari a 1,66054 x 10^-24 grammi. Seguendo questa indicazione si deduce che un protone ha una massa pari a 1,0073 uma, un neutrone pari a 1,0087 uma ed un elettrone pari a 5,486 x 10^-4 uma; da questi dati è chiaro che la maggior parte della massa atomica è concentrata nel nucleo dell’atomo. Allo stesso modo di protoni, elettroni e neutroni, anche le dimensioni atomiche sono molto piccole, per cui si fa riferimento ad un’unità di misura non presente nel SI, l’Angstrom (Å): un angstrom equivale a 10^-10 metri. Ne deriva che gli atomi hanno un diametro che va approssimativamente da 1 a 5 angstrom. A livello atomico, il nucleo di un elettrone rappresenta una parte molto piccola dell’intera struttura in termini di diametro, per cui si evince che il nucleo atomico ha una densità molto elevata, essendo il luogo dove è concentrata la maggior parte della massa dell’atomo; a parità di densità, un pacchetto di fiammiferi dovrebbe pesare oltre 2 miliardi di tonnellate.

Numeri atomici, numeri di massa e isotopi

Per indicare un elemento si indica un numero atomico Z (numero di protoni nel nucleo, in basso) ed un numero di massa A (numero complessivo di neutroni e protoni nel nucleo, in alto). Atomi con lo stesso numero atomico Z possono differire nel numero di massa; in questo caso si parla di isotopi dello stesso elemento. Il carbonio può avere tre differenti isotopi: Carbonio 12 (scelto perché la quantità definisce l’unità di massa atomica, definita come 1/12 della massa del Carbonio 12), 13 e 14 (utilizzato per la datazione dei fossili). Tra i tre isotopi varia il numero di neutroni (6 per il 12, 7 per il 13, 8 per il 14).

I pesi atomici

Gli scienziati del XIX secolo erano consapevoli del fatto che atomi diversi avessero masse differenti; scoprirono che in 100 g di acqua sono contenuti 11,1 g di idrogeno e 88,9 g di ossigeno, giungendo alla conclusione che l’atomo di ossigeno doveva avere una massa 16 volte superiore all’idrogeno, preso per questo come unità di massa basilare (1). Oggi sappiamo determinare con esattezza le masse atomiche dei vari atomi e per convenzione siamo soliti utilizzare l’unità di massa atomica uma, definita assegnando la massa di 12 uma ad un atomo dell’isotopo del carbonio-12.

Focus - Lo spettrometro di massa. Gli isotopi di un elemento vengono pesati tramite uno spettrometro di massa, in cui un campione gassoso, introdotto in A, è bombardato da un fascio di elettroni ad alta energia in B. Le collisioni delle molecole o atomi del gas con gli elettroni producono particelle cariche positivamente che sono accelerate verso una griglia carica negativamente (C). Dopo il passaggio attraverso la griglia, le particelle incontrano due fenditure che consentono il passaggio solo di un sottile fascio di particelle. In seguito questo raggio passa attraverso i poli di un magnete che deflette le particelle curvando la loro traiettoria. Per particelle della stessa carica, il grado di deviazione dipende dalla massa; maggiore è la massa della particella, minore è la curvatura. Le particelle sono quindi separate in relazione alle proprie masse. Cambiando la forza del campo magnetico applicato o aumentando il voltaggio sulla griglia carica negativamente, è possibile selezionare le particelle cariche con massa differente affinché raggiungano il rivelatore. Un grafico delle intensità dei segnali del rivelatore in funzione della massa atomica delle particelle è definito spettro di massa. Il peso atomico di un elemento presente sulla tavola periodica è dato dalla media dei pesi atomici di tutti gli isotopi di quell’elemento: la massa atomica di un elemento è quindi la media pesata delle masse dei suoi isotopi, secondo le abbondanze naturali. Il cloro ad esempio ha due isotopi, per cui bisognerà fare la media pesata dei due isotopi, considerare la sua abbondanza in natura (fruibile dallo spettrometro di massa) e dividere tutto per 100. Dalla massa atomica di una molecola si può giungere al peso molecolare PM, dato dalla somma dei PA (pesi atomici) delle molecole. Tutti questi calcoli mostrano come in natura il carbonio sia presente per il 98,93% sottoforma di carbonio-12 e per l’1,07% come carbonio-13.

Struttura elettronica degli atomi e proprietà periodiche degli elementi

Per estendere il modello dell’atomo è necessario richiamare dei concetti riguardanti le radiazioni elettromagnetiche (onde), delle forme di trasmissione di energia nei quali campo elettrico e campo magnetico sono perpendicolari tra di loro. Ogni onda ha una sua lunghezza d’onda...