Chimica applicata

Chimica scienze motorie

Proprietà della materia

La chimica è una scienza sperimentale e teorica che studia la composizione, le proprietà e le trasformazioni permanenti della materia. Per materia si intende tutto ciò che possiamo percepire con i sensi, che occupa volume e ha una massa. La materia si trasforma. Le sue proprietà si distinguono in:

Proprietà fisiche

Descrivono il comportamento della materia sottoposta a processi fisici. Cambia la posizione, ma non la natura e la composizione.

• Massa
• Volume
• Lunghezza
• Colore
• Temperatura di ebollizione

Proprietà chimiche

Rappresentano il comportamento di una sostanza nei confronti di altre sostanze. Sono tutte quelle reazioni chimiche con cui una sostanza è in grado di reagire.

Stati di aggregazione

Solido

• Le sue particelle si attirano in modo più forte rispetto agli altri stati. Ciò dipende soprattutto dall'energia cinetica che hanno le particelle. L'energia cinetica è data dal calore trasmesso alle particelle.
• Caratteristiche:
• Forma e volume definiti
• Le particelle sono fortemente legate tra loro ed in modo ordinato
• Sono incomprimibili

Liquido

• Non hanno forma definita, ma solo volume definito
• Le particelle si muovono piuttosto liberamente
• Sono incomprimibili
• Se riscaldati, si espandono

Gassoso

• La forza di attrazione tra le particelle è talmente debole rispetto all'energia cinetica che hanno le particelle che queste non riescono ad attaccarsi tra di loro.
• Caratteristiche:
• Non hanno forma e volume definito, occupano infatti il massimo volume possibile
• Il loro moto è libero e le particelle sono distanti tra loro
• Comprimendoli, aumentando cioè la pressione, li si può far tornare allo stato liquido
• Si espandono notevolmente in seguito a riscaldamento
• Se le particelle hanno forte energia cinetica, stanno più distante tra di loro distribuendosi in modo in cui si minimizzano gli urti

Composizione della materia

La materia si suddivide in sostanze pure, aventi composizione definita e costante, e miscele, formate da 2 o più sostanze pure, mescolate in rapporti variabili. Le sostanze pure, a loro volta, si suddividono in elementi e composti, mentre le miscele vengono classificate in omogenee ed eterogenee.

Atomo

È la più piccola parte di un elemento che conserva caratteri strutturali sufficienti per la sua identificazione.

Molecola

È la parte più piccola di un elemento in grado di esistenza indipendente, che ne conserva le proprietà chimiche e molte proprietà fisiche. Essa è l’unione di due o più atomi.

Elemento

Sostanza formata da atomi della stessa specie che non può essere scomposta in un’altra più semplice con metodi chimici.

Composti

Sostanze formate da due o più elementi in un rapporto fisso e costante di massa. Si dividono in:

• Molecolari: sono formati da molecole formate da atomi di elementi diversi (es: acqua). Sono rappresentati con una formula molecolare che mostra l'esatto numero di atomi di ciascun elemento.
• Ionici: coesistono particelle cariche positivamente e negativamente chiamate ioni. Nei composti ionici non parliamo mai di molecole. Lo ione positivo attira quelli negativi. I composti ionici sono formati da ioni che si legano per semplice attrazione elettrostatica a formare cristalli elettricamente neutri, con un elevato numero di ioni.

Miscele

Una miscela è ottenuta quando si mescolano due o più sostanze pure, incapaci di reagire tra di loro, in cui ogni sostanza pura mantiene le sue caratteristiche. La miscela può essere:

• Omogenea (soluzione): la concentrazione delle sostanze è uguale in qualsiasi porzione presa in considerazione. Solitamente nelle soluzioni il liquido risulta essere limpido.
• Eterogenea (miscuglio): si distinguono due fasi. A seconda della porzione presa in considerazione, varia la concentrazione delle sostanze. Quindi se divise in campioni più piccoli attraverso metodi fisici, questi hanno composizione diversa.
• Miscugli in cui le particelle disperse hanno diametro compreso tra 1 e 1000 nm sono detti dispersioni colloidali; quelli le cui particelle disperse hanno dimensioni maggiori sono detti sospensioni.

Le miscele che siano omogenee o eterogenee sono difficili da separare perché hanno caratteristiche simili.

Lezione del 12/10

Atomo

Il numero di protoni dell'atomo di un elemento è fisso e costante e permette di individuarne le sue proprietà chimiche. Numero atomico: indica il numero di protoni, è indicato con la lettera Z e si pone in basso a sinistra X_Z. Numero di massa: rappresenta la somma tra il numero di protoni e neutroni, è indicato con la lettera A e si pone in alto a sinistra X^A.

Isotopi

Atomi contenenti lo stesso numero di protoni, ma diverso numero di neutroni, quindi varia il numero di massa.

Anione e catione

• Anione: ione che ha acquistato uno o più elettroni, diventando uno ione negativo.
• Catione: ione che ha ceduto uno o più elettroni, diventando uno ione positivo.

Il valore della carica positiva o negativa dello ione è detto numero di ossidazione dello ione (N.O.). Il nome dei cationi si forma anteponendo il sostantivo ione al nome dell’elemento, quello degli anioni si ottiene invece aggiungendo il suffisso –uro alla radice del nome dell’elemento.

Modelli atomici

Thomson fu il primo a proporre, dopo aver scoperto l'esistenza dell'elettrone nel 1897, il primo modello atomico nel 1904. Secondo il suo modello, un atomo è costituito da una massa sferica positiva e contiene, uniformemente distribuiti, gli elettroni, piccole particelle dotate di carica negativa, in modo tale da rendere l’atomo elettricamente neutro.

In seguito ad un esperimento eseguito bombardando una lamina sottile d’oro con particelle α di elio, Rutherford osservò che le particelle venivano deviate e dimostrò la presenza di un nucleo che era responsabile di tale deflessione. Il modello elaborato da Rutherford, dunque, prevedeva la presenza di un nucleo e la presenza di elettroni rotanti intorno ad esso. Secondo questo modello, l’atomo sarebbe in gran parte vuoto. Questo modello andava però contro le leggi della fisica classica, in quanto l'elettrone, girando intorno al nucleo, avrebbe dovuto perdere progressivamente energia fino a cadere su di esso.

Successivamente, Bohr, nel 1913, propose un modello atomico in cui l’elettrone ruota attorno al nucleo seguendo una traiettoria circolare fissa, o orbita, ciascuna con un’energia ben definita. Tuttavia, anche questo modello non spiegava come gli elettroni non perdessero energia ruotando intorno al nucleo.

Per spiegare il fatto di come gli elettroni non perdessero energia ruotando intorno al nucleo, nasce la fisica quantistica. In particolare, prima Planck e poi Einstein nel 1905 introdussero il concetto dei “quanti di luce”, cioè “pacchetti” indivisibili e discreti di energia, che successivamente verranno chiamati fotoni.

Nel 1924, Louis de Broglie fece un ulteriore passo, ipotizzando che, come la luce possiede proprietà corpuscolari e ondulatorie, tutta la materia abbia anche proprietà ondulatorie. L’elettrone, al pari della luce, possiede una duplice natura, di onda e di particella. Secondo la meccanica ondulatoria, quindi, gli elettroni si spostano nello spazio attorno al nucleo come onde e, tenendo conto di ciò, bisogna descrivere gli stati energetici di un atomo con un’equazione analoga a quelle che descrivono i fenomeni ondulatori.

Partendo da queste considerazioni, Erwin Schrödinger riuscì a scrivere tale equazione e a risolverla per l’atomo di idrogeno. Le soluzioni dell’equazione, dette funzioni d’onda Ψ, permettono di descrivere l’energia e la densità elettronica dell’atomo. Elevando al quadrato le funzioni d’onda Ψ, è possibile individuare la regione in cui si ha la maggior probabilità di trovare l’elettrone --> orbitale.

Orbitale

Superficie limite che racchiude lo spazio attorno al nucleo in cui ha il 95% di probabilità di trovare l'elettrone. Gli orbitali atomici sono diversi tra loro e differiscono per energia, forma e disposizione spaziale. Ciò che differenzia gli orbitali sono i numeri quantici. I primi 3 numeri quantici individuano la configurazione dell’orbitale. Il numero quantico di Spin, invece, descrive quale elettrone è presente nell’orbitale. I numeri quantici sono i seguenti:

• Numero quantico principale (n): definisce il livello energetico, indicando la distanza media dell’elettrone dal nucleo. Il suo valore può variare da 1 a +infinito. Ad oggi, però, gli elementi arrivano fino al 7° livello. Più alto è il valore di n e più l’elettrone è lontano dal nucleo.
• Per ogni valore di n esistono n² orbitali diversi (es. per n=1 esiste un solo orbitale, per n=2 esistono 4 orbitali, per n=3 esistono 9 orbitali).
• Numero quantico secondario (l): definisce la forma dell’orbitale. Assume valori compresi tra 0 e n-1. Esistono 4 sottolivelli in base al valore di l: per l=0 --> orbitale sferico s 1° livello energetico, per l=1 --> orbitale di tipo p 2° livello energetico, per l=2 --> orbitale di tipo d 3° livello energetico, per l=3 --> orbitale di tipo f 4° livello energetico.
• Orbitali degeneri: hanno la stessa energia, dunque stesso valore di n e di l. N.B. L’energia di un orbitale è data da n e da l.
• Numero quantico magnetico (m): ci serve per distinguere gli orbitali degeneri. Ci definisce l’orientazione di un orbitale. Il suo valore varia da –l a +l. Es. se l=0 --> m=0; se l=1 --> m=-1,0,+1; se l=2 --> m=-2,-1,0,+1,+2.
• Numero quantico di Spin (s): ci permette di capire quale elettrone stiamo considerando all’interno dell’orbitale. Può assumere solo due valori: +1/2 e -1/2.

Lezione del 19/10

Dato un qualsiasi elemento è possibile determinarne la configurazione elettronica, ovvero la disposizione degli elettroni negli orbitali in ordine di energia crescente secondo i seguenti principi:

• Principio dell’Aufbau: gli elettroni di ciascun atomo si configurano negli orbitali secondo un ordine di energia crescente.
• Principio di esclusione di Pauli: nello stesso orbitale possono configurarsi...