Chimica - Appunti

Introduzione

Aspetto fondamentale della Chimica e il riuscire a prevedere le trasformazioni che avvengono nella materia a seguito di un processo. Per poter conseguire tale risultato è necessaria una buona conoscenza della materia stessa.

1. Come è fatta la materia che ci circonda? Nel corso degli anni varie ipotesi si sono susseguite.

   1. Democrito: era il 500 ed il 400 a.C. Gli atomi erano concepiti come particelle originarie indivisibili, ovvero erano quantità primitive e semplici, omogenee e compatte la cui caratteristica principale è l'indivisibilità. L'idea era quella di frantumare la materia (ciò che è) un certo numero di volte, fermandosi un passo prima che divenisse "ciò che non è".

   2. Aristotele: ciò che ci circonda è basato su 4 principi, che a loro volta originarono i 4 elementi.

      Elemento di Aristotele:

      • SECCO - FUOCO - CALDO
      • CALDO - AEREO - UMIDO
      • UMIDO - ACQUA - FREDDO
      • FREDDO - TERRA - SECCO

      Questa teoria va avanti e resta immutata fino al 1600.

2. Robert Boyle (1627-1691): realizzò che la materia ha natura corpuscolare particellare.

3. Antoine-Laurent de Lavoisier (1743-1794): riprese e sostenne l'idea di Boyle. Elemento: sostanza semplice che non può essere scomposta in nessun modo ed è la base per la formazione dei composti chimici.

   Legge di conservazione della materia.

peso reagenti, peso soluzione → la reazione chimica è un processo di trasformazione, non di creazione né di distruzione.

5) Dalton → lavora sulla teoria di Lavoisier ed elabora 36 diversi tipi di atomi che definisce “semplici” mentre dalle loro combinazioni ottiene dei composti.

6) Avogadro → volumi uguali di gas diversi contengono lo stesso numero di particelle

• ad esempio:

→ significa che in natura troviamo H₂ ≠ 2H

oppure

Quando di un elemento trovo il peso minimo, quello è atomico. È in questo periodo che si ha una prima distinzione tra atomo e molecola.

Molecola = aggregato stabile di atomi

7) Antoine Henri Becquerel (1852-1908) → durante gli studi sui raggi X scoprì che i sali di Uranio emettono raggi capaci di impressionare lastre fotografiche non esposte alla luce

Marie Skłodowska Curie (1867-1934) → proseguì questi studi e scoprì che anche altri elementi avevano questa capacità e coniò il nome di Radioattività.

Proprio grazie alla Radioattività ed agli studi in merito è stata possibile capire la struttura interna dell’atomo.

La Nomenclatura

Ad ogni numero atomico (Z) corrisponde un dato elemento

Ad ogni elemento è assegnato un nome

Ogni nome è sintetizzato con un simbolo

Tutti gli elementi sono raccolti nella tavola periodica di Mendeleev.

Gli elementi fino al 92 sono quelli che si trovano in natura, gli altri sono sintetizzati.

Mendeleev si rese conto che elementi molto diversi, ad esempio per numero atomico, avevano caratteristiche e proprietà chimiche simili.

Ancora oggi la tavola periodica è quella ipotizzata secondo i criteri di Mendeleev su basi sperimentali, oggi sappiamo che i raggruppamenti da lui effettuati in realtà rispecchiano la struttura e l’organizzazione elettronica degli elementi.

E si è anche notato che nella tavola periodica, una certa periodicità nel ripetersi le caratteristiche: ogni volta che la tavola va a capo, si riparte con delle proprietà simili alla riga che precede.

Alla fine del 1700 Antoine Lavoisier propose di introdurre dei nomi che indicassero il contenuto atomico della sostanza: sostituire materiali e termini generici e fantasiosi. Nacque così la formula chimica. Si iniziò ad utilizzare quindi un linguaggio chiaro e univoco.

Esistono 3 tipi di formule (stadi successivi di definizione):

1. Formula empirica o bruta: è composta dai simboli di tutti gli elementi che sono presenti nell’unità base della sostanza. In più indica la proporzione numerica tra gli atomi dei vari elementi.

   Esempio _CH2O (glucosio) rapporto 1:2:1

   però _CH2O (formaldeide) sostanza altamente tossica ≠ glucosio.

   Dunque le informazioni ottenute dalla formula bruta non sono sufficienti.

La struttura dell'atomo - Energia Nucleare e Difetto di massa

Alla fine del XIX secolo l'atomo, particella fondamentale della struttura della materia, era costituito da un nucleo in cui si addensa la massa immersa in una nuvola di carica negativa di elettroni.

Tuttavia questo modello presentava 2 aspetti contradditori:

1. legge di Coulomb

f = K q₁q₂ / r₂₁²

- K costante

- r₂₁ distanza tra le cariche

- q₁q₂ intensità cariche

È valida anche a livello atomico? Sì, per il modello di Rutherford, e questo genera delle contraddizioni:

2. nel nucleo coesistono cariche dello stesso segno a distanze molto piccole
3. al contrario, particelle di segno opposto si trovano a grandi distanze

Al problema del nucleo è stata ipotizzata la presenza di un'energia che contrasti la tendenza dei protoni a respingersi.

Difetto di Massa

• Massa O = 15,994915 uma
• Massa 8 neutroni e 8 atomi di idrogeno = 16,131920 uma

Interessa tutti gli isotopi

Einstein

Relazione tra massa trasformata ed energia ottenuta:

E = M x C²

con C: velocità della luce nel vuoto (3x10⁸m/s)

Dove c'è l'atomo trarre l'energia per evitare che i protoni si respingano e quindi stiano insieme?

Seguendo le leggi di Einstein a livello atomico, la massa dispersa si trasforma in energia:

E = 1 uma x C² = 1,66054 x 10^-27 kg x (3,00 x 10⁸ m/s)² =

energia nucleare 1,4924 x 10^-10 J

Accertata l'impossibilità di determinare sperimentalmente le proprietà dell'elettrone e particelle di dimensioni atomiche, si è deciso di utilizzare come caratteristica di una particella atomica, la probabilità di trovare una particella in un certo stato.

Partendo da qui con delle funzioni matematiche, ipotizzando una certa distribuzione degli elettroni, si chiedeva a tale fine di calcolare la probabilità di tale configurazione e la sua energia.

Ottenuti questi dati si è ritenuto che il modo di stare degli elettroni attorno al nucleo fosse quello che avesse la massima probabilità e la minima energia.

Queste funzioni matematiche sono state chiamate orbitali atomici.

Il dato che spinse verso il successo di questa teoria fu che l'energia che contraddistingueva le funzioni mostrava una quantizzazione in accordo con i dati sperimentali.

- Energia quantizzata. Scambi di energia tra atomi avviene per pacchetti.

Gli orbitali sono rappresentazioni della forma della zona dello spazio occupata dagli elettroni. Essi non esistono come struttura fisica, è utile pensarli come zone in cui l'elettrone passa il 98% della sua vita.

Queste grandi famiglie di funzioni matematiche oltre a permettere di definire le zone di probabilità permettono di calcolare l'energia. Tale funzioni sono caratterizzate da tre numeri interi chiamati numeri quantici n, l, ml.

E' critico secondo le quale gli elettroni si dispongono nell'atomo in modo da conferire minima energia e raggiungere massima stabilità.

In ogni caso ciascun orbitale è capace di descrivere il comportamento di due soli elettroni lo spazio in cui questi ultimi passano gran parte del loro tempo, il moto ridotto ed esalta la repulsione complementare tra cariche dello stesso segno.