Chimica generale

CHIMICA

GENERALE

Introduzione

La materia così come la possiamo osservare si presenta in tre stati di aggregazione:

Gassoso: cioè priva di forma e di volume ma facilmente comprimibile.

• Liquido: cioè priva di forma ben de nita ma con un volume e quindi dif cilmente

• comprimibile.

Solido: cioè con una forma, un volume e dif cilmente comprimibile.

•

La materia, inoltre, è sempre classi cabile come sostanza pura o come miscela.

Le sostanze pure sono omogenee e si caratterizzano per avere una composizione costante

• e invariabile e sono :

I. Elementi - cioè sostanze non decomponibili in altre più elementari e delle

quali è costituita tutta la materia. Attualmente sono noti elementi naturali e

la loro distribuzione e diffusione in natura è molto variabile va però detto che

più del % del pianeta è costituito solo da cinque elementi che sono :ossigeno,

silicio, alluminio, ferro, calcio.

II. Composti - cioè sostanze decomponibili in altre più elementari e di

conseguenza costituite da due o più elementi combinati tra loro in proporzioni

ponderali de nite e costanti così come ci dice la legge di Proust.

Le miscele si caratterizzano per avere una composizione variabile e per il fatto di essere

• separabili nei propri componenti mediante mezzi sici e sono:

I. Miscele eterogenee - cioè i cui componenti si distinguono macroscopicamente

II. Miscele omogenee - cioè i cui componenti non si distinguono

macroscopicamente e che in chimica prendono il nome di soluzioni.

9 0 fi fi fi fi fi 1 1 6 fi

La teoria atomica

Ad intuire che la materia fosse composta da particelle elementari fu Democrito ( V-IV a.C.

circa ) e a queste particelle diede il nome di Atomo, ovvero indivisibile in greco. Si tornò a

parlare di atomo molti secoli più tardi con J. Dalton che a seguito delle tre leggi ponderali:

I. Legge della conservazione della massa di Lavoisier - “in una reazione chimica, la somma

delle masse dei reagenti è sempre uguale alla somma delle masse dei prodotti di

reazione” ( )

II. Legge delle proporzioni de nite e costanti di Proust - “in un determinato composto

chimico, gli elementi che lo formano stanno tra loro in proposizioni di peso de nite e

costanti” ( )

III. Legge delle proporzioni multiple di Dalton - “quando due elementi si combinano tra

loro per dare più di un composto, le quantità in massa di uno che si combinano con una

quantità ssa dell’altro stanno tra loro in rapporti esprimibile mediante numeri interi,

generalmente piccoli” ( )

esplicò i suoi postulati:

. Ciascun elemento è costituito da particelle elementari dette atomi;

. Tutti gli atomi di un elemento sono identici;

. Gli atomi di elementi diversi hanno proprietà diverse ;

. Una reazione chimica non modi ca gli atomi di un elemento in quelli di un altro

elemento; nel corso delle reazioni chimiche gli atomi non si creano e non si

distruggono;

. I composti si originano dalla combinazione di atomi di almeno due elementi;

. In un dato composto il numero relativo e la specie degli atomi sono costanti.

Per una prima vera rappresentazione dell’atomo bisogna però aspettare il quando J.J.

Thomson scopre l’elettrone, l’atomo viene rappresentato come un involucro che al suo

interno contiene delle cariche negative. Successivamente E. Rutherford rivoluziona il

modello atomico presentato da Thomson in seguito alla scoperta, nel , dei protoni che

4

3

2

1

6

5 fi 1 7

1 9

7 9

8 9 1 8 0 fi

3 fi 1 9 1 1 1 8 9 7 fi

costituiscono il nucleo dell’atomo attorno al quale girano gli elettroni. Un modello

successivo a questo di Rutherford venne proposto da N. Bohr e prevedeva una struttura

atomica simile a quella prima citata ma con gli elettroni non sparsi a caso ma su orbite

energetiche ben precise. Alla formulazione di questo modello Bohr arrivò solo dopo alcune

importanti scoperte fatte da M. Plank e da A. Einstein a seguito di una profonda crisi che

stava attraversando la sica classica. Facciamo quindi un passo indietro e vediamo come si

arriva al modello atomico di N. Bohr.

La crisi della sica classica

Intorno agli anni venti del secolo scorso la scienza entrò in una profonda crisi a seguito di

alcuni esperimenti ai quali non si riusciva a dare una risposta mediante la sica classica.

Questi esperimenti erano :

. Spettroscopia - non si capiva come mai alcuni elementi quando riscaldati emettevano

solo alcune radiazioni con frequenze che non coprivano tutto lo spettro ultravioletto

come faceva la luce ;

. Natura ondulatoria\corpuscolare della luce - la luce che si comportava sia come onda

che come particella;

. Radiazione emessa del corpo nero ;

. Effetto fotoelettrico.

Una prima risposta fu fornita da M. Plank che con la sua equazione:

E = hv

spiegò che l’energia emessa dal corpo nero è direttamente proporzionale alla frequenza.

Sfruttando questa formula Einstein riuscì a spiegare l’effetto fotoelettrico ovvero una lastra

di metallo se irradiata con la luce ad una certa frequenza e quindi ad una certa energia

emette fotoni. Da queste due teorie N. Bohr propose in suo modello atomico così come

descritto prima ed enunciò tre postulati:

Gli elettroni orbitano attorno al nucleo;

• Gli elettroni possono orbitare stabilmente solo in certe orbite stazionarie ad un certo

• insieme discreto di distanze dal nucleo;

4

3

2

1 fi fi fi

L’atomo irraggia energia solamente quando, per un qualche motivo, un elettrone effettua

• una transizione da uno stato stazionario ad un altro. La frequenza della radiazione è legata

all’energia del livello di partenza e di quello di arrivo della relazione

v = (E − E )/h

f i

da questo terzo postulato si può spiegare anche la spettroscopia e quindi il perché

dell’emissione di determinati colori da parte di alcuni elementi.

Meccanica quantistica

Il modello atomico di Bohr non dura molto perché a seguito di alcune scoperte da parte di

brillanti menti, sempre di quel periodo, si arriva a comprendere che l’elettrone non si

comporta come precedentemente descritto e quindi verosimilmente come fanno i pianeti

con il sistema solare ma si comporta talvolta come un’onda e talvolta come una particella.

Vediamo come si arriva quindi alla costruzione del modello atomico odierno.

Come detto in precedenza, la radiazione ha una doppia natura: corpuscolare ed ondulatoria.

De Broglie partendo da tale constatazione pensò che anche alle particelle materiali doveva

essere attribuita una tale doppia natura, in modo da poter spiegare l’esistenza dei livelli

energetici dell’atomo e quindi la lunghezza d’onda poteva essere espressa come il rapporto

tra la costante di Plank e la quantità di moto, in questo speci co caso dell’elettrone:

λ = h /p

Successivamente alle osservazioni fatte da De Broglie ci fu Heisenberg che sconvolge la

scena. La sica classica ci aveva abituato al determinismo , ovvero se osservavamo un corpo

in movimento potevamo stabilire la sua posizione la sua velocità, questo pero non funzione

con gli elettroni, infatti se facciamo il prodotto tra le incertezze, rispettivamente, della

posizione e della quantità di moto otteniamo un valore che sarà maggiore o al massimo

uguale alla costante di Plank ridotta diviso due . Questo cosa vuol dire, se riduciamo al

minimo l’errore sulla posizione dobbiamo aumentare l’errore sulla quantità di moto e di

conseguenza se conosciamo la posizione del corpo non possiamo sapere la sua velocità e

viceversa da questo dunque Heisenberg arriva ad enunciare il Principio di

indeterminazione: ΔxΔp ≥ ℏ/2

fi fi

Da Heisenberg si arriva a E. Schrödinger che nel mette insieme le considerazioni fatte

da De Broglie e da Heisenberg in un’equazione che ci permette di sapere dove è più

probabile che si trovi un elettrone. δ

iℏ Ψ = H Ψ

δt

Con questa equazione dunque viene meno il concetto di elettrone che orbita attorno al

nucleo e prende piede il modello atomico in cui l’elettrone si trova in uno spazio “casuale”

e le sue proprietà insieme alla sua energia sono determinate da quattro numeri quantici, tre

introdotti proprio da Schrödinger e uno successivamente aggiunto da P. Dirac.

Numero quantico principale ( n ) - esprime il livello energetico ed è un numero intero che

• +∞

va da …….

Numero quantico secondario ( l ) - ci dice la forma dell’orbitale, ovvero la porzione di

• spazio dove è più probabile trovare l’elettrone, ed è sempre un numero intero che va da

……n- . Vediamo ora al variare di l che forma avrà l’orbitale :

. Se l = allora l'orbitale è sferico e prende il nome di orbitale s. Al centro della

sfera c'è il nucleo.

. Se l = allora l'orbitale è a due lobi, può assumere a sua volta tre diverse

inclinazioni e prende il nome di orbitale p. Il nucleo dell'atomo sta al centro dei

due lobi.

. Se l = l'orbitale è a quattro lobi, può assumere a sua volta cinque inclinazioni

diverse e prende il nome di orbitale d. Il nucleo dell'atomo sta al centro dei

quattro lobi.

. Se l = l'orbitale è a otto lobi e prende il nome di orbitale f.

m

Numero quantico magnetico ( ) - ci dice quanti orbitali di quel tipo esistono, è sempre

• l

un numero intero e va da -l…… ……+l

m

Numero quantico di spin ( )- riguarda il momento angolare intrinseco dell'elettrone e

• s

può vale o - / o + /

0

1

2

3

4 1 0

1 2

3 1 1 2 1 2 0 1 9 2 6

OSS. Il livello di energia dell’elettrone dipende solo dal primo e dal secondo numero

quantico, gli orbitali p e gli orbitali d per questo motivo prendono il nome di orbitali

degeneri.

Utilizzando i quattro numeri quantici è quindi possibile de nire lo stato di un elettrone e di

conseguenza ricavare la con gurazione elettronica di tutti gli atomi. Per fare ciò in maniera

principio di costruzione Prinzip”

pratica possiamo utilizzare il o “Aufbau che partendo

dall’atomo di idrogeno ci permette ricavare la struttura elettronica degli altri elementi

aggiungendo tanti elettroni e tanti neutroni quanti sono quelli che costituiscono l’elemento

di nostro interesse.

Ogni riga orizzontale rappresenta un livello energetico nel

quale è possibile sistemare solo un certo numero di elettroni

il principio di esclusione

come ci suggerisce formulato da

W. Pauli un atomo non possono coesistere

che dice : “in

elettroni aventi tutti e quattro i numeri quantici uguali” .

Da questo è facile capire come sia possibile avere un

massimo di due elettroni per orbitale che abbiano spin

s

opposto e dunque l’orbitale ne potrà ospitare due, l’orbitale

p ne potrà ospitare sei perchè composto da un orbitale ma

che può assumere tre posizioni e così via. Un’altra cosa da

regola di Hund principio di massima molteplicità

tenere bene a mente è la o che ci dice

che gli elettroni si dispongono in modo tale da occupare il maggior numero di orbitali

possibili e dunque nel caso in cui ci troviamo nell’orbitale p e abbiamo due elettroni si

m

disporranno uno in un orbitale con il numero quantico magnetico ad esempio pari a - e

m

uno nell’orbitale con pari a .

Facciamo la con gurazione elettronica dell’idrogeno: sappiamo che ha un elettrone e

n l m

quindi avrà numero quantico principale = , di conseguenza = = e dunque

s, pertanto

l’elettrone sarà nell’orbitale : 1

H = 1s

s

Con l’apice di che rappresenta quanti elettroni sono presenti nell’orbitale.

fi fi 0 1 fi 0 1

Il sistema periodico

Il primo ricercatore che cercò, senza particolare successo, di fare una classi cazione

J. W. Dobereiner

periodica degli elementi fu dopo aver notato l’esistenza di parecchi

gruppi formati da tre elementi, che chiamò triadi, che avevano proprietà chimiche simili. Il

D. I. Mendeleev e L. Meyer

suo lavoro servì da stimolo per altri ricercatori come per la

creazione di un sistema di classi cazione più elaborato che si basava sulle relazioni tra

proprietà degli elementi e i rispettivi pesi atomici. In particolare Mendeleev elaborò una

tavola periodica incolonnando in gruppi, gli elementi con proprietà chimiche simili

riservando alcuni posti a elementi non ancora scoperti dei quali riuscì a prevedere non solo

l’esistenza ma anche le proprietà . La classi cazione secondo il peso atomico crescente

G. J. Moseley

mostrava però alcune incongruenze che vennero poi chiarite nel da che

le proprietà chimiche degli elementi non sono una funzione periodica del

dimostrò che

peso atomico bensì del numero atomico, cioè del numero delle cariche positive, i protoni,

possedute dagli elementi. Il motivo per cui il peso atomico non procede sempre di pari

passo con il numero atomico è dovuto al fatto che in natura gli elementi sono usualmente

isotopi, che hanno lo stesso numero atomico e diverso numero

presenti come miscele di

di massa. Determinazione dei pesi atomici

Facciamo un passo indietro, nella prima parte abbiamo parlato delle leggi ponderali ma

quando furono formulate, assieme ai postulati di Dalton, si stava ancora cercando di

determinare il peso di un atomo, cosa che risultava molto complicata viste le dimensioni

microscopiche dell’atomo cosi si pensò di confrontare tra loro la massa di un elevatissimo

numero di particelle dello stesso elemento con lo stesso numero di particelle di un altro

elemento in modo da ottenere una scala di pesi atomici relativo rapportati ad uno stesso

Gay-Lussac

elemento di riferimento. A fare questo ci pensò con la legge dei rapporti

reazioni tra sostanze gassose i volumi dei

multipli che porta il suo nome e dice : “nelle

reagenti e dei prodotti, misurati nelle stesse condizioni di temperatura e di pressione

stanno tra di loro in rapporti di numeri interi semplici”. Una corretta interpretazione dei

risultati che Gay-Lussac ottenne venne fatta da Avogadro con il suo principio di Avogadro

uguali di gas, misurati nelle stesse condizioni di temperatura e

secondo cui : “volumi

pressione contengono lo stesso numero di particelle”. Questa legge fu però presa in

fi fi 1 9 1 3 fi

considerazione solo cinquant’anni dopo da Cannizzaro che formulò, partendo da essa, la

varie quantità in peso di uno stesso elemento,

regola di Cannizzaro che dice : “le

contenute nelle molecole di sostanze diverse , sono tutte multipli di una stessa quantità,

la quale deve ritenersi il peso atomico relativo” . Da questa regola, scegliendo la più

piccola quantità in peso di ogni elemento fu possibile ottenere i pesi atomici relativi di

−22 −24

10 10

quasi tutti gli elementi che si osservò oscillare tra e g. Per evitare di lavorare con

numeri così piccoli venne introdotto in concetto di peso atomico relativo prendendo come

riferimento l’idrogeno con massa , successivamente si scelse come riferimento l’ossigeno e

in ne nel si assunse come unico riferimento / della massa dell’isotopo del

di massa atomica u.m.a.

carbonio . Tale unità prende il nome di “unità “ o

−24

1,6605389 ⋅ 10 g

( ) e quindi il peso atomico relativo rappresenta un numero che indica

quante volte il peso dell’atomo di un elemento è maggiore rispetto all’u.m.a. Un concetto

mole

fondamentale è la che rappresenta la quantità di una determinata sostanza espressa in

grammi che contiene un numero di particelle uguale al numero di atomi presenti in g di

23

6,022 ⋅ 10 numero di Avogadro

carbonio . Questo numero è pari a e viene chiamato e

dunque rappresenta la massa in grammi di qualsiasi sostanza che contiene questo numero.

fi 1

1 1 2

2 9 6 1 1 1 1 2 1 2

Tavola periodica degli elementi

1 18

GRUPPI I VIII

idrogeno elio –272

–259 2

1 –253 –269

He

H

1 1312 2372

2 13 15 16 17

14

2,20 ––

1,008 4,003

0,0899 0,18

II III IV V VI VII

±1 ––

idrogeno

nome

1 2

1s

1s –259

1 temperatura di fusione ( C)

numero atomico boro carbonio azoto ossigeno neon

fluoro

litio berillio –253

H temperatura di ebollizione ( C) –249

181 3550 –210 –219

1288 –220

2300

5 6 7 8 9 10

3 4 simbolo 1312 energia di prima ionizzazione (kJ/mol) –188

–183 –246

1342 –– –196

2471 3650

B C

Li N O

Be F Ne

2,20 elettronegatività (secondo Pauling)

1,008

2 (1)

massa atomica (u) 1681

1314 2081

513 1086 1402

899 801

0,0899 (2)

densità 3,44 3,98

3,04 ––

0,98 1,57 2,04 2,55

±1 numeri di ossidazione 16,00 19,00

14,01 20,18

6,941 9,012 10,81 12,01 1,43 1,70

1,25 0,90

0,53 1,85 2,47 2,26

1

1s configurazione elettronica –2

+2±3+4+5 ––

+1 +2 +3 +2±4 –1

1 2 2 1 2 2 2 3 2 4 2 6

2 5

[He]2s [He]2s 2p [He]2s 2p [He]2s 2p [He]2s 2p [He]2s 2p

[He]2s [He]2s 2p

(1) Per gli elementi radioattivi che non hanno isotopi stabili, il valore

magnesio

sodio alluminio silicio fosforo zolfo argon

cloro

della massa atomica è quello dell’isotopo a vita più lunga e

viene riportato tra parentesi quadre [ ]. 1414 –101

98 650 44 115 –189

660

13 14 15 16 17 18