Chimica generale

La chimica e il metodo sperimentale

La chimica è una scienza che studia le proprietà, le caratteristiche e le trasformazioni della materia. Il campo di indagine della chimica è pertanto vastissimo e altrettanto vasto è il suo campo di applicazione. Le principali tappe del metodo sperimentale possono essere così sintetizzate:

• Osservazione. Tramite l'osservazione è possibile inquadrare il fenomeno che si sta studiando e raccogliere informazioni al suo riguardo.
• Determinazione del problema. La determinazione del problema consiste nella:
  • Individuazione delle variabili significative: in ogni esperimento si individua una sola variabile indipendente e le variabili dipendenti da essa;
  • Realizzazione di esperimenti elaborati mediante tabelle e grafici.
• Formulazione delle ipotesi. Dalla elaborazione dei dati sperimentali si formulano delle ipotesi.
• Verifica sperimentale delle ipotesi formulate. Le ipotesi formulate al punto 3 devono essere confermate da ulteriori verifiche sperimentali.
• Raccolta dati. È necessario predisporre tabelle e grafici per la raccolta dati.
• Elaborazione dei risultati. Se l'ipotesi formulata al punto 3 viene confermata da ulteriori verifiche sperimentali, si può procedere alla formalizzazione di un modello teorico che può essere inserito in una teoria più completa e portare alla formulazione di una legge che regola il fenomeno.

Materia ed energia

La materia costituisce la sostanza che ci circonda e che presenta una massa e un volume. Per conoscere la materia è necessario conoscere le sue proprietà che possiamo distinguere in fisiche e chimiche. Le prime sono quelle che una sostanza ha di per sé come il colore, il punto di fusione, la densità, la polarizzabilità e così via. Le proprietà che invece sono relative alla capacità che ha la materia di cambiare la propria composizione appartengono alla seconda categoria. La materia, come è noto, si trova in tre forme fisiche definite come stato gassoso, stato liquido e stato solido. Questi tre stati della materia sono in relazione tra loro attraverso la temperatura e attraverso le forze di coesione che sussistono tra i vari elementi che la costituiscono. Le trasformazioni chimiche e fisiche sono accompagnate generalmente da variazione di energia.

La materia è costituita da particelle elementari piccolissime, dette atomi, che si differenziano per le loro proprietà. Gli atomi con le stesse proprietà costituiscono gli elementi. Attualmente si conoscono 118 elementi di cui solo 90 presenti in natura mentre tutti gli altri sono ottenuti artificialmente. Mentre gli elementi sono costituiti da atomi della stessa specie, i composti sono costituiti da due o più atomi di specie diverse presenti in proporzioni definite e costanti. Un aggregato di pochi atomi costituisce una molecola.

La legge di Lavoiser e la teoria atomica di Dalton

Lavoiser dimostrò che la massa si conserva. In una trasformazione chimica la massa dei reagenti è uguale a quella dei prodotti, in altre parole nulla si crea e nulla si distrugge ma tutto si trasforma. La concezione atomistica della materia (benché si faccia risalire a Democrito) risale in realtà al 1800 quando lo scienziato inglese John Dalton propose una teoria atomica basata sull’esperienza.

• A - La materia è costituita da particelle indivisibili dette atomi.
• B - Gli atomi sono caratterizzati da una loro massa. Gli atomi di uno stesso elemento hanno la stessa massa e le stesse proprietà; elementi diversi hanno proprietà e masse diverse.
• C - I composti sono formati dalla combinazione chimica di atomi di differenti elementi in un rapporto espresso da numeri piccoli e interi.
• D - Nel corso di una reazione chimica gli atomi non si creano né si distruggono e mantengono la loro individualità.

Leggi delle proporzioni definite e multiple

La legge delle proporzioni definite (nota anche come legge di Proust) afferma che in un composto chimico gli elementi che lo costituiscono sono sempre presenti in rapporti in massa costanti e definiti. Per ottenere acqua, ad esempio, dobbiamo fare reagire 1 g di idrogeno con 8 g di ossigeno. Qualsiasi eccesso di uno dei due elementi nei confronti di tale rapporto non reagisce per dare acqua e rimane come reagente in eccesso a fine reazione.

La legge delle proporzioni multiple, nota anche come legge di Dalton, nel 1808 J. Dalton scoprì che ci sono casi in cui due elementi possono reagire tra loro secondo rapporti di combinazione diversi, portando alla formazione di composti diversi. Questo è il caso del carbonio e dell'ossigeno che possono reagire tra loro secondo rapporti di combinazione diversi formando ossido di carbonio e biossido di carbonio. Quando un elemento (nel nostro esempio l'ossigeno) si combina con la stessa massa di un secondo elemento (carbonio) per formare composti diversi (ossido di carbonio e biossido di carbonio), le masse del primo elemento (ossigeno) stanno tra loro in rapporti esprimibili mediante numeri interi e piccoli (nel nostro caso 1:2).

Struttura atomica e isotopi

Gli atomi, contrariamente a quanto indicato dall’etimologia della parola, non sono particelle indivisibili. Sono approssimativamente sferici, con un volume quasi completamente vuoto e una massa concentrata nel nucleo atomico. Il nucleo contiene numerosissime particelle elementari legate tra loro da interazioni estremamente forti. Le principali particelle nucleari (responsabili della massa atomica) sono i protoni (carichi positivamente) e i neutroni (neutri) indicati generalmente con il nome di nucleoni. I neutroni hanno massa circa uguale a quella dei protoni. Lo spazio attorno al nucleo è occupato da elettroni (carichi negativamente) particelle di massa trascurabile rispetto a quella dei nucleoni. Il valore assoluto della carica di un elettrone è pari a 1.6022·10^-19 coulomb (C), assunto come valore della carica elementare. L’atomo nel suo complesso è assunto elettricamente neutro. Quando ad un atomo sono sottratti elettroni abbiamo i cationi mentre se un atomo assume elettroni abbiamo gli anioni.

Il numero dei protoni caratterizza l’atomo. Esso viene chiamato numero atomico e rappresentato con la lettera Z. La somma di protoni e neutroni costituisce il numero di massa e rappresentato con il simbolo A. In altre parole A = Z + N, dove N rappresenta il numero di neutroni. Gli elementi sono sostanze costituite da atomi chimicamente identici e quindi con lo stesso numero atomico Z. Gli atomi di uno stesso elemento possono avere un diverso numero di neutroni, in altre parole un diverso numero di massa A e sono chiamati isotopi. La maggior parte degli elementi è costituita da più isotopi. Esistono inoltre numerosissimi isotopi instabili come quelli radioattivi che in un tempo più o meno breve si trasformano in altri nuclei. Si definisce abbondanza isotopica la percentuale in peso con cui un isotopo è presente in un elemento.

Principio di Avogadro

Nelle medesime condizioni di temperatura e pressione, volumi uguali di gas diversi contengono lo stesso numero di molecole. Questa affermazione è nota come principio di Avogadro. Avogadro chiarisce che le sostanze gassose non sempre sono costituite da singoli atomi, ma alcune di esse (H₂, N₂, O₂, Cl₂) sono costituite da molecole biatomiche. Sempre secondo Avogadro, il volume di un gas dipende, a parità di pressione e volume, unicamente dal numero di particelle (atomi o molecole) presenti, mentre risulta indipendente dal tipo di molecola e dalle sue dimensioni.

Legge degli atomi o regola di Cannizzaro

Legge degli atomi o regola di Cannizzaro: le varie quantità in peso di uno stesso elemento, contenute nelle molecole di sostanze diverse, sono tutte multipli di una stessa quantità, la quale deve ritenersi il peso atomico dell'elemento.

La massa atomica (m_a) di un dato elemento è data dalla massa a riposo di un suo atomo nel suo stato fondamentale. Trattandosi di una massa può essere espressa in grammi o kilogrammi. Tuttavia, poiché può assumere valori compresi tra i 10^-25 kg e i 10^-27 kg, è solitamente espressa in unità di massa atomica unificata (u) definita per convenzione come 1/12 della massa di un singolo atomo di carbonio-12 (isotopo stabile, non radioattivo e il più abbondante del carbonio) a riposo. La massa atomica rappresenta un numero che indica quante volte il peso dell'atomo di un elemento è maggiore rispetto a 1/12 del peso del carbonio-12. Il maggiore contributo alla massa atomica è dato da protoni e neutroni del nucleo e per questo motivo il suo valore è quasi lo stesso del numero di massa.

L'unità di massa atomica unificata (u), detta anche dalton (Da), è un'unità di misura di massa che non fa parte del Sistema Internazionale di unità di misura, ma è da esso riconosciuta in virtù del largo impiego che ne viene fatto, specialmente in chimica, biochimica e biologia molecolare.

La mole e la massa molare

La mole è l'unità di misura della quantità di sostanza. Una mole contiene tante entità elementari quanti sono gli atomi contenuti in 12 grammi dell'isotopo 12 del carbonio: tale numero è noto come costante di Avogadro, dal chimico e fisico italiano Amedeo Avogadro, ed è pari a 6,02214179(30) × 10²³. Una mole è quindi associata a un numero enorme di particelle. Per ottenere il numero di molecole di una sostanza si moltiplicano le moli per il numero di Avogadro.

n = m / m_M

La massa molare è la massa di una mole di un composto.

m_M = m (grammi) / n (Numero di moli)

Massa sostanza m = n · m_M

La massa molecolare può essere calcolata come la somma delle masse atomiche di tutti gli elementi costituenti la molecola, moltiplicate per un numero che rappresenta quante volte l'atomo dell'elemento è presente nella molecola. La massa molare coincide numericamente con il valore della massa molecolare solo che la sua unità di misura è grammi su mol. Prendiamo in esempio una molecola d'acqua, la sua massa molecolare è 18 uma mentre la massa molare sarà 18 g/mol quindi una mole di acqua ha una massa di 18 grammi.

La massa formula ha lo stesso significato della massa molecolare ma si adopera per quelle sostanze, come per esempio i Sali, che non sono formati da molecole ma da aggregati di ioni.

Composizione percentuale dei composti chimici

Quantità in grammi degli elementi che sono presenti in 100 grammi di sostanza.

% X = |X (g/mol) / m_M (g/mol)| × 100

Tutti i composti, sia inorganici che organici, possono essere suddivisi in composti molecolari e ionici. I primi sono formati da gruppi di molecole, cioè da atomi uniti da legami covalenti, per esempio nella molecola di metano ci sono 4 atomi di idrogeno, legati ad un atomo di carbonio. In un composto ionico binario ci sono generalmente un metallo e un non-metallo, dove il metallo di solito cede uno o più elettroni al non-metallo, caricandosi positivamente. Ci sono poi composti ionici ternari, che sono i sali degli ossiacidi, come per esempio NaClO. La forza che unisce gli ioni è di tipo elettrostatico ed è definita legame ionico a differenza dei composti molecolari dove gli elettroni sono condivisi parzialmente fra i gruppi atomici in un legame covalente. Un esempio è il comune sale da cucina NaCl dove il sodio (Na⁺) è carico positivamente ed il cloro negativamente (Cl^-). I composti ionici formano, allo stato solido, un reticolo cristallino dove gli ioni sono disposti in maniera geometricamente regolare. Nel caso del cloruro di sodio ogni atomo di sodio è circondato da 6 atomi di cloro. In questi composti non è individuabile una vera e propria molecola.

Formula chimica

Una formula chimica è una rappresentazione sintetica che descrive quali e quanti atomi vanno a comporre una molecola di una sostanza e anche la loro disposizione nello spazio. La formula minima (o formula empirica) è una particolare formula molecolare in cui il numero di atomi di ciascun elemento costituente è ridotto al massimo comune divisore.

La formula molecolare è la formula chimica che rappresenta la costituzione atomica di una molecola in lettere (per indicare gli elementi) e cifre (per indicare il numero di atomi dello stesso elemento nella molecola). Ad esempio il glucosio ha formula molecolare: C₆H₁₂O₆

Formula molecolare minima:

• H₂O
• CH₂O
• SiH₂

Formula di struttura

La formula di struttura di una molecola è un tipo di formula chimica che indica la natura degli atomi che compongono una molecola, descrivendone la disposizione spaziale e come essi sono legati tra loro. È il miglior modo di rappresentare, su una superficie piana, la struttura atomica di una molecola. Ad esempio, la formula di struttura dell'anidride carbonica CO₂ mostra che gli atomi sono disposti linearmente, con l'atomo di carbonio che lega a sé i due atomi di ossigeno.

Teoria quantistica e modelli atomici

Nel 1900 Max Planck fece una proposta rivoluzionaria: l’energia, come la materia, non è continua. La teoria dei quanti di Planck (teoria quantistica) limita l’energia che un sistema può possedere a dei valori specifici, mentre la fisica classica non poneva limiti alla quantità di energia che potesse essere posseduta da un sistema. La teoria quantistica sosteneva che la differenza tra due valori di energia permessi da un sistema avesse un valore ben definito, detto quanto di energia. Questo significa che quando l’energia aumenta da un valore ad un altro aumenta a piccoli salti, o quanti.

Il quanto di energia è una quantità minima al di sotto della quale non possono avvenire scambi. Il postulato di Planck afferma che l’energia di un quanto della radiazione elettromagnetica è proporzionale alla frequenza della radiazione ν: maggiore è la frequenza ν, maggiore è l’energia. Lo si può riassumere attraverso l’equazione di Planck: E = hν. Il quanto hν rappresenta il minimo “pacchetto” di energia che può essere scambiato. Tutti gli scambi di energia avvengono secondo multipli interi di hν. La costante di Planck h è uguale a 6,626 · 10^-34 Js.

L'effetto fotoelettrico

L’effetto fotoelettrico era associato alla capacità da parte di un metallo di emettere elettroni quando questo fosse soggetto ad una radiazione elettromagnetica di opportuna frequenza. L’onda luminosa avrebbe dovuto far oscillare l’elettrone fino a farlo strappare dall’atomo stesso. Tuttavia, l’esperienza mostrava che solo oltre una frequenza di soglia era possibile l’emissione di elettroni. Nel 1905 Einstein prende il premio Nobel per aver interpretato l’effetto fotoelettrico sulla base di una teoria corpuscolare della luce. In particolare, Einstein propose che la luce fosse costituita da quanti luminosi (fotoni) privi di massa e solo quei fotoni che possedevano un’energia superiore alla forza con la quale l’elettrone risultava legato al nucleo potevano essere espulsi dal metallo e generare la corrente fotoelettrica.

Modello atomico di Thomson, Rutherford e Bohr

Secondo Thomson l’atomo era una sfera uniforme di cariche positive nella quale gli elettroni risultavano distribuiti. Rutherford, invece, in seguito a degli esperimenti giunse alla conclusione che l’atomo dovesse consistere di un nucleo carico positivamente in cui era concentrata tutta la massa e da elettroni posti esternamente al nucleo, in numero da bilanciare la carica positiva. Quello di Rutherford era un modello planetario.

Il modello atomico di Bohr prevede che:

• L’elettrone descrive delle orbite circolari attorno al nucleo.
• Sono permesse solo quelle orbite per le quali il momento angolare dell’elettrone, mvr, è multiplo intero di h/2π.
• L’elettrone non irradia quando si trova in un’orbita permessa (stato fondamentale). Le emissioni di radiazioni avvengono soltanto se l’elettrone passa da un’orbita più esterna ad una più interna permessa e la frequenza della radiazione emessa si può ricavare tramite tale relazione f = ΔE / h.

Lo stato fondamentale di un atomo o di una molecola è lo stato a minor energia. Da un punto di vista elettronico esso corrisponde alla configurazione elettronica che è possibile scrivere seguendo l'ordine di riempimento degli orbitali dettato dalla regola della diagonale. Solo assorbendo energia l'elettrone può saltare su orbite di energia superiore. L'atomo passa dallo stato fondamentale allo stato eccitato.

Relazione di De Broglie

La relazione di De Broglie è espressa dall’equazione λ = h / mv (dualismo onda-particella). Ciò implica che a qualunque particella caratterizzata da una determinata quantità di moto può essere associata un’onda di lunghezza ben definita. Maggiore è la massa più piccola sarà la lunghezza d’onda e viceversa. Possiamo dire che per particelle non appartenenti al mondo microscopico, il comportamento ondulatorio non riveste molta importanza e il moto di tali particelle può essere descritto dalle leggi della meccanica classica. Quando invece si vogliono descrivere le proprietà di particelle piccolissime come l'elettrone bisogna tener conto della loro natura ondulatoria.

Principio di indeterminazione di Heisenberg

Il fisico tedesco W. Heisenberg (1927) enunciò il principio di indeterminazione, secondo cui non è possibile conoscere contemporaneamente velocità e posizione dell'elettrone. Quindi tanto maggiore sarà la precisione con la quale determiniamo la posizione dell'elettrone, tanto minore sarà la precisione con la quale possiamo conoscere la sua velocità e viceversa.

Equazione d'onda di Schrödinger

E. Schrödinger formulò un'espressione matematica, detta equazione d'onda di Schrödinger, che ha come soluzione funzioni d'onda caratterizzate da 3 numeri quantici (n, l, m), tale funzione d'onda è detta orbitale. Viene denominato orbitale atomico la regione di spazio intorno al nucleo dove è massima la probabilità di trovare l'elettrone. Quindi il modello planetario secondo cui gli elettroni ruotavano attorno al nucleo su orbite definite, viene sostituito dal modello quantomeccanico. Secondo il principio di esclusione di Pauli...