Chimica generale e inorganica

La materia e gli elementi

L'elemento è caratterizzato da un numero atomico, cioè il numero di protoni all'interno del nucleo. Il numero di protoni all'interno del nucleo determina le proprietà dell'atomo, quindi dell'elemento, quindi lo caratterizza. L'elemento può avere atomi diversi: abbiamo parlato di isotopi cioè atomi diversi dello stesso elemento caratterizzati dallo stesso numero di protoni. Gli ioni carichi positivamente si chiamano cationi, quando sono carichi negativamente si chiamano anioni (sono sempre atomi dello stesso elemento poiché varia solo il numero di elettroni ma non di protoni).

La tavola periodica

Le colorazioni diverse fanno riferimento a tipi di atomi diversi: giallo per metalli, le caratteristiche chimiche di questi elementi fanno riferimento alla basicità: tendenza a cedere gli elettroni. Tutti gli elementi in giallo hanno grande tendenza a cedere elettroni cioè grande tendenza a diventare ioni positivi (cationi).

Per contrapposizione gli elementi in blu a cui appartiene ad esempio l'idrogeno, il carbonio, che sono i non metalli che hanno carattere acido, cioè sono caratterizzati dalla tendenza di acquistare elettroni e a diventare ioni negativi (anioni). Fra i metalli e i non metalli c'è la diagonale che va dal cloro all'astato, colorati in verde, che sono i semi metalli, cioè quegli elementi che hanno caratteristiche intermedie tra i metalli e i non metalli, e il loro comportamento dipende molto dall'elemento con cui si vanno a legare. Se si vanno a legare con un metallo assumeranno caratteristiche di un non metallo e viceversa.

L'ultimo gruppo è quello dei gas nobili (ad esempio elio), sono elementi gassosi che hanno la caratteristica di essere poco reattivi, è difficili farli reagire. Potenzialmente noi abbiamo 111 elementi, ma non tutti hanno la stessa abbondanza sulla terra. Quando uno vuole progettare qualcosa, che fa il cosiddetto design, deve tenere conto della disponibilità degli elementi.

Struttura dell'atomo

È la struttura dell'atomo che poi determina le proprietà della materia. L'atomo è fatto da un nucleo che contiene protoni (particelle cariche positivamente) e neutroni (hanno più o meno la stessa massa dei protoni, un po' di più ma non in modo significativo, non hanno carica) attorno abbiamo gli elettroni. L'elettrone pesa molto meno di protoni e neutroni, quindi il 99% della massa di un atomo si trova nel nucleo.

Il raggio nucleare è 10^-4 il raggio atomico. Immaginiamo che il nostro nucleo ha un raggio di 5 cm. Significa che se il nucleo fosse grande 5 cm vorrebbe dire che il nostro elettrone starebbe girando a circa 500 m da qua. Visto che il 99% della massa dell'atomo è concentrata nel nucleo, nella maggior parte c'è il nulla-vuoto, cioè pesa 1 rispetto al 1000 del nucleo. Di fatto vuol dire che la materia è vuota, poiché formata da tanti nuclei piccoli che concentrano la massa e tutto il resto dello spazio è vuoto.

Modello atomico

Se mettiamo una mano nel muro non lo passo, come lo spieghiamo se la materia è vuota? È vero che è vuoto lo spazio tra il nucleo e l'elettrone? No, non è vuoto. Perché dipende dalla natura dell'elettrone, infatti quest'ultima si dice che è duale (cioè doppia), perché l'elettrone si può comportare sia da particella, quindi dotata di una massa e che posso localizzare in un punto preciso, ma allo stesso tempo ha una natura ondulatoria di cui io posso misurarne la velocità (si può misurare la velocità di un'onda), ma di cui non riesco a definire bene la posizione.

Noi sappiamo che i suoi sono onde sonore, cioè onde di aria compressa rarefatta che si confondono. L'onda di fatto è ovunque poiché il suono si propaga ovunque; questo vuol dire che l'elettrone non è solo una particella puntiforme che io posso localizzare in un punto preciso, ma essendo un'onda occupa tutto lo spazio. Tornando all'esempio di prima l'elettrone sta occupando tutto lo spazio di 500 metri fino al nucleo.

Da questa constatazione passiamo al modello atomico di Bohr che prevede un nucleo con un elettrone che viaggia su un'orbita ben precisa, al modello nucleare moderno dove non si considera più l'orbita precisa ma il concetto di orbitale: regione di spazio in cui si ha la massima probabilità di trovare l'elettrone. Gli orbitali, a seconda del livello energetico, hanno forme diverse. Gli orbitali più interni hanno comunque forme sferiche e man mano che andiamo avanti possono avere delle forme bilobate, orientate rispetto agli assi cartesiani.

L'elettrone sta riempiendo tutto quel volume, collochiamo in mezzo il nucleo (rosso) e l'elettrone occupa tutta la zona e contemporaneamente anche la regione di sotto (verde); ha solo un minimo di probabilità nel nucleo, poiché dove c'è il nucleo l'elettrone non può stare.

La massa

Protone e neutrone hanno più o meno la stessa massa, 10^-24 gr. L'elettrone pesa 10^-28, cioè 4 ordini di grandezza in meno. Se l'elettrone pesa un kilo il protone pesa 10000 kili. Abbiamo parlato della composizione dell'atomo, vediamo la simbologia: la chimica si occupa sempre di tre aspetti:

• Aspetto macroscopico: quello che vediamo (può essere la polvere, muro…), grazie all'unione di miliardi di molecole.
• Aspetto microscopico: cioè quando prendo la bottiglia e vedo il polimero che la compone, e quindi come sono legate tra di loro le molecole.
• Aspetto simbolico: gli strumenti che utilizzo per rappresentare queste molecole.

X simbolo generico per rappresentare gli atomi (ad esempio H simbolo idrogeno, O ossigeno…).

Z n° atomico: numero di protoni; fondamentale per determinarne le proprietà.

A Numero di massa: rappresenta il numero di protoni + numero di neutroni.

L'atomo può essere neutro o carico, è neutro se il numero di protoni è uguale al numero di elettroni; può essere carico se il numero di elettroni è maggiore o minore del numero di protoni, indicando la carica con -/+.

Fanno parte dello stesso elemento tutti gli atomi con lo stesso numero atomico. Se prendo un bicchiere d'acqua e aggiungo uno o due cucchiai di zucchero il colore rimane invariato, aumenta solo la quantità. Per quanto riguarda gli atomi non è così, poiché quando aggiungo un protone nel nucleo cambia la qualità del mio atomo: la vediamo nella tavola periodica, prendendo la serie alluminio, silicio, fosforo, zolfo, cloro, argon: vediamo che l'unica differenza è il numero atomico, cioè il numero di protoni, uno sempre maggiore, e vediamo come a livello macroscopico cambia la materia. Vediamo che la quantità diventa qualità. Il numero di protoni nel nucleo determina la qualità del mio atomo e le sue proprietà. Di fatto se vario i neutroni cambiano sì le proprietà ma non così drasticamente; cambiano tutte quelle proprietà che fanno riferimento alla massa. Ma il numero atomico è quello che determina le proprietà dell'atomo.

Esercizio che può capitare all'esame

1. Indicare il simbolo completo di un nucleo che contiene:
   • 6 protoni
   • 7 neutroni
   • 6 elettroni

   La tavola ordina gli elementi per numero atomico. Vediamo nella tavola periodica, l'elemento con 6 protoni è il carbonio, il simbolo è C, con Z=6.

   N massa A= 7+6. Avendo 6 elettroni e 6 neutroni è neutro.

2. Esercizio
   • 17 protoni
   • 20 neutroni
   • 18 elettroni

   L'elemento è il cloro, Z=17; A=17+20; abbiamo un protone in meno quindi mettiamo il "-" si chiama cloruro.

3. Esercizio
   • 117 neutroni
   • 76 elettroni
   • 78 protoni

   L'elemento è il platino; Z=78; A=117+78=195; abbiamo più protoni quindi +2.

Isotopi

Sono atomi dello stesso elemento. Numero atomico uguale (protoni), varia il numero di neutroni nel nucleo. Stesso Z diverso A. Gli isotopi hanno caratteristiche chimico-fisiche leggermente diverse che fanno riferimento a quelle proprietà che riguardano il peso. Esempio comune è l'idrogeno, sono tutti caratterizzati da Z=1, varia il numero di massa: idrogeno-deuterio-trizio.

Se bevo acqua normale e acqua deuterata (acqua pesante) cambia? L'acqua pesante in cui al posto dell'idrogeno metto il deuterio. È vero che è sempre l'idrogeno, però il deuterio pesa esattamente il doppio dell'atomo di idrogeno. Tutto il nostro metabolismo subisce uno squilibrio cinetico.

Peso effettivo di un atomo

Quanto pesa effettivamente un atomo? Per definirlo è stata introdotta l'unità l'UMA, unità di massa atomica che corrisponde a 1/12 della massa atomica dell'isotopo del carbonio 12. Spieghiamoci meglio: prendo l'isotopo del carbonio 12, con 6 protoni e 6 neutroni, quanto vale 1/12 della sua massa? Un UMA. È stato preso come riferimento.

La massa di un elemento dipende dall'abbondanza relativa degli isotopi presenti sulla terra; dobbiamo considerare l'abbondanza degli elementi sulla terra. Se dico che prendo 1000 atomi di idrogeno devo considerare che sulla terra il 99,9 % è idrogeno ma che solo lo 0,01% è deuterio; quindi se prendo 1000 atomi di idrogeno 999 sarà idrogeno e uno deuterio. Quindi per calcolare la massa dell'atomo di idrogeno devo tenere conto dei tuoi isotopi e della loro percentuale: quindi devo fare la massa pesata. Per calcolare la massa di idrogeno faccio la percentuale dell'idrogeno per il suo peso + la percentuale del deuterio per il suo peso = ottengo il peso atomico.

Facendo altri esempi il cloro ha due isotopi, il cloro 35 e il cloro 37, abbiamo un 75% bel cloro 35 e 25 del cloro 37. Il peso atomico di un elemento è sempre vicino alla massa dell'isotopo o isotopi più abbondanti.

Lo scambio isotopico: se noi assumiamo cibo con carbonio 13 al posto di carbonio 12, ci crea problemi? Non fa male perché tra idrogeno e deuterio raddoppio il peso, ma tra carbonio 12 e 13 sto aumentando di un tredicesimo la massa quindi non fa così male.

Gli atomi

Abbiamo visto che si combinano tra di loro per formare le molecole. Abbiamo visto che come ogni atomo ha un suo peso atomico, allo stesso modo anche le molecole hanno un loro peso definito peso molecolare. Fino ad ora abbiamo parlato di UMA, che però vanno trasformati in grammi mole.

Se voglio calcolare il peso della molecola devo sapere che tipo di atomi e quanti per tipo la compongono: devo conoscere la sua formula molecolare.

Ci sono altre formule: minima o empirica. A volte la formula minima coincide con la formula molecolare ma questi sono alcuni casi, di fatto la formula minima e empirica, non corrispondono alla formula molecolare, ma ci dicono in che rapporto si combinano tra loro gli atomi in quella molecola.

Esempi di molecole

Esempi: cloro, ossigeno e idrogeno, sono tutte sostanze gassose che in natura si trovano in forma molecolare, nel senso che non si trova come atomo singolo in natura ma come molecola.

Cloro: simbolo del cloro più un pedice che ci dice il numero di atomi di cloro nella molecola. Il peso molecolare sarà dato dal peso atomico del cloro per due.

Se ho molecole più complesse che includono più elementi diversi come l'acido solforico H₂SO₄: questa formula ci dice che l'acido solforico contiene tre atomi diversi: idrogeno, zolfo e ossigeno. Ci dice anche che di idrogeno ne ho due, di zolfo uno e di ossigeno quattro. Questa formula definisce in maniera univoca l'acido solforico.

Se io scrivo H₂SO₄ indico l'acido solforico, se io scrivo H₂SO₃ sto indicando una molecola diversa. Se io metto 2H₂SO₄, cioè metto semplicemente davanti un due è diverso da scrivere H₄S₂O₄, perché con la prima notazione io sto indicando che ho due molecole di acido solforico, mentre nella seconda è un altro composto.

Quindi se io devo calcolare il peso molecolare dell'acido solforico prendo: due volte il peso molecolare dell'idrogeno + una volta il peso atomico dello zolfo + il peso atomico dell'ossigeno = 98,078 peso molecolare dell'acido solforico.

Formule molecolari e minime

• Formula aldeide: la molecola è HCHO. Formula molecolare e minima coincidono, poiché la formula minima mi dà i rapporti minimi degli atomi presenti. Cioè la formula minima mi da due informazioni:
  • Il tipo di elemento all'interno della mia molecola.
  • I rapporti nelle varie quantità.

  La massa molecolare è 30,03.

• L'acido acetico: CH₃COOH. La formula ci dice che ho tre atomi di carbonio, tre atomi di idrogeno legato al carbonio più un altro atomo di idrogeno e due di ossigeno. La formula molecolare abbiamo due modi per rappresentarla:
  • Se la scrivo CH₃COOH dico più o meno come è formata e i suoi legami. È univoco per indicare l'acido acetico perché si danno informazioni sulla connettività.
  • Ma la posso scrivere anche come C₂H₄O₂, ma di queste molecole ce n'è una infinità.

  La formula minima è CH₂O poiché ci dice solo quali atomi sono presenti e che per ogni atomo di carbonio ho il doppio di atomi di idrogeno e per ogni atomo di carbonio ho la stessa quantità di ossigeno. Ma a cosa serve questa formula? Si chiama anche formula empirica poiché si usa in un esperimento quando un chimico si trova davanti a un campione incognito e che con un'analisi elementare gli da una formula minima.

• Però se devo fare il peso molecolare devo usare la formula molecolare.
• Glucosio: C₆H₁₂O₆ formula molecolare. CH₂O formula minima.

La mole

La mole è l'unità di misura della quantità di materia. Una mole (1 mol) di materia è costituita da 6.022 x 10²³ unità chimiche elementari (atomi, molecole, ioni, elettroni…). 6.022 x 10²³ è il numero di atomi contenuti in 12 grammi esatti di ¹²C (l'isotopo 12 dell'elemento carbonio di massa atomica 12 u, già scelto come sistema di riferimento).

N_A = 6.022 x 10²³ è la costante di Avogadro.

Per spiegare la mole è utile la dozzina. Quando compriamo una dozzina di uova sappiamo che sono 12 uova. Mentre dozzina vuol dire 12 unità, mole significa 6,022 x 10²³ di atomi di ferro. Una mole di materia sono 6,022 x 10²³ unità, si può parlare di moli di atomi quindi saranno atomi, di moli ioni, moli di molecole, di elettroni… può essere qualsiasi cosa. Questo è chiamato numero di Avogadro.

Come passo dalle moli al peso della sostanza? Ogni mole ha un suo peso, chiamata massa molare: è numericamente uguale alla massa atomica. La massa in grammi di 1 mol di materia di una qualsiasi sostanza (elementare o composta) è detta massa molare (espressa in g/mol o g*mol^-1) ed è numericamente uguale alla massa atomica (sostanze elementari) o alla massa molecolare (sostanze composte) espressa in unità di massa atomica (u).

Esempio. Per H₂O si ha: massa molecolare = 18.01 u, massa molare = 18.01 g/mol.

Acqua: H₂O, la formula molecolare ci dice che ci sono due elementi che si combinano in rapporto 2 a 1. Se prendo 16 grammi di ossigeno, quanto grammi di idrogeno ho bisogno per fare dell'acqua? Il peso atomico dell'ossigeno è 16, abbiamo un atomo di ossigeno e, sapendo che per ogni atomo di ossigeno ce ne servono due di idrogeno, allora ci servono due atomi di idrogeno.

La mole ci permette di correlare la massa con la quantità degli atomi. Tutte le volte che il testo ci da dei grammi, la prima cosa da fare è trasformarlo in moli.

Quantità di sostanza

01/10/2018

Il concetto di mole ci indica una quantità ben precisa di elementi, che siano atomi, ioni, elettroni… ma se parliamo di una mole di mole intendiamo un numero ben preciso. Peso molecolare lo calcoliamo in base al peso degli atomi e da quali atomi ci sono nella molecola.

Una mole di una materia può avere forma e massa molto diverse. Esempio di mole di mercurio, elio, mole di ferro e zolfo. Tutte queste quantità rappresentano lo stesso numero di atomi (numero di Avogadro) ma hanno pesi e volumi diversi. Non ci interessa il peso e il volume della materia ma la quantità poiché nella reazione sono quantità di atomi che reagiscono con quantità di atomi.

Esempio di bilanciamento delle molecole

Se devo fare reagire lo stagno con il silicio e lo devo fare in quantità stechiometrica 1 a 1 dovrò prendere 119 gr di stagno e 28 di silicio, in modo che per ogni atomo di stagno ho un atomo di silicio, non si lavora con i grammi ma quantità di materia che si esprime in moli, cioè quantità di particelle.

Esempio: immaginiamo di avere una bilancia con i piattelli e immaginiamo di avere da una parte due molecole di ozono (formata da tre atomi di ossigeno, stesso tipo di atomi dell'ossigeno ma legati in modo diverso), dall'altra parte ho tre molecole di ossigeno molecolare. In totale ho 6 atomi di ossigeno da entrambe le parti: i piattelli saranno bilanciati poiché ho la stessa massa, la differenza è la quantità di sostanza (massa identica e materia diversa). Nell'immagine sotto abbiamo una molecola di ozono da una parte e una molecola d'ossigeno dall'altra, ho un oggetto da una parte e uno dall'altra, quindi stessa quantità di sostanza, ma cambia la massa poiché l'ozono pesa 48 (16x3) grammi e l'ossigeno pesa 32 (16x2).

Massa e quantità di sostanza sono due concetti simili ma non identici.