Chimica Generale e Inorganica, Bettinelli

Laura Tomellini

CHIMICA GENERALE

E INORGANICA

Università degli Studi di Verona

CdL Biotecnologie (L-2)

a.a. 2019-2020

La chimica è la scienza della materia e delle trasformazioni che essa subisce.

Tutto il mondo che ci circonda è costituito da materia; la materia è fatta di sostanze

(ovvero diversi tipi di materia), ognuna delle quali presenta delle proprietà (caratteristiche

proprie delle diverse sostanze).

Esistono due grandi categorie di proprietà:

proprietà di tipo fisico, non legate a trasformazioni della materia (colore, temperatura,

• conducibilità elettrica,…);

proprietà chimiche, riguardano la trasformazione di sostanze chimiche in altre sostanze

• chimiche (per esempio, il ferro, se lasciato in ambiente umido, arrugginisce: la ruggine è

un composto chimico diverso dal ferro).

Si possono distinguere tre stati di aggregazione della materia:

solido, in cui ha forma e volume propri. I solidi sono infatti costituiti da particelle

• fortemente legate le une alle altre, quindi presentano una notevole rigidità; le particelle

non possono scorrere le une sulle altre né possono separarsi;

liquido, in cui ha volume proprio, ma assume la forma del recipiente, poiché le particelle

• che costituiscono un liquido possono scorrere le une sulle altre;

aeriforme (che comprende gas e vapori), in cui non ha né volume né forma propria,

• assume quelli del recipiente. Le particelle che costituiscono i gas interagiscono molto

debolmente tra di loro, perciò tendono a occupare tutto il recipiente in cui si trovano.

Gli stati di aggregazione possono trasformarsi l’uno nell’altro, mediante trasformazioni di

stato di tipo fisico, in quanto i composti non cambiano la propria natura chimica.

Esempio di sublimazione è il ghiaccio secco (diossido di carbonio solido): a basse

temperature è solido, a temperatura ambiente non passa attraverso il liquido, ma diventa

direttamente vapore.

Ebollizione e fusione avvengono a temperature caratteristiche delle varie sostanze.

Vi sono inoltre delle trasformazioni chimiche, durante le quali una sostanza si trasforma in

un’altra sostanza, che prendono il nome di reazioni chimiche.

La materia è composta da atomi, come enunciato dal chimico inglese John Dalton. Il

termine deriva dal greco ἄτομος (àtomos), “indivisibile”, e indica le particelle più piccole

che mantengono le loro caratteristiche chimiche; gli atomi in realtà sono divisibili perché

formati da particelle più piccole, che, se divise ulteriormente, perderebbero le proprietà

chimiche dell’atomo. 1

L’elemento è una sostanza costituita da un solo tipo di atomi (es. Fe, Al, Au); gli elementi

chimici complessivamente sono 118, di cui 89 presenti in natura, mentre i restanti sono

stati prodotti artificialmente mediante reazioni nucleari.

I composti sono sostanze contenenti almeno due tipi di atomi diversi (es. H O).

2

Una delle leggi fondamentali della chimica è la legge della composizione costante (o

legge delle proporzioni definite legge di Proust):

o un composto ha sempre la stessa

composizione, indipendentemente dalla fonte (vi è qualche eccezione, ma non si tratta di

composti “normali”). Quindi, in un composto chimico, gli elementi che lo costituiscono

sono sempre presenti in rapporti in massa definiti e costanti.

In un composto, gli atomi sono legati da forze di tipo chimico, ovvero da legami chimici.

In molti composti, la presenza dei legami chimici genera gruppi discreti e ben definiti,

chiamati molecole, che mantengono le proprietà chimiche del composto.

La molecola è la porzione più piccola di un composto che mantiene le proprietà chimiche

di quel composto; non tutti i composti hanno natura molecolare (es. sale da cucina).

La miscela è la mescolanza di due o più composti diversi e mostrano proprietà fisiche

intermedie a quelle dei costituenti. Le miscele possono essere di due tipi:

miscugli),

eterogenee (o in cui i componenti, mescolati insieme, occupano regioni

• spazialmente separate a livello macroscopico (es. zucchero+sabbia);

soluzioni),

omogenee (se liquide, in cui i componenti sono mescolati uniformemente

• anche su scala atomica, per cui le proprietà fisiche sono identiche in ogni punto (es.

acqua+zucchero); in una soluzione si distinguono solvente (solitamente una

componente liquida), presente in quantità maggiore, e soluti, ovvero gli altri componenti

della miscela, che possono essere solidi, liquidi o gas.

Le proprietà della materia possono essere:

estensive, che dipendono dalle dimensioni del campione (massa, volume, resistenza

• elettrica, …);

intensive, che non dipendono dalle dimensioni del campione (temperatura, densità,

• d = m /V

→

colore, …) , massa e volume sono proprietà estensive; d = 1g/cm .

3

H O

2

Le proprietà (come massa, temperatura, volume, tempo) si devono misurare: per poter

compiere delle operazioni di misura, bisogna poterle esprimere con un opportuno sistema

di unità di misura, raccolte nel Sistema Internazionale di unità di misura (S.I.), un sistema

coerente e trasferibile. Alcune unità di misura derivate

Unità di misura fondamentali

N.B.: K = °C + 273,15

1 mol = 6,022･10 atomi o molecole (numero di Avogadro)

23

1 L = 1000 cm 3 2

Spesso è necessario utilizzare multipli o sottomultipli delle unità di misura fondamentali.

Una misura sperimentale è sempre affetta da una incertezza. Si

possono distinguere due tipi di misure:

le misure precise, ovvero affette da un piccolo errore casuale e

• riproducibili;

le misure accurate, cioè affette da un piccolo errore sistematico;

• danno un valore prossimo a quello reale. 1

Gli elementi chimici tavola periodica degli elementi,

Gli elementi chimici sono riportati nella ideata dal chimico

russo Dmitrij Mendeleev nel 1869: sono 118 e sono identificati da un simbolo (Fe: ferro,

Natrium).

La: lantanio, P: fosforo, Na: sodio, dal latino

La tavola periodica è una tavola complessa, costituita da 18 gruppi e 7 periodi, che

permette di classificare e prevedere le proprietà degli elementi, poiché variano in maniera

regolare e prevedibile (elementi appartenenti allo stesso gruppo hanno proprietà chimiche

simili). Tra i gruppi, si distinguono metalli alcalini, metalli alcalino-terrosi, calcogeni,

alogeni (dal greco, “generatore di sali”), gas nobili (che non si legano con altri elementi). Vi

terre rare)

sono inoltre gli elementi (o metalli) di transizione e le serie dei lantanidi (o e

degli attinidi (elementi molto pesanti, radioattivi e instabili).

Per quanto riguarda le proprietà fisiche degli elementi, questi si dividono in elementi

metallici ed elementi non-metallici.

I metalli sono quasi tutti solidi (ad eccezione, ad esempio, di mercurio e gallio); hanno

• proprietà particolari di conduzione elettrica e termica; hanno una lucentezza

caratteristica, ovvero riflettono la luce e hanno un colore tipicamente metallico (eccetto

oro, di colore giallo, e rame, di colore rossastro); hanno anche proprietà meccaniche

particolari: sono duttili (ovvero possono essere ridotti facilmente in fili sottilissimi) e

malleabili (cioè possono essere ridotti in fogli sottili). Anche lantanidi e attinidi sono

metalli.

I non-metalli sono elementi che non hanno le proprietà dei metalli: non conducono il

• calore né la corrente elettrica, non sono tutti solidi (ad esempio, ossigeno O), non hanno

la capacità di riflettere la luce, non hanno buone proprietà meccaniche (allo stato solido,

si possono facilmente fratturare).

http://www.humanwareonline.com/project-management/center/precisione-accuratezza-misure/

1 3

La tavola periodica permette di prevedere le proprietà di un elemento, in quanto metalli e

non-metalli occupano posizioni diverse al suo interno. Gli elementi in prossimità della

linea di separazione tra metalli e non-metalli presentano proprietà intermedie (prendono

metalloidi).

infatti il nome di

L’ipotesi atomica

Nel 1803, il chimico inglese John Dalton per primo cercò di descrivere l’atomo basandosi

su dei punti fissi.

1. Tutta la materia è fatta da particelle microscopiche indistruttibili e indivisibili chiamate

atomi.

2. Tutti gli atomi di uno stesso elemento sono identici e hanno uguale massa (perciò

atomi di elementi diversi si differenziano per la loro massa).

3. Gli atomi di un elemento non possono essere convertiti in atomi di altri elementi.

4. Gli atomi di un elemento si combinano, per formare un composto, solamente con

numeri interi di atomi di altri elementi (di qui, un composto è una determinata

combinazione di atomi di uno o più elementi).

5. Gli atomi non possono essere né creati né distrutti, ma si trasferiscono interi da un

composto ad un altro (ovvero cambiano la loro disposizione relativa, dando luogo a

composti diversi da quelli di partenza).

In realtà, gli atomi non sono indivisibili, poiché sono costituiti da particelle minori.

La struttura atomica

Il primo componente microscopico degli atomi venne scoperto nel 1897 dal fisico inglese

Joseph John Thomson, ovvero l’elettrone, a seguito di un’esperienza con raggi catodici

che evidenziò la presenza di tali particelle subatomiche all’interno degli atomi.

Nei suoi esperimenti, Thomson utilizzò un tubo di Crookes; si tratta di un tubo di vetro

resistente che viene mantenuto sotto vuoto spinto, alle estremità del quale sono applicati

due elettrodi collegati rispettivamente con il polo positivo (anodo, precedentemente

forato) e con il polo negativo (catodo) di un generatore di corrente, generando quindi una

differenza di potenziale. Quando questa differenza raggiunge un valore elevato e la

pressione interna un valore bassissimo, si osserva l’emissione di raggi catodici che,

partendo dal catodo e propagandosi in linea retta, si dirigono verso l’anodo, fino a

raggiungere uno schermo fluorescente, che di conseguenza riemette le radiazioni ricevute

con una lunghezza d’onda compresa all’interno dello spettro visibile. L’unica spiegazione

possibile è che tali particelle siano respinte dal catodo e attratte dall’anodo, perciò hanno

necessariamente carica negativa. Questo è confermato anche dal fatto che, posizionando

un altro campo elettrico perpendicolare ai raggi catodici, le particelle vengono deviate di

un angolo α in quanto attirate dall’anodo. Esse vengono anche deviate dalla presenza di

un campo magnetico. 4

Thomson, grazie all’esperimento, riuscì a determinare il valore del rapporto e/m tra la

carica e la massa dell’elettrone (e/m = 1,7588196･10 C/kg). Ulteriori esperimenti

11

permisero poi di determinare separatamente il valore della carica dell’elettrone (e = 1,6･

10 C) e il valore della massa dell’elettone (m = 9,11･10 kg); per convenzione, la carica

-19 -31

dell’elettrone viene identificata come una carica unitaria negativa (e = -1).

-

Il modello atomico

Thomson arrivò anche a proporre un modello atomico, secondo cui gli elettroni, di carica

negativa, sono distribuiti in una sostanza gelatinosa carica positivamente.

Nel 1909, il chimico neozelandese Ernest Rutherford condusse un esperimento

utilizzando lastre di oro estremamente sottili, che bombardò con particelle α (atomi di

He ). Egli si aspettava che le particelle avrebbero facilmente attraversato le lastre d’oro,

2+

viste le ridotte dimensioni degli elettroni: tutte avrebbero dovuto incidere sullo schermo,

invece solo una frazione raggiunse lo schermo passando imperturbata, altre venivano

invece deflesse, alcune (1 su 20000) addirittura di angoli maggiori di 90°. Rutherford

comprese quindi che la struttura dell’atomo non era quella supposta da Thomson e

propose un modello secondo cui negli atomi la carica positiva, anziché essere dispersa in

tutto il volume degli atomi, era concentrata in un volume molto piccolo, dove si trovava

concentrata anche tutta la massa, che egli denominò “nucleo”. Gli atomi sono neutri,

perciò la carica positiva doveva corrispondere alla carica negativa degli elettroni disposti

modello atomico planetario,

attorno al nucleo. Il modello di Rutherford è definito secondo

cui un atomo è costituito da un nucleo attorno a cui si muovono gli elettroni seguendo

determinate orbite. Analizzando la distribuzione degli angoli con cui venivano deflessi i

raggi α, Rutherford fu addirittura in grado di prevedere quante unità di carica positiva

erano presenti nel nucleo di oro, ovvero all’incirca 100 (infatti, il nucleo di Au ha carica

+79), e ne stimò anche il diametro, che era dell’ordine di 10 m.

-14

Anche secondo il chimico neozelandese, il nucleo era indivisibile, ma in realtà esso è

protoni

costituito da diversi tipi di particelle. I portano una carica positiva equivalente alla

carica negativa di un elettrone (+1); la differenza tra protoni ed elettroni è che la massa di

un protone è di 1836 volte maggiore di quella dell’elettrone, che è quindi trascurabile

neutroni,

rispetto alla massa di un protone. Vi sono inoltre i particelle elettricamente

neutre (portano una carica 0) che hanno la stessa massa dei protoni (m = 1,67･10 g).

-24

numero

Il numero dei protoni nel nucleo di un elemento viene indicato attraverso il

atomico (Z), il cui numero è equivalente al numero degli elettroni. Il valore di Z può essere

misurato sperimentalmente, come fece il fisico inglese Henry Moseley attraverso l’analisi

dei raggi x emessi dagli atomi in certe condizioni: fu così possibile determinare per tutti gli

atomi di tutti gli elementi il numero atomico. Tutti gli elementi chimici si differenziano per il

valore del numero di Z, infatti nella tavola periodica essi sono disposti in ordine di numero

atomico crescente. nucleoni,

Protoni e neutroni prendono il nome complessivo di e il loro numero all’interno

di un atomo viene indicato con il numero di massa (A).

La massa di un atomo è data dalla somma delle masse dei protoni e dei neutroni, in

quanto gli elettroni hanno una massa trascurabile. Attraverso uno strumento chiamato

spettrometro di massa, essa può essere determinata sperimentalmente. Grazie allo

isotopi,

spettrometro, si è scoperta l’esistenza degli notando la presenza di atomi di uno

stesso elemento con masse diverse. Atomi di uno stesso elemento hanno però lo stesso

numero di elettroni (poiché sono essi a definire la chimica degli atomi), quindi anche di

protoni. Se la massa è diversa, è per il numero di neutroni: non hanno carica elettrica,

quindi non contribuiscono alla chimica dell’elemento, bensì alla massa. Prendono il nome

di isotopi atomi che hanno lo stesso valore del numero atomico, ma diverso numero di

5

massa; possiedono quindi le stesse proprietà chimiche, ma non le stesse proprietà fisiche

(cfr. acqua pesante, od ossido di deuterio).

L’abbondanza di un isotopo è data dal rapporto tra il numero degli atomi dell’isotopo e il

numero totale degli atomi di quell’elemento. La massa media degli atomi presenti in un

campione naturale di un determinato elemento è data dalla media ponderata, secondo la

loro abbondanza, delle masse degli isotopi di tale elemento: questo valore prende il nome

peso atomico

di (P.A.).

La massa degli atomi può essere espressa con una diversa unità di misura, ovvero l’unità

di massa atomica dalton

(u.m.a. o u), detta anche (Da), che corrisponde a 1/12 della

massa dell’isotopo 12 del carbonio (m( C) = 1,9926･10 g = 12 u.m.a. esatte; 1 u.m.a.

126 -23

= 1,66･10 g).

-24

Moli e massa molare

In un campione macroscopico di un elemento è presente un elevato numero di atomi, per

questo si utilizza un’unità di misura conveniente che esprime il numero di oggetti

mole

microscopici contenuti in tale campione: questa unità di misura si chiama ed

esprime il numero di atomi contenuti esattamente in 12 g dell’isotopo 12 del carbonio (1

numero di Avogadro).

mol = 6,022･10 oggetti microscopici, definito

23

Una mole di un elemento possiede una massa espressa in grammi pari al peso atomico

in u.m.a. dell’elemento. Per esempio, un atomo di rame (Cu) ha un peso atomico di 63,54

u.m.a.; una mole di atomi di rame ha una massa di 63,54 g.

massa molare

Si definisce la massa di una mole di un elemento, espressa in g/mol, pari

alla massa di una mole di tale elemento. La massa molare del rame è quindi pari a 63,54

g/mol. 6

I composti composti molecolari,

I composti possono essere divisi in le cui unità fondamentali sono le

composti ionici,

molecole, e in formati invece da ioni, atomi o raggruppamenti di atomi

dotati di una carica elettrica, legati da interazioni di tipo elettrostatico fra cariche opposte.

Le molecole che compongono i composti molecolari sono gruppi ben definiti di atomi

legati da ben precisi legami chimici; le formule molecolari si esprimono attraverso simboli

chimici e pedici che indicano il numero di atomi degli elementi nella molecola. Le

molecole possono essere biatomiche (come Cl , in cui due atomi di cloro sono legati da

2 peso molecolare

un legame covalente) o poliatomiche (come NH , CO ). Il esprime la

3 2

massa media di una molecola; poiché le masse sono additive, si ottiene sommando i pesi

atomici degli atomi che compongono la molecola. Anche in questo caso, una mole di

molecole di un composto ha una massa espressa in grammi e una massa molare

espressa in g/mol pari al peso molecolare del composto.

I composti ionici sono invece formati da ioni, atomi o gruppi di atomi carichi

elettricamente (possono avere c