Chimica generale - fondamenti

Appunti di chimica

Definizioni di base

Chimica: scienza che studia la materia e le sue trasformazioni.

Materia: tutto ciò che ci circonda.

Corpo: porzione limitata di materia.

Sostanza: diversi tipi di materia, possiede in ogni suo punto le stesse proprietà.

Fenomeno fisico: trasformazione che non modifica la natura delle sostanze.

Fenomeno chimico: trasformazione che cambia la natura delle sostanze.

Massa: quantità di materia contenuta in un corpo.

Reazione: fenomeno nel quale due reagenti interagiscono per formare un prodotto che può essere diverso per proprietà fisiche e chimiche.

Mole: peso atomico di un elemento espresso in grammi o peso molecolare di una molecola espresso in grammi (una mole di un elemento o di una molecola contiene un numero di atomi o di particelle pari a 6,02×10²³, detto numero di Avogadro).

Particelle subatomiche

Elettroni: particelle subatomiche cariche negativamente.

Protoni: particelle subatomiche cariche positivamente con massa quasi pari a quella dell'atomo.

Neutroni: particelle subatomiche senza carica con massa pari a quella dei protoni.

Ione positivo: atomo di un elemento che ha perso uno o più elettroni.

Ione negativo: atomo di un elemento che ha acquistato uno o più elettroni.

Tavola periodica

Periodo: riga nella tavola periodica; ogni riga corrisponde a un livello energetico.

Gruppi: colonne nella tavola periodica.

Leggi fondamentali della chimica

• Legge di Lavoisier o legge fondamentale delle trasformazioni chimiche: la massa del prodotto di una reazione sarà sempre uguale alla somma delle masse dei singoli reagenti (principio della conservazione della massa, secondo cui la materia non si crea né si distrugge ma si trasforma).
• Legge di Proust o delle proporzioni definite: in un composto gli elementi sono sempre presenti in un rapporto misurabile, fisso e costante.
• Legge di Dalton o delle proporzioni multiple: se due elementi si combinano per dare origine a diversi composti, le quantità di un elemento che si combinano con una quantità fissa dell'altro stanno fra loro in rapporti esprimibili mediante numeri interi e, generalmente, piccoli.

Modelli atomici

Modello atomico di Thomson: atomo concepito come una sfera contenente cariche positive e cariche negative, spiegando così la neutralità dell'atomo, distribuite uniformemente. Questo modello attribuiva alla materia una struttura compatta, priva di spazi vuoti.

Modello atomico di Rutherford: atomo costituito da un nucleo fatto di protoni attorno al quale ruotano gli elettroni su diverse orbite circolari. Principio di Rutherford: gli elettroni, ruotando attorno al nucleo, sono soggetti a una forza centrifuga che equilibria la forza di attrazione elettrostatica. Questo modello presenta due difetti: 1) gli elettroni, dotati di carica, durante il loro moto, dovrebbero perdere energia e cadere sul nucleo; 2) non si comprende come possa avvenire l'emissione di energia in forma discontinua.

Modello atomico di Bohr: secondo Bohr, il movimento degli elettroni avviene su orbite particolari definite orbite stazionarie di forma circolare. 1) Il moto degli elettroni sulle orbite stazionarie avviene senza assorbimento né emissione di energia e quindi esse devono essere considerate dei livelli di energia; 2) tutte le volte che un elettrone si sposta da un livello di energia E1 a un livello di energia E2, esso cede o acquista energia in modo quantizzato.

Il modello di Bohr contrastava con il principio di indeterminazione di Heisenberg: è impossibile assegnare all'elettrone in un dato istante una precisa posizione nell'orbita di appartenenza. Da questo principio si è dedotto che gli elettroni si muovono all'interno di spazi definiti orbitali atomici, i quali sono zone dello spazio atomico in cui vi è la massima probabilità di trovare, in un dato istante, l'elettrone. Ogni orbitale è caratterizzato da 4 parametri detti numeri quantici.

Numeri quantici

• n: Numero quantico principale, indica il livello energetico di un elettrone e può assumere i valori positivi da 1 a 7.
• l: Numero quantico secondario o angolare, indica la forma dell'orbitale e può assumere i valori che vanno da 0 a n-1.
• m: Numero quantico magnetico, rappresenta l'orientamento nello spazio di un orbitale sotto l'azione di un campo magnetico e può assumere valori che vanno da -l a +l.
• s: Numero quantico di spin, si riferisce solo all'elettrone e ne definisce il senso di rotazione, può assumere solo due valori -½ e +½.

Principio di esclusione di Pauli

Gli elettroni che fanno parte di uno stesso atomo non possono avere gli stessi numeri quantici. Secondo questo principio, quindi, su un orbitale ci possono essere massimo 2 elettroni che devono avere spin opposto o antiparallelo.

Distribuzione degli elettroni nell'atomo

In uno stesso atomo non esistono 2 elettroni che hanno tutti e 4 i numeri quantici uguali. Lo stato normale di un atomo è quello che prevede il minore contenuto energetico. Nello stesso livello energetico (n uguale) l'elettrone occupa prima gli orbitali a più basso numero quantico secondario l (s→p→d→f). In strati diversi (n diverso) l'elettrone occupa per primi gli orbitali aventi la somma n+l minore in quanto sono quelli a minore contenuto energetico. A parità della somma n+l, viene occupato l'orbitale che ha il numero quantico n minore.

Valenza e elettroni di valenza

Valenza: capacità che ha un atomo di un elemento di combinarsi con uno o più atomi di un elemento campione (H).

Elettroni di valenza: elettroni che si trovano nei livelli energetici più esterni e che determinano in larga misura le caratteristiche chimiche degli elementi.

Tipi di elementi

Elementi rappresentativi: elementi aventi elettroni discriminanti in orbitali di tipo "s" e di tipo "p".

Elementi di transizione: elementi aventi elettroni discriminanti in orbitali di tipo "d".