Chimica generale - nozioni e concetti

L’

2.3 organizzazione degli elementi

Il numero di elementi esistenti è elevato. Imparare le proprietà è reso più semplice dal fatto

che disponendo gli elementi nell’ ordine dei relativi numeri atomici e secondo righe di una certa

lunghezza, danno luogo a famiglie che esibiscono un andamento regolare delle proprietà.

La disposizione degli elementi che evidenzia le correlazioni familiari è detta tavola periodica.

Le sue colonne sono dette gruppi; le colonne più alte sono i gruppi principali. Le righe

alto verso il basso.

sono dette periodi e vengono numerate dall’ Le quattro regioni della tavola

sono dette blocchi e si designano con s , p, d, f.

Ad eccezione degli elementi del gruppo dodici, i componenti il blocco “d” sono detti

I componenti del blocco “f” sono i cosiddetti metalli di transizione

metalli di transizione.

interna. La riga superiore di questo blocco, che segue il lantanio nel periodo sei, è costituita dai

lantanidi e la riga inferiore comprende gli attinidi.

Una parte dei gruppi principali, è caratterizzata dal fatto che gli elementi del primo gruppo

–

sono detti metalli alcalini. Si parla di metalli alcalino terrosi riferendosi agli elementi calcio,

stronzio e bario del gruppo due. Essi manifestano molte proprietà di quelli del gruppo uno, ma

le loro reazioni sono meno violente. 15

Alla destra della tavola (gruppo diciotto) ci sono i gas nobili: essi si combinano con

pochissimi elementi. Accanto ad essi si trovano i alogeni del gruppo diciassette: questi hanno

allo iodio. In cima alla tavola c’ è, da solo, l’idrogeno.

proprietà variabili regolarmente dal fluoro

Tutti gli elementi si classificano in metalli, non metalli e metalloidi. I metalli conducono

elettricità , manifestano lucentezza e sono duttili e malleabili; i non metalli non conducono

e non si presentano duttili e malleabili; i metalloidi hanno l’ aspetto e alcune proprietà

elettricità

dei metalli, ma si comportano come i non metalli.

2.4 La struttura elettronica e la tavola periodica

La tavola periodica è suddivisa nei blocchi s, p, d, f. Fanno eccezione due elementi.

rigore l’ elio appartiene al blocco s, ma compare nel blocco p. Le sue proprietà

A

riprendono quelle dei gas nobili del gruppo diciotto, piuttosto che quelle dei metalli del gruppo

due. L’ elio è collocato nel gruppo diciotto dato che ha lo stato di valenza completo.

L’ idrogeno possiede un solo elettrone s (e ciò lo associa al gruppo uno) e gli manca un

solo elettrone per raggiungere la configurazione dell’ elio.

I blocchi s e p individuano i gruppi principali della tavola periodica. Il motivo della

similitudine di proprietà che caratterizza gli elementi di un gruppo principale è insito nell’

analogia delle configurazioni elettroniche. Il numero del gruppo informa sul numero di elettroni

di valenza presenti.

Ogni nuovo periodo, corrisponde all’ occupazione di uno strato di numero quantico

principale superiore. Tutto ciò spiega la diversa lunghezza dei periodi. Si parte dal periodo uno

riempie l’ unico orbitale 1s. Il periodo due è associato

che è associato a due elementi nei quali si

a otto elementi che riempiono l’ orbitale 2s e i tre orbitali 2p con otto ulteriori elettroni. Nel

periodo tre si occupano gli orbitali 3s e 3p con otto elettroni ancora. Nel periodo quattro,

si collocano non solo gli otto elettroni degli orbitali 4s e 4p, ma anche i dieci elettroni degli

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orbitali 3d. Gli elementi del periodo cinque portano con sé altri diciotto elettroni: si completano

progressivamente gli orbitali 5s, 4d, 5p. Nel periodo sei compaiono i quattordici elettroni dei

sette orbitali 4f, in modo che il totale degli elettroni è 32.

Fig. 2.1: Tavola periodica degli elementi.

Capitolo terzo

3.1 La termochimica

La termochimica è un aspetto della termodinamica che si occupa delle relazioni esistenti

tra reazioni chimiche e variazioni di Energia. Per Energia si intende la capacità di svolgere un

lavoro e/o scambiare calore. Nello studio della termochimica risultano interessanti gli scambi di 17

lavoro e calore nei sistemi chimici come ad es. il lavoro di compressione di un gas o il lavoro

necessario a separare un elettrone dal nucleo.

Esistono varie forme di Energia: l’ Energia cinetica è legata alla massa e alla velocità di un

l’ Energia potenziale esprime l’ entità del lavoro che un oggetto/molecola può

oggetto/molecola,

compiere in virtù della posizione relativa ad un altro oggetto. Tutte le altre forme di Energia si

possono ricondurre ad Energia cinetica e potenziale.

s’ intende ogni quantità di materia su cui si possa

Per sistema termodinamico effettuare un

osservazione macroscopica. Tutto ciò che è esterno al sistema è detto ambiente esterno.

Un sistema termodinamico può presentarsi come isolato (quando non scambia con l’ esterno né

materia né Energia), chiuso (quando non può scambiare materia, ma solo Energia), aperto (quando

scambia con l’ esterno sia materia che Energia).

La descrizione dello stato di un sistema termodinamico passa attraverso i valori del numero

di parametri (le variabili di stato: temperatura, pressione, composizione) che lo individuano

univocamente. I sistemi termodinamici sono tutti in equilibrio ossia le loro proprietà fisiche e

chimiche non variano nel tempo, congiuntamente ai valori delle variabili di stato che li

caratterizzano.

La termodinamica poggia essenzialmente su principi: il primo esprime l’ impossibilità

di creare o distruggere Energia (che quindi può solo mutare da una forma all’ altra), il secondo

esprime l’ impossibilità di trasformare integralmente il calore in lavoro. Applicando il primo

principio alle reazioni chimiche si parla di termochimica. Dall’ elaborazione di entrambi i principi

derivano i concetti essenziali che permettono di interpretare l’ andamento dei fenomeni chimici (e

cioè prevedere se una certa reazione può avere luogo spontaneamente o meno).

3.2 Primo principio della termodinamica

Il suo enunciato è il seguente: “L’ Energia si può convertire da una forma all’ altra, ma non

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non si può creare né distruggere”: .

U è l’ Energia interna al sistema termodinamico, Q è il calore scambiato con l’ esterno, L è il

lavoro scambiato con l’ esterno. In U non si tiene conto del contenuto di Energia cinetica poiché l’

Energia interna è di tipo potenziale.

Non è possibile in generale calcolare con precisione l’ Energia potenziale. Ciò che si conosce

è , per un dato insieme di valori delle variabili di stato, la U del sistema. E’ interessante la

una trasformazione e non i valori assoluti dell’ Energia potenziale prima

variazione di U durante

e dopo una certa trasformazione.

Dalla prima legge, su menzionata, U risulta una funzione di stato: il suo valore dipende solo

dallo stato del sistema, non da come vi sia pervenuto.

In chimica interessa il lavoro di tipo elettrico e il lavoro meccanico fatto per espandere o

comprimere un gas. Si dimostra che il lavoro che accompagna l’ espansione di un gas (fatto con

l’ esterno, quindi negativo) se è costante vale: L = - P se V è il volume del gas.

A P = si ha che: + P = .

= .

La quantità prende il nome di Entalpia o calore di reazione

Anche H è una variabile di stato in quanto legata a U, P, V che lo sono. La variazione di Entalpia

∑ ∑

= .

in una reazione chimica vale:

Se trattasi di una reazione endotermica (calore assorbito) se trattasi di una

reazione esotermica (calore sviluppato).

3.3 Legge di Hess

Il fatto che l’ Entalpia è una funzione di stato consente di calcolare l’ Entalpia di una certa

reazione dalla conoscenza della variazione d’ Entalpia associata ad altre reazioni.

La legge di Hess dice che se una reazione procede attraverso una certa serie di passaggi 19

intermedi, il della reazione è la somma delle variazioni entalpiche dei passaggi singoli.

E’ possibile così calcolare il di un qualsiasi processo se conosciamo il dei singoli passaggi.

di un composto è l’ entità più importante nella

Il cosiddetto calore di formazione

termochimica. in una qualsiasi reazione dipende dalle condizioni di temperatura, pressione e

stato fisico dei reagenti e dei prodotti; si parla di entalpia standard quando la reazione ha

luogo con P = 1atm, T = 298 K ovvero in condizioni standard.

In tal modo, il calore (o l’ Entalpia) standard di formazione di un composto è la variazione di

Entalpia che accompagna la formazione di una mole di quella sostanza dai suoi elementi,

considerati tutti nel loro stato standard.

3.4 Calorimetria

Il valore di si calcola sperimentalmente misurando il flusso di calore associato alla

reazione a pressione costante. Questo flusso può produrre una variazione di temperatura di

alcune sostanze appositamente impiegate, consentendo quindi una misura sperimentale.

La misura del flusso termico si chiama calorimetria. La variazione di temperatura subita da

definita come l’

un corpo quando cede o assorbe calore è determinata dalla capacità termica

Energia richiesta per un aumento della sua temperatura di 1° C.

La capacità termica è data da C = se q è il calore totale scambiato e la variazione di

temperatura subita. Essa dipende dalla massa dell’ oggetto in esame e dalla sua composizione.

Si parla di calore specifico e di capacità termica molare rispettivamente riferendosi alla

capacità termica per un grammo di sostanza e alla capacità termica per una mole di sostanza.

–

Il calore specifico associato ad una delle tre forme : solido liquido - gassoso può variare

con la temperatura alla quale si misura, anche se tali perturbazioni sono di modesta entità.

20 Fig. 3.1: calori specifici di alcune sostanze.

Capitolo quarto

4.1 Legami chimici

Ogni sistema in natura tende a diminuire il proprio contenuto energetico. La tendenza di due

o più atomi, uguali o diversi, a formare legami spontaneamente comporta liberazione di Energia.

Si può scrivere: A + B→ Si definisce legame chimico la forza attrattiva che si

stabilisce tra due o più atomi, uguali o diversi, permettendo loro di unirsi per formare molecole o

aggregati cristallini. Lo studio dei legami chimici può essere condotto seguendo due teorie diverse.

 La teoria del legame di valenza (Lewis)

 La teoria dell’orbitale molecolare

La prima strada è meno rigorosa, ma è più utile perché permette d