Riassunto esame Chimica generale e inorganica, prof. Francia, libro consigliato Fondamenti di chimica, Schiavello, Palmisano

Cenni generali di chimica

La chimica è quella disciplina che indaga la composizione qualitativa e quantitativa della materia e delle sue trasformazioni, quindi dell'energia coinvolta.

Cos'è la materia?

Le miscele omogenee (o soluzioni, che si ottengono mescolando tra loro due o più sostanze solubili l'una nell'altra fino a quando non si raggiunge il limite di solubilità), a differenza delle miscele eterogenee (che si ottengono quando si mescolano sostanze insolubili o quando in una soluzione si supera il limite di solubilità), presentano una sola fase (porzione di materia che presenta in ogni punto proprietà costanti). Una miscela, non avendo una composizione fissa, non è una sostanza.

Una sostanza infatti è definita da una composizione chimica fissa e ogni sostanza ha determinate proprietà fisiche e chimiche. Sono sostanze gli elementi (circa 115 di cui 90 di origine naturale) e i composti (generati dalla combinazione di almeno due elementi). Il composto che si forma spesso ha caratteristiche fisiche differenti rispetto agli elementi di partenza: ad esempio, NaCl (cloruro di sodio) è formato dalla combinazione di Na (metallo alcalino, tenero e reattivo) e dalla molecola Cl₂ (gas diatomico velenoso).

Nota: A volte un composto può innescare una reazione che produce i due elementi di partenza. Ad esempio:

• Elettrolisi: 2H₂O → 2H₂ + O₂
• HgO (ossido di mercurio) basta scaldarlo a 600 gradi e produce Hg metallico e O₂

Come distinguere composti da miscele?

Ricordando che le miscele a differenza dei composti possono essere separate nelle sostanze che le hanno generate con metodi fisici, è sufficiente cercare di separare gli elementi che costituiscono la sostanza in esame mediante metodi fisici che sfruttano quella particolare proprietà fisica per cui i componenti del sistema differiscono tra loro. Ad esempio:

• Filtrazione: si utilizza un filtro per separare la parte solida dalla parte liquida.
• Decantazione: se i due componenti che costituiscono la miscela hanno una densità abbastanza differente, quella con densità minore si troverà sopra l'altra.
• Distillazione: se due liquidi hanno volatilità differente (e dunque temperature di ebollizione differenti) oppure si ha a che fare con un liquido e un solido in soluzione, mediante un dispositivo che consente di raccogliere il vapore del componente a minor temperatura di ebollizione, è possibile separare i due componenti.

Stati di aggregazione

La materia si può trovare in natura sotto forma di tre differenti stati di aggregazione:

• Solido: ha forma e volume fissi; le molecole e gli atomi sono impilati uno accanto all'altro e hanno una ridotta libertà di movimento; non sono comprimibili.
• Liquido: non ha una forma ma assume la forma del recipiente che lo contiene e ha un volume proprio variabile; le particelle che lo compongono hanno una certa libertà di movimento; sono difficilmente comprimibili.
• Gas: non ha né forma né volume e occupa tutto lo spazio a disposizione; le particelle che lo compongono sono molto distanti tra loro e hanno una grande libertà di movimento; sono facilmente comprimibili.

Proprietà e caratteristiche di una sostanza

Le proprietà possono essere indicative o meno per una sostanza:

• Fisiche: Proprietà che la sostanza presenta di per sé senza interagire o senza trasformarsi in un'altra sostanza: massa, colore, temperatura di fusione e di ebollizione, durezza, densità, conduttività, stato di aggregazione. Per determinarle non è necessario modificare l'identità della sostanza.
• Chimiche: Proprietà che la sostanza presenta quando si trasforma o interagisce con altre sostanze: infiammabilità, corrosività, reattività con acidi, tendenza ad arrugginirsi. Per determinarle bisogna modificare l'identità della sostanza.

Nota:

• Quando una sostanza subisce una trasformazione fisica non trasforma la sua composizione ma vi è in genere un solo passaggio di stato.
• Una trasformazione fisica è reversibile, mentre una trasformazione chimica spesso non lo è (se voglio la reazione inversa spesso devo fornire energia).

Esempio di reazione: se schiaccio il tasto di un accendino con rotella contenente butano (C₄H₁₀) allo stato liquido, si innesca una reazione fisica che va ad evaporare il liquido; se nello stesso istante giro la rotella si innesca una reazione chimica di combustione (2C₄H₁₀ + 13O₂ → 8CO₂ + 15H₂O) che determina la formazione della fiamma.

Leggi fondamentali in una reazione chimica

Principio di Lavoisier (legge della costanza delle masse)

Sebbene le reazioni chimiche comportino variazioni notevoli delle proprietà delle sostanze reagenti, verso la fine del '700, Lavoisier dimostrò la conservazione della massa in una reazione chimica ("in natura nulla si crea e nulla si distrugge, ma tutto si trasforma").

Principio di Proust (legge delle proporzioni definite)

Verso la fine del '700 inoltre, gli studi di Proust portarono alla scoperta della seguente legge: un composto è caratterizzato dall'avere rapporti ponderali definiti e costanti tra gli elementi componenti.

Legge di conservazione dell'energia

Oltre alla massa, in una reazione chimica si conserva anche l'energia. La materia ha un'energia interna E = U (energia potenziale, che dipende dalla posizione) + E_c (energia cinetica, che dipende dal movimento); ad esempio il TNT (trinitrotoluene) ha un'elevata energia potenziale che al momento dell'esplosione converte in energia cinetica.

Dal punto di vista energetico si distinguono due tipi di reazioni:

• Reazione esotermica: L'energia dei reagenti è maggiore dell'energia dei prodotti. Si libera energia sotto forma di calore.
• Reazione endotermica: L'energia dei reagenti è minore dell'energia dei prodotti. È necessario fornire energia per far avvenire la reazione.

Teoria atomica della materia

In antichità la materia era vista come qualcosa di continuo. Successivamente, intorno al 1800, gli studi di Lavoisier e Proust permisero a Dalton di formulare la prima teoria atomica della materia che si fonda su alcuni postulati:

• La materia è formata da particelle piccolissime ed indivisibili dette atomi.
• Gli atomi di uno stesso elemento sono tutti uguali tra loro; gli atomi di elementi differenti hanno invece masse differenti.
• I composti si formano per combinazione diversa di più atomi secondo rapporti definiti e costanti espressi da numeri interi (i pedici che individuano una sostanza).
• In una reazione chimica nessun atomo di un certo elemento scompare o si trasforma in un altro elemento.

Legge delle proporzioni multiple (Dalton)

Se due elementi reagiscono per dare origine a più composti, essi si combinano secondo rapporti definiti diversi. Se la massa di un elemento A è variabile rispetto alla massa dell'altro elemento B, allora le masse di A nei vari composti che reagiscono con la massa fissa di B, stanno tra loro secondo numeri interi piccoli.

Ma perché gli elementi si combinano in certe proporzioni e non in altre?

Nel XIX secolo si dimostrò che in una reazione chimica, sono le particelle atomiche (elettroni, protoni e neutroni), che costituiscono la struttura interna di un atomo, a determinarne le proporzioni. Gli elettroni furono scoperti da Thomson, attraverso l'esperimento dei raggi catodici, nel 1897. I primi modelli atomici consideravano la carica totale di un atomo neutra, pensando però ad una distribuzione regolare di cariche positive e negative al suo interno (modello "a panettone" di Rutherford). Successivamente si scoprì che la massa dell'atomo è tutta concentrata in un punto detto nucleo che contiene il 99,9% delle particelle atomiche (i nucleoni, ovvero protoni (+) e neutroni (di carica neutra, aventi però una massa)); gli elettroni (-) invece, hanno una massa infinitesima e occupano uno spazio maggiore (circa 100000 volte maggiore di quello occupato dal nucleo).

Il numero dei protoni è indicato con Z e determina le proprietà chimiche di un atomo e l'identità di un elemento. Il numero di massa A è il numero di neutroni e protoni presenti nel nucleo: esso può essere variabile perché N (il numero dei neutroni) può variare determinando la formazione di isotopi che hanno le stesse proprietà chimiche ma possono variare in alcune proprietà fisiche (ad esempio: isotopi del Carbonio (-12/-13/-14) o isotopi dell'idrogeno (deuterio (1 neutrone), trizio (2 neutroni) che forma la cosiddetta acqua pesante D₂O in cui il ghiaccio affonda, (3 protoni)).

La massa atomica di un atomo dipende dal numero di elettroni, protoni e neutroni che esso contiene: Cannizzaro aveva preso in considerazione l'Ossigeno per determinare la massa atomica di tutti gli altri elementi perché egli considerava esso come uno degli elementi più presenti nei vari composti. Egli calcolò la massa atomica dell'ossigeno considerando la massa dell'idrogeno pari a 1 e in rapporto ad esso calcolando la massa dell'ossigeno in acqua, pari a 16. Successivamente la IUPAC ha preso in considerazione il Carbonio per definire le masse atomiche di tutti gli elementi della tavola periodica, considerando che il Carbonio era in grado di favorire la formazione di molti altri composti rispetto all'ossigeno (come ad esempio tutti i composti organici): nel 1961 si stabilì come unità di massa atomica (μ) = 1/12 della massa di un atomo di C-12. Sono state calcolate così tutte le masse atomiche dei vari elementi, facendo la media per quelli elementi che presentassero diversi isotopi (come nel caso del carbonio stesso: la massa atomica del carbonio, facendo la media tra i tre isotopi, risultava 12,01).

Tavola periodica

La prima tavola periodica di Mendeleev era costituita da elementi organizzati secondo la loro massa atomica: in questo modo elementi della stessa colonna avevano caratteristiche pressoché simili, ed erano stati previsti degli elementi di cui si prevedevano le proprietà ma non se ne conosceva ancora l'esistenza (come ad esempio la previsione dell'eka-silicio che trovò conferma nel germanio).

La tavola periodica moderna (Moseley), organizza invece gli elementi secondo il numero atomico Z crescente da sinistra a destra in gruppi (colonne) e periodi (righe), con ogni periodo che si chiude con un gas nobile, e in questo modo sono evidenziate maggiormente le proprietà simili: elementi di uno stesso gruppo hanno infatti proprietà fisiche e chimiche molto simili; per questo motivo all'interno di una tavola periodica è possibile distinguere delle famiglie chimiche:

• 1° gruppo (metalli alcalini, tranne l'idrogeno): sono molto reattivi e sono capaci addirittura di “spostare l'idrogeno dall'acqua”. Na e K possono dare anche una reazione esplosiva.
• 2° gruppo (metalli alcalino-terrosi): sono reattivi ma meno violenti di quelli alcalini.
• Metalli di transizione: sono tutti solidi (tranne il mercurio e il gallio) a temperatura ambiente e sono malleabili, duttili con bassa reattività.
• La linea nera a zig-zag delimita il passaggio dai metalli ai non metalli, e in prossimità di essa vi sono i metalloidi (o semimetalli) come il Silicio, che sono alla base dei semiconduttori.
• I non metalli hanno caratteristiche opposte ai metalli e la famiglia più importante è quella degli alogeni (7° gruppo principale) che sono molto reattivi e sono coinvolti in molti composti.
• Nell'ultimo gruppo (8° gruppo principale) sono presenti i gas nobili o gas inerti monoatomici che non reagiscono, avendo una configurazione elettronica stabile, e vengono utilizzati ad esempio per creare un'atmosfera inerte in prossimità dei luoghi di reazione.
• Staccati dalla tavola periodica vi sono infine i lantanidi e attinidi che hanno una configurazione elettronica particolare.

Molti elementi esistono in natura come molecole, cioè aggregati di due o più atomi dello stesso tipo (o di tipo diverso) tenuti assieme da legami chimici: è il caso ad esempio dei gas biatomici (O₂, Cl₂, ecc). Quando si parla di composti invece, per definizione, si fa riferimento solo a sostanze costituite da due o più elementi diversi.

Gli atomi e le molecole allo stato elementare sono elettricamente neutri, pur essendo costituiti da particelle cariche (protoni ed elettroni): se i protoni che sono situati nel nucleo non possono spostarsi al suo esterno, gli elettroni possono scambiarsi tra due elementi determinando la formazione di ioni (atomi che possiedono una carica positiva o negativa) che prendono il nome di cationi (carica positiva, perdono elettroni) e anioni (carica negativa, acquistano elettroni). La tendenza di un elemento a dare anioni o cationi in un composto ionico è data in genere dalla sua vicinanza al gas nobile più vicino. I metalli tendono a formare cationi, i non metalli anioni; questa regola non vale per i metalli di transizione.

Formule chimiche

Le formule chimiche servono per esprimere la composizione delle molecole e dei composti ionici in simboli chimici.

• Formula molecolare (bruta): indica il numero esatto di ogni elemento in una sostanza.
• Formula di struttura: indica come gli atomi in una molecola sono legati tra loro.
• Modelli di struttura: mettono in evidenza la struttura geometrica di una molecola. Esistono ad esempio i modelli Ball-and-stick o quelli Space filling.

Mole

La mole è l'unità di misura chimica fondamentale ed equivale alla quantità di sostanza che contiene tante entità elementari (atomi, molecole o in genere particelle) quante sono contenute in 12 g del C-12. Il numero effettivo di atomi contenuti in 12 g del C-12 è stato trovato sperimentalmente da Avogadro ed è N_A = 6,022 x 10²³ atomi. Se si considera una mole di una sostanza la sua massa molare (espressa in μ) coincide con la sua massa atomica (espressa in g); se il numero di moli non è uguale a 1 allora si utilizza la formula:

Se si considera una molecola, il suo peso (peso molecolare) è dato dalla somma delle masse atomiche (espressi in μ): per trovare il peso in grammi si moltiplica il peso molecolare per il numero delle moli. Se si considera invece un composto ionico si parla di peso formula. I coefficienti stechiometrici in una reazione chimica, indicano i rapporti tra le moli.

Il modello strutturale dell'atomo

Il modello strutturale dell'atomo, sviluppatosi dopo che Rutherford attraverso un esperimento (utilizzò delle particelle α che contrariamente alle sue previsioni, se colpivano una parte dell'atomo tornavano indietro) capì che il suo modello "a panettone" non poteva spiegare efficacemente la struttura interna degli atomi, può essere spiegato introducendo le proprietà della luce.

La luce può essere considerata una parte piccolissima della radiazione elettromagnetica (che va dal rosso [700 nm] al violetto [400 nm]), e pertanto un'onda capace di trasportare energia, le cui caratteristiche sono: maggiore è la frequenza, e dunque minore è la lunghezza d'onda (ovvero la distanza tra due creste o due ventri successivi), maggiore sarà l'energia trasportata.

Sin dai primi anni del '900 la luce era spiegata dal punto di vista fisico come un'onda: Newton aveva ad esempio teorizzato e poi verificato che facendo passare la luce attraverso una fenditura su un prisma, essa veniva scomposta nello spettro continuo del visibile; Successivamente Einstein mise in dubbio la natura ondulatoria della luce attraverso l'esperimento dell'effetto fotoelettrico: egli facendo incidere una luce monocromatica su una placca P formata da uno strato metallico notò che venivano emessi degli elettroni per effetto fotoelettrico, che venivano raccolti da un collettore C. Egli notò che non tutti i raggi incidenti erano in grado di produrre effetto fotoelettrico e capì che questo non dipendeva dalla vicinanza della sorgente di luce, ma dalla lunghezza d'onda λ. Ogni materiale fotosensibile che fungeva da placca era dotato, infatti, di una propria frequenza limite f₀ di emissione, chiamata soglia fotoelettrica: nessun elettrone veniva emesso se la frequenza della radiazione incidente era minore di f₀, pertanto producevano effetto fotoelettrico solo alcuni raggi con determinate lunghezze d'onda (l'energia cinetica degli elettroni cresce all'aumentare della frequenza, e quindi al diminuire della lunghezza d'onda).

Questo effetto (che determina il muoversi di particelle dotate di massa, gli elettroni) non si spiega attraverso il modello ondulatorio, pertanto Einstein ipotizzò che la luce fosse costituita da particelle portatori di energia, che chiamò fotoni: solo fotoni portatori di una grande quantità di energia erano in grado di far emettere elettroni dalla placca. L'energia trasportata da un fotone (calcolata da Plank per i corpi caldi) è hf (indicando con h la costante di Plank) dunque segue l'uguaglianza tra massa ed energia hf = mc².

In analogia a ciò che fece Newton per la luce, diversi chimici constatarono che molte sostanze elementari poste in tubi catodici e sottoposte a scarica elettrica, emettevano una certa luminescenza (con un passaggio di elettroni) che fatta passare attraverso un prisma si scomponeva in radiazioni che poste su uno schermo davano lo spettro a righe di emissione. L'esistenza di spettri atomici a righe e molte altre proprietà dell'atomo non erano spiegabili tramite i modelli atomici precedenti (di Thomson e Rutherford): nel 1913 il danese Bohr formulò un modello atomico che potesse spiegare lo spettro atomico discontinuo.