Riassunto esame Chimica Generale, prof. Terraneo, libro consigliato Fondamenti di Chimica di Brown, Limay e Burstein

CHIMICA  1  

Carlo  Marazza  –  Ingegneria  Meccanica  

La  chimica  studia  le  proprietà  delle  sostanze  e  le  reazioni  che  le  trasformano  in  altre  sostanze.  

La  materia  si  divide  tra  sostanze  pure  e  miscele.  Le   miscele  sono  un  gruppo  di  due  o  più  sostanze  

che  sono  mescolate  fisicamente  e  possono  essere  

omogenee  (aria,  latte)  o   eterogenee   (acqua  +  

olio).  

Le   sostanze  pure  

sono  costituite  da  una  sola  specie  o  di  atomo  (elemento)  o  di  molecola  

(composto).  L’elemento  è  lo  stato  più  semplice  della  materia,  con  proprietà  fisiche  e  chimiche  

esclusive.  E’  costituito  da  una  sola  specie  di  atomo  e  può  essere  

atomico  (un  solo  atomo,  come  Fe,  

Au)  o  

molecolare  (più  atomi  legati  tra  loro,  come  O ,  S ).  Il   composto  è  la  materia  costituita  da  due  

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o  più  elementi  chimicamente  legati  tra  loro.  Il  composto  può  essere  

molecolare  (H O)  o   ionico  

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(NaCl).  

Elementi  

Sono  un  centinaio,  ordinati  dai  chimici  in  base  alle  loro  proprietà  che  variano  in  modo  periodico,  

sistematico,  prevedibile.  Essi  sono  posizionati  nella  tavola  periodica  in  base  alle  loro  proprietà,  e  

ordinati  in   gruppi  (le  colonne)  e   periodi  (le  righe).  Nella  tavola  periodica  gli  elementi  sono  divisi  tra  

metalli  alcalini  (gruppo  1A),  metalli  alcalino-­‐terrosi(gruppo  2A),  metalli  di  transizione  (gruppo  degli  

orbitali  d),  terre  rare  (gruppo  degli  orbitali  f),  gas  nobili  (ultimo  gruppo  a  destra,  8A),  alogeni  

(gruppo  7A);  all’interno  di  ciascuna  di  queste  suddivisioni,  gli  elementi  presentano  caratteristiche  

micro  e  macroscopiche  comuni.  

Teorie  atomiche  

Democrito:  (460-­‐370  a.C.)  intuisce  che  la  materia  è  formata  da  piccolissime  particelle  che  lui  

chiama   atomi.  

Dalton:  nel  1803  fu  il  primo  chimico  a  formulare  una  teoria  atomica  basata  sulle  intuizioni  di  

Democrito.  In  particolare  la  fonda  su  cinque  postulati  

1) La  materia  è  costituita  da  particelle  indivisibili,  gli  atomi;  

2) L’atomo  è  la  più  piccola  parte  di  un  elemento;  

3) Gli  atomi  di  un  elemento  sono  tutti  uguali;  

4) Le  reazioni  chimiche  avvengono  tra  atomi  interi;  

5) In  una  reazione  chimica  gli  atomi  degli  elementi  rimangono  inalterati  in  numero  e  qualità  

(legge  di   Lavoisier  sulla  conservazione  della  massa:  “Nulla  si  crea,  nulla  si  distrugge,  tutto  si  

trasforma”).  

Secondo  Dalton  l’atomo  è  una  sferetta  indivisibile  di  materia  neutra.  

Thomson:  nel  1897  fece  un  esperimento,  che  consisteva  nel  porre  due  elettrodi,  uno  positivo  

(anodo)  e  uno  negativo  ( catodo),  collegati  ad  un  generatore  di  corrente  continua,  all’interno  di  un  

tubo  a  vuoto.  Egli  osservò  che  si  formava  una  scarica  elettrica  proveniente  dal  catodo  e  diretta  

verso  l’anodo.  Questa  sorta  di  raggi  (che  lui  definì  

raggi  catodici)  deviava  se  sottoposta  ad  un  

campo  magnetico  esterno  (quindi  dovevano  essere  raggi  di  particelle  cariche)  ed  in  particolare  se  

sottoposti  ad  un  campo  elettrico  esterno,  questi  raggi  deviano  verso  il  polo  positivo  (quindi  sono  

carichi  negativamente).  Queste  particelle  prendono  il  nome  di  

elettroni.  Nell’atomo  (che  nel  

complesso  è  neutro)  queste  particelle  devono  essere  bilanciate  da  particelle  cariche  

positivamente,  i  

protoni.  Per  Thomson  in  particolare  l’atomo  è  costituito  da  particelle  cariche  

negativamente  più  piccole,  immerse  in  una  nuvola  di  cariche  positive,  come  le  uvette  nel  

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panettone.  Thomson  riesce  a  calcolare  il  rapporto  massa-­‐carica  di  elettrone  e  protone,  solo  in  

seguito  si  misureranno  le  rispettive  cariche  e  masse.  

In  particolare:   -­‐19 -­‐31

Elettrone:  carica  =  1,6x10  C  (-­‐1);  massa  =  9,11x10  Kg  

-­‐19 -­‐27

Protone:  carica  =  1,6x10  C  (-­‐1);  massa  =  1,67x10  Kg  

All’inizio  del  Novecento,  

Marie  Curie  e   Ernest  Rutherford  studiarono  e  lavorarono  per  primi  sulla  

radioattività.  In  particolare  in  un  loro  esperimento  trovarono  tre  diverse  radiazioni:  α  (positive),  β  

(negative)  e  γ  (neutre).  Riuscirono  a  trovare  la  loro  carica  perché  la  loro  direzione  variava  nel  

passare  all’interno  di  un  campo  elettrico:  le  alfa  erano  deviate  verso  il  polo  negativo  mentre  le  

beta  verso  quello  positivo.  Le  gamma  mantenevano  un  percorso  rettilineo.  

Nel  1911  Rutherford  scoprì  che  bombardando  con  particelle  alfa  una  sottile  lamina  d’oro,  alcune  

particelle  erano  deviate  e  addirittura  1/20'000  tornava  indietro.  Questo  risultato  smentì  la  teoria  

di  Thomson:  infatti  se  essa  fosse  stata  valida,  tutte  le  particelle  avrebbero  dovuto  attraversare  gli  

atomi  d’oro,  poiché  questi,  in  quanto  neutri,  non  avrebbero  dovuto  influenzare  il  percorso  delle  

particelle  positive.  Rutherford  demolisce  la  teoria  di  Thomson  e  teorizza  un  nuovo  tipo  di  atomo,  

l’atomo  nucleare:  l’atomo  è  costituito  da  un  nucleo  molto  piccolo,  carico  positivamente  e  

costituito  da  protoni,  intorno  al  quale  orbitano  a  una  distanza  (in  proporzione)  enorme  gli  

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elettroni.  Dato  che  gli  elettroni  hanno  una  massa  molto  molto  piccola  (quasi  10  volte  più  piccola  

di  quella  del  protone),  tutta  la  massa  dell’atomo  è  concentrata  nel  nucleo.  Lo  spazio  tra  nucleo  ed  

elettroni  è  vuoto.  

Successivamente,  nel  1932,  grazie  a  

Chadwich  si  scopre  che  nel  nucleo  esistono  anche  i  

neutroni,  

particelle  neutre,  di  massa  simile  a  quella  dei  protoni.  Di  conseguenza  la  massa  dell’atomo  è  data  

da  protoni  e  neutroni.  Tutti  gli  atomi  di  un  certo  elemento  contengono  lo  stesso  numero  di  

elettroni,  protoni  e  neutroni,  ma  atomi  di  uno  stesso  elemento  possono  contenere  un  diverso  

numero  di  neutroni,  nel  qual  caso  si  parla  di   isotopi.  Gli  elettroni  che  occupano  lo  spazio  vuoto  

intorno  al  nucleo,  determinano  le  proprietà  chimiche  dell’atomo.  

Riassumendo:   -­‐

1) L’atomo  è  una  struttura  vuota  (nucleo  centrale  con  e  che  ruotano  intorno;  

2) La  materia  occupa  una  regione  limitatissima  dello  spazio  disponibile  (se  l’atomo  fosse  

grande  come  uno  stadio,  il  nucleo  contenente  la  massa  sarebbe  delle  dimensioni  di  una  

ciliegia  posta  nel  suo  centro);  raggio  atomo  100'000  volte  maggiore  del  raggio  del  nucleo;  

3) L’atomo  è  elettricamente  neutro:  N°  protoni  =  N°  elettroni.  

Unità  di  misura  per  pesare  e  contare  

Operare  utilizzando  le  

Masse  Atomiche  Assolute  (MAA)  risulta  scomodo  perché  i  valori  sono  

decimali  molto  piccoli  (dato  che  si  misura  in  grammi).  Così  è  stato  deciso  dall’SI  (Sistema  

Internazionale)  di  utilizzare  la   Massa  Atomica  Relativa,  espressa  in   uma  (unità  di  massa  atomica).  

12 12

1  uma  corrisponde  alla  dodicesima  parte  del   C  (1/12   C);  considerando  che  la  MAA  del  carbonio-­‐

-­‐23 -­‐

12  è  1,99x10  g  è  possibile  trovare  la  massa  assoluta  di  1  uma  dividendo  MAA/12  uma  =  1.66x10

24 g/uma  =  1  uma.  

La  massa  atomica  relativa  (uma)  di  un  elemento  è  quindi  sempre  uguale  alla  MAA  dell’elemento  

-­‐24

diviso  1.66x10 g/uma.  In  questo  modo  si  ottengono  valori  più  comodi  da  usare  che  nella  tavola  

periodica  si  trovano  solitamente  in  alto  a  destra  indicati  come  “

Peso  Atomico”  (o  massa  atomica).  

Come  si  può  notare  il  peso  atomico  di  un  elemento  corrisponde  a  circa  il  doppio  nel  suo  numero  

atomico,  questo  perché  il  

numero  atomico  (Z)  indica  il  numero  di  protoni  presenti  nell’atomo,  

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mentre  il  peso  atomico  è  dato  da  protoni  più  neutroni  (che  ricordiamo,  hanno  massa  simile  al  

protone).  Inoltre  sulla  tavola  periodica  è  rappresentata  la  

Massa  Atomica  Media,  ovvero  una  

media  pesata  degli  isotopi  di  un  certo  elemento.  Infatti  un  elemento  in  natura  si  trova  spesso  

anche  in  forma  isotopica,  quindi  per  ottenere  la  MAM  è  necessario  conoscere  la  percentuale  di  

ciascun  isotopo.  

Per  esempio:  la  massa  di  un  atomo  di  idrogeno,  è  1/12  di  quella  del  carbonio-­‐12;  la  massa  di  un  

atomo  di  potassio  è  39x1/12  di  quella  del  carbonio-­‐12.  

N.B.  si  parla  di  massa  e  non  peso,  perché  il  peso  è  una  forza  che  solo  sulla  terra  corrisponde  alla  

massa,  mentre  la  massa  è  costante  per  qualsiasi  sistema  di  riferimento,  che  sia  la  Luna  o  Giove.  

Se  si  tratta  di  atomi,  si  parla  di  massa  atomica;  se  si  tratta  di  molecole  si  parla  di  massa  

molecolare;  se  si  tratta  di  composti  ionici  si  parla  di  massa  formula.  Tutte  e  tre  sono  espresse  in  

uma.  

La   massa  molecolare  (MM)  relativa  di  una  molecola  è  la  somma  delle  masse  atomiche  relative  

degli  atomi  che  la  costituiscono,  ed  è  un  numero  puro.  

12 n+/-­‐ I/II

C C C C C

 n°  massa  atomica;    n°  atomico;    carica  ionica  (se  ione);     n  ossidazione;    forma  

6 1

C

monoatomica  (1)  o  poliatomica  (>1);   (x)  fase  f