Chimica generali con esempio sugli esercizi più comuni

L'atomo

L'atomo è la più piccola parte di un elemento chimico, è costituito da elettroni che si muovono attorno a un nucleo che è costituito da protoni e neutroni; nel nucleo è quasi del tutto concentrata la massa dell'atomo.

L'atomo nella storia

Partendo dai greci furono avanzate teorie sulla struttura e il comportamento degli atomi, ma solo dopo la scoperta delle leggi ponderali (fine XVIII secolo e inizi XIX secolo) si cominciò a parlare di teoria scientifica.

• Legge della conservazione della massa di Antoine Lavoisier (1774) dimostra che la massa in una reazione chimica si conserva.
• Legge delle proporzioni definite di Joseph Proust (1799) enuncia che quando due o più elementi formano un composto, le quantità che reagiscono sono in rapporto definito e costante.
• Legge delle proporzioni multiple di John Dalton (1804) secondo la quale quando due elementi formano più di un composto, le masse dell'uno che reagiscono con la stessa massa dell'altro stanno tra loro secondo rapporti esprimibili attraverso numeri piccoli e interi.

Modello atomico di Thomson

Il primo (1904) fu il modello atomico proposto da J.J. Thomson, e propose il cosiddetto modello a panettone con gli elettroni (negativi) dispersi come gli acini di uvetta in un panettone, in una massa elettricamente positiva, in modo da determinarne l'equilibrio delle cariche.

Modello atomico di Rutherford

Nel 1911 lo scienziato neozelandese E. Rutherford, bombardando una sottilissima lamina d'oro con raggi alfa, si rese conto che particelle alfa positive passavano nel 99% dei casi attraverso la lamina senza subire deviazioni; in qualche caso venivano deviate con angoli superiori ai 90° e in un caso su 8000, venivano respinte indietro. Sulla base di ciò, ipotizzò che poiché le particelle alfa nella maggior parte dei casi oltrepassavano la lamina d'oro senza subire deviazioni, significava che non incontravano alcun ostacolo sul proprio cammino e che quindi l'atomo doveva essere formato prevalentemente da spazio vuoto. Poiché in qualche caso le particelle alfa venivano deviate e in rarissimi casi venivano riflesse, l'intera carica positiva (protoni) dell'atomo doveva essere concentrata in un "nocciolo" piccolissimo e centrale: il nucleo. Gli elettroni negativi dovevano muoversi lungo orbite circolari. Il diametro del nucleo doveva essere centomila volte più piccolo del diametro dell'atomo. Questo modello atomico è detto modello planetario, poiché ricorda, in miniatura, il sistema solare. Ma se il modello atomico di Rutherford fosse stato valido, l'elettrone ruotando attorno al nucleo doveva emettere energia elettromagnetica a scapito della sua energia cinetica, fino a precipitare sul nucleo stesso annullandosi.

Modello atomico di N. Bohr

Il modello atomico di Bohr presenta gli elettroni che si muovono nello spazio in orbite circolari di ben definita energia (orbite stazionarie o livelli di energia). Gli elettroni ruotano attorno al nucleo, e le orbite da loro descritte sono a una distanza ben precisa dal nucleo, che dipende dalla quantità di energia, chiamati livelli energetici. Ogni elettrone segue una determinata traiettoria circolare, chiamata orbita stazionaria. Se viene riscaldato, passa a uno stato eccitato assumendo quantità di energia, quindi gli elettroni fanno un salto alle orbite superiori. Oltre ai livelli energetici (da 1 a 7) esistono dei sottolivelli dove gli elettroni sono collocati. Questi vengono contraddistinti con le lettere s, p, d, f e ognuno può avere un numero massimo di elettroni (s², p⁶, d¹⁰, f¹⁴).

Il numero di massa e il numero atomico

La massa di un protone viene presa come unità di misura della massa degli atomi e viene chiamata dalton. La massa dell’elettrone è molto più leggera di quella del protone e la sua massa viene perciò trascurata. Il neutrone ha in pratica la stessa massa del protone e pesa circa 1 dalton. Il numero di massa (A), o il peso atomico (M), corrispondono alla somma del numero dei protoni e dei neutroni. Il solo numero dei protoni viene detto invece numero atomico (Z). Dato che l’atomo è elettricamente neutro, ha lo stesso numero di protoni ed elettroni. Si può perciò dire che il numero atomico coincide con il numero di elettroni presenti in un atomo.

Le molecole

La molecola è la più piccola unità chimica di una sostanza composta da raggruppamenti di atomi con caratteristiche chimiche definite. Ogni molecola è rappresentata da una formula chimica che specifica la tipologia e il numero di atomi che la compongono. Le molecole delle sostanze semplici (elementi) sono formate da due o più atomi uguali legati tra loro. Ad esempio, O₂ (molecola del gas ossigeno) è biatomica, mentre il P₄ (fosforo) è una molecola tetratomica. Le molecole delle sostanze composte (composti) sono formate da due o più atomi di elementi diversi legati tra loro. Ad esempio, CO₂ (molecola dell'anidride carbonica), HNO₃ (molecola dell'acido nitrico). Le dimensioni delle molecole sono estremamente varie e dipendono dal numero e dalla natura degli atomi componenti, la molecola più piccola è quella dell'idrogeno, la cui estensione, determinata dalla lunghezza del legame covalente H—H, è di poco più di 1 Ångstrom (10^-10 m). Tutte le molecole sono costituite da atomi tenuti insieme da un legame chimico e il peso della molecola viene determinato in una unità di misura chiamata unità di massa atomica (uma).

Il legame chimico

Si definisce legame chimico la forza attrattiva che si stabilisce tra due o più atomi, uguali o diversi, permettendo loro di unirsi formando molecole o aggregati cristallini. Gli atomi isolati, ad eccezione dei gas nobili e dei metalli allo stato aeriforme e ad alta temperatura, secondo la teoria elettronica della valenza, enunciata nel 1916, tendono spontaneamente ad aggregarsi tra loro mediante interazioni per raggiungere una configurazione elettronica più stabile.

La regola dell’ottetto

G.N. Lewis formulò ed enunciò una regola importantissima per comprendere la formazione dei legami chimici: un atomo è particolarmente stabile quando ha 8 elettroni nel livello più esterno.

Energia di legame

La stabilità ottenuta dagli atomi che si uniscono mediante un legame chimico è espressa dall’energia di legame, definita come l’energia necessaria per rompere un dato legame chimico, misurata in kilocalorie/mole o kilojoule/mole. La distanza media tra due nuclei atomici uniti da un legame chimico è detta distanza di legame.

Il legame ionico

Si definisce legame ionico la forza di attrazione elettrostatica che si stabilisce tra due ioni di carica opposta, attraverso uno scambio di elettroni: l’atomo o il gruppo atomico che cede elettroni si trasforma in ione positivo (catione), l’atomo o il gruppo atomico che acquista elettroni si trasforma in ione negativo (anione). Il legame ionico si instaura tra atomi di elementi diversi aventi un’elevata differenza di elettronegatività, di solito superiore a 1,7. È tipico dei sali e di molti composti che formano cristalli. Ad esempio, è la formazione di cloruro di sodio (NaCl).

Legami forti: legame covalente

Il legame covalente si realizza con la condivisione di una o più coppie (doppietti) di elettroni da parte di due atomi, che acquistano una configurazione elettronica esterna stabile (ottetto). A seconda del numero di coppie di elettroni condivise, si formano legami covalenti singoli, doppi o tripli. Il legame covalente si distingue in: legame covalente puro (od omopolare), polare, dativo.

Legame covalente puro o omopolare

Il legame covalente puro od omopolare si stabilisce tra atomi dello stesso elemento.

Legame covalente polare

Il legame covalente polare si stabilisce tra atomi di elementi differenti tra cui esista una differenza di elettronegatività inferiore a 1,7.

Legame covalente dativo

Il legame covalente dativo si stabilisce quando la coppia di elettroni di legame proviene da uno solo dei due atomi (atomo donatore) e viene “ospitata” dall’altro atomo (atomo accettore). Per esempio, nell’acido cloridico, HClO₃, l’atomo di cloro (donatore) lega con legame dativo due atomi di ossigeno (accettori), il legame dativo si indica con una freccia →.

Legami forti: il legame metallico

Il legame tra i metalli è determinato dalle loro proprietà, la cui struttura è caratterizzata da un insieme di ioni positivi immersi in un “mare di elettroni” relativamente liberi di muoversi. Il legame metallico è dovuto all’attrazione elettrostatica che si stabilisce tra gli elettroni di valenza “mobili” e gli ioni positivi. Stesso motivo per cui hanno un’elevata conducibilità elettrica e termica.

Legami deboli e forze intermolecolari

• I legami deboli includono le interazioni tra molecole, sia polari che apolari, e comprendono: le interazioni dipolo/dipolo e le interazioni tra molecole non polari (genericamente indicate come forze di van der Waals); il legame a idrogeno.
• I legami intermolecolari hanno una forza nettamente inferiore rispetto a quella dei legami interatomici; anche se scarsa, questa forza è, comunque, significativa e importante per spiegare il comportamento dei composti molecolari.

Interazione dipolo-dipolo

Le molecole dipolari creano attorno a sé deboli campi elettrici che fanno sentire la propria attrazione su altre molecole polari vicine. In questo modo si verifica un'attrazione elettrostatica tra i poli opposti di due molecole: tale interazione è detta interazione dipolo-dipolo o interazione di Keesom. Le molecole dipolari si avvicinano e tendono a disporre i loro poli di carica opposta l'uno di fronte all'altro, ed in tale modo si raggiunge una configurazione di elevata stabilità che rende minima l'energia potenziale del sistema. Le interazioni dipolo-dipolo non sono molto efficienti nello stato gassoso poiché le distanze intermolecolari sono troppo elevate. All'abbassarsi della temperatura e/o all’aumentare della pressione succede però che le distanze intermolecolari diminuiscono e le interazioni dipolo-dipolo conseguentemente aumentano.

Interazione dipolo permanente-dipolo indotto

L'interazione dipolo permanente-dipolo indotto (detta anche interazione di Debye) si ha tra molecole polari e molecole non polari. Per comprendere tale interazione bisogna considerare cosa succede a una molecola apolare (o a un atomo) quando viene immersa in un campo elettrico. Nella molecola non polarizzata il baricentro delle cariche positive coincide con il baricentro delle cariche negative. Quando la molecola viene immersa in un campo elettrico, succede che la nuvola elettronica carica negativamente viene deformata ed attratta dal polo positivo; viceversa il nucleo dell'atomo carico positivamente viene attratto dal polo negativo. Il campo elettrico esterno pertanto induce una separazione di carica nella molecola e la formazione di un dipolo temporaneo (dipolo indotto). Tanto maggiore è intensità del campo elettrico applicato tanto maggiore sarà l'intensità del dipolo indotto. Quando una molecola polare si avvicina a una molecola non polare, la molecola polare induce un dipolo (dipolo indotto) sulla molecola non polare. Tale dipolo perdura sino a quando le due molecole non si allontanano. Si genera in questo modo un'attrazione dipolo permanente-dipolo indotto.

Interazioni dipolo istantaneo-dipolo indotto

Le interazioni dipolo istantaneo-dipolo indotto (dette anche forze di London) sono forze attrattive tra molecole non polari. Anche molecole di per sé non polari possono divenire, per brevissimi intervalli di tempo, molecole polari, ciò è dovuto al moto degli elettroni attorno al nucleo. In un atomo, solitamente la distribuzione della nuvola elettronica è simmetrica rispetto al nucleo dell'atomo; i baricentri delle cariche negative e positive coincidono e la molecola è non polare. In un dato istante può succedere però che la distribuzione della nuvola elettronica sia asimmetrica rispetto al nucleo e addensata da un lato. Ciò determina la formazione di un dipolo istantaneo, ciascun dipolo istantaneo genera un campo elettrico che a sua volta induce un dipolo indotto nelle molecole circostanti. Tra il dipolo istantaneo e il dipolo indotto si viene a formare una forza attrattiva detta forza di London. È proprio grazie a questo tipo di interazione se molecole perfettamente apolari come O₂ e N₂ possono esistere allo stato condensato. L'intensità delle forze di London aumenta all'aumentare delle dimensioni e della massa molecolare delle molecole.

Le soluzioni chimiche

Una soluzione è un miscuglio omogeneo di due o più componenti. Una soluzione è formata da un solvente, che è la sostanza presente in quantità maggiore, capace di sciogliere e da un soluto, la sostanza (o le sostanze) presente in minor quantità che si sciolgono. Per esempio, nelle soluzioni acquose il solvente è l'acqua e il soluto qualsiasi sostanza idrosolubile: zucchero, sale, alcool, CO₂, etc.

Tipi di soluzioni

Ne esistono diversi tipi:

• Soluzioni gassose: costituite da un soluto gassoso disciolto in un solvente gassoso (ossigeno miscelato ad azoto).
• Soluzioni liquide: possono essere costituite da:
  • Soluto gassoso disciolto in un solvente liquido (azoto disciolto nell'acqua).
  • Soluto liquido disciolto in un solvente liquido (acetone disciolto in acqua).
  • Soluto solido disciolto in un solvente liquido (sale disciolto in acqua).
• Soluzioni solide: possono essere costituite da:
  • Soluto gassoso disciolto in un solvente solido (idrogeno disciolto in palladio).
  • Soluto liquido disciolto in un solvente solido (mercurio disciolto in cadmio).
  • Soluto solido disciolto in un solvente solido (zinco disciolto in rame).

Le particelle in una soluzione hanno dimensioni dell'ordine di pochi decimi di nanometro.

Metodi per esprimere la concentrazione delle soluzioni

La concentrazione di una soluzione è una misura della maggiore o minore quantità di soluto che contiene. Essa può essere espressa in diversi modi:

• La composizione percentuale in peso indica quanti grammi di soluto sono sciolti in 100 grammi di soluzione.
• La composizione percentuale in volume indica quanti grammi di soluto sono disciolti in 100 ml di soluzione.
• Volume di soluto (in litri) in 1 litro di soluzione. Questo metodo si usa, per esempio, per esprimere la gradazione alcolica della birra.

Altri modi per esprimere la concentrazione delle soluzioni sono molarità, molalità e normalità.

• La molarità (simbolo M) è definita come le moli di soluto presenti in 1 litro di soluzione (concentrazione molare). La molarità si esprime in mol/l (moli per litro).
• La molalità (simbolo m) è definita come il rapporto tra le moli di soluto presenti e la massa in kg di solvente, quindi possiamo scrivere: la molalità si esprime in mol/kg (moli per chilo).
• La normalità (N) in chimica indica il numero di equivalenti di un soluto disciolti in 1 litro di soluzione.

Le reazioni chimiche

Una reazione chimica è un processo in cui una o più sostanze, dette reagenti, si trasformano in una o più sostanze, dette prodotti, le cui proprietà fisiche e chimiche sono differenti da quelle delle sostanze originarie. Spesso si presentano dei segnali visivi quali variazione del colore, formazione di un solido insolubile o di un gas, sviluppo di energia come calore e produzione di una fiamma. Le reazioni chimiche vengono rappresentate mediante le equazioni chimiche, in cui figurano le formule chimiche delle sostanze reagenti e quelle delle sostanze prodotte, ed è necessario che un’equazione chimica sia bilanciata.

I diversi tipi di reazioni chimiche

• Reazioni di sintesi (quando si ha l’unione di diverse sostanze più semplici a formare una di struttura più complessa): A + B → AB.
• Reazioni di scissione (quando una sostanza complessa si scinde nei suoi costituenti più semplici): AB → A + B.
• Reazioni di scambio semplice o sostituzione (quando in una molecola uno o più atomi vengono sostituiti da atomi diversi): A + BC → AC + B.
• Reazioni di doppio scambio (quando alcuni atomi di una molecola sono trasferiti a un’altra molecola e viceversa): AB + CD → AD + CB.

Se una reazione avviene con produzione di calore, si chiama esotermica; se invece implica un consumo di calore si dice endotermica. Alcune reazioni possono avvenire sia in un senso che nell’altro; sono dette allora reversibili e vengono indicate con una doppia freccetta: ⟷ A + B ⟷ C + D.

Reazioni di ossido riduzione

Il numero di elettroni che un elemento cede, acquista o mette in comune quando reagisce con un altro elemento si definisce valenza. Dire che l’idrogeno ha valenza 1 significa quindi, che l’atomo di idrogeno reagisce mettendo in gioco un elettrone. Una reazione viene detta di ossido-riduzione (o redox) se durante il...