Teoria atomica e leggi quantitative

Sommario

• Teoria atomica e leggi quantitative
  • La struttura della materia: atomi ed elementi
  • Simbologia chimica
  • Coefficienti stechiometrici e bilanciamento
  • Le prime leggi della chimica
    • Legge della conservazione della massa di Lavoisier (1789)
    • Legge delle proporzioni definite e costanti (Proust 1799)
    • Legge delle proporzioni multiple (Dalton 1803)
    • Legge dei rapporti volumetrici gassosi definiti e costanti (Gay Lussac 1808)
  • Pesi atomici e molecolari relativi: l’unità di massa atomica
  • Nuclidi: numero atomico Z e numero di massa A
  • La mole ed il Peso molare
  • Il numero di Avogadro
  • Calcolo delle quantità che reagiscono
  • Composizione percentuale e formula di un composto
  • Esercizi
    • Bilanciamento
    • Pesi (masse) relativi ed assoluti
    • Mole, Peso molare e numero di Avogadro
    • Elementi, Nuclidi (isotopi, isobari, isotoni) e Ioni
    • Rapporti stechiometrici numerici e ponderali
    • Quantità che reagiscono e reagente limitante
    • Conversione ‘composizione percentuale/formula’
    • Test di riepilogo
• Modelli atomici classici
  • La struttura interna dell’atomo
  • I modelli atomici di Thomson e Rutherford
• La radiazione elettromagnetica
  • Modello ondulatorio e corpuscolare a confronto
  • Le onde elettromagnetiche
  • I parametri di un’onda e lo spettro elettromagnetico
  • Spettri di emissione e di assorbimento
  • I quanti di radiazione: fotoni
• Modelli atomici quantistici semiclassici
  • Il modello atomico di Bohr
  • Conferme sperimentali del modello di Bohr
  • Il modello di Bohr-Sommerfeld: numero quantico secondario l
  • Il numero quantico magnetico m
  • Numero quantico di spin e principio di esclusione di Pauli
• Modelli atomici quanto-meccanici
  • La natura ondulatoria della materia: De Broglie
  • Natura ondulatoria della materia: interpretazione probabilistica
  • La meccanica ondulatoria di Schroedinger
  • La meccanica matriciale di Heisenberg
    • Il principio di indeterminazione di Heisenberg
    • Principio di indeterminazione e natura ondulatoria della materia
• Meccanica quantistica: interpretazioni
  • Il microscopio di Heisenberg
  • Principio di complementarità e interpretazione di Copenaghen
  • La probabilità quantistica
  • L'effetto tunnel
  • Il principio di causalità locale e l'esperimento EPR
  • La disuguaglianza di Bell
  • L'equazione relativistica di Dirac
  • Conclusioni
• Struttura atomica e caratteristiche chimiche
  • Il riempimento degli orbitali
    • Principio di minima energia
    • Principio di esclusione di Pauli
    • Principio di massima molteplicità di Hund
  • Analisi della configurazione elettronica nella tabella periodica
  • Metalli e non metalli
  • Energia di prima ionizzazione
  • Affinità elettronica
  • Altre informazioni utili nella tabella periodica
• I legami chimici
  • Configurazione di Lewis
  • Il legame covalente puro o omopolare
  • Legame covalente polare e elettronegatività
  • Elettronegatività
  • Legame ionico
  • Legame dativo o di coordinazione
  • Promozione ed ibridazione
  • Risonanza o mesomeria
    • Risonanza e delocalizzazione degli elettroni
  • La geometria delle molecole: teoria VSEPR e orbitali ibridi
  • Legame metallico
  • Legami intermolecolari e forze di Van der Waals
    • Interazione dipolo-dipolo
    • Legame idrogeno (ponte idrogeno)
    • Interazioni tra molecole apolari: la forza di London
• Costruzione dei composti e nomenclatura chimica
  • Numero di ossidazione (nox) o stato di ossidazione (stox)
  • Regole per la costruzione dei composti binari
  • Principali composti binari
    • Idruri
    • Perossidi
    • Ossidi
    • Idracidi
  • Composti ternari: ossiacidi ed idrossidi
    • Acidi
    • Idrossidi
  • I Sali
    • Processi di salificazione
    • Dissociazione dei Sali
    • Sali idratati
    • Sali doppi
    • Sali complessi
  • Composti complessi e agenti complessati
    • Nomenclatura dei complessi
• Stechiometria
  • Bilanciamento delle reazioni chimiche
  • Reazioni di ossidoriduzione
  • Strategia di bilanciamento delle reazioni redox in forma molecolare
    • Bilanciamento con numeri di ossidazione frazionari
    • Reazioni redox di dismutazione o disproporzionamento
  • Strategia di bilanciamento di reazioni redox in forma ionica netta
  • Trasformazione di una redox proposta in forma molecolare in una redox in forma ionica
  • Rapporti ponderali: calcolo delle quantità che reagiscono
• Stato gassoso
  • Le leggi dei gas
    • Legge di Boyle a legge di Gay-Lussac
    • Legge di Charles o 1a
    • 2 legge di Gay-Lussac
    • Equazione di stato dei gas perfetti
  • Cenni di teoria cinetica dei gas
    • Distribuzione delle velocità - Maxwelliana
  • Legge di Graham
  • Legge di Dalton o delle pressioni parziali
  • Temperatura critica
• Stato liquido
  • Diffusione ed entropia
  • Evaporazione e tensione di vapore
  • Ebollizione
  • Diagramma di stato
• Soluzioni
  • Concentrazione di una soluzione
  • Solubilità
  • Elettroliti, non-elettroliti e grado di dissociazione
  • Osmosi e Pressione osmotica
  • Legge di Raoult
  • Innalzamento ebullioscopico ed abbassamento crioscopico
  • Proprietà colligative
• Cinetica chimica
  • Velocità di reazione
  • Costante di velocità specifica ed equazione di Arrhenius
    • Altri fattori che influenzano la velocità di una reazione
• Equilibrio chimico
  • Legge di azione di massa (legge di Gulberg-Waage)
  • Equilibri chimici omogenei ed eterogenei
  • Modificazioni di un equilibrio chimico: il principio di Le Chatelier
• Equilibri di dissociazione
  • Il prodotto ionico dell’acqua
  • pH e pOH
  • Calcolo del pH
    • Calcolo pH per acidi e basi forti
    • pH in soluzioni molto diluite di acidi (e basi) forti
    • pH in soluzioni di Acidi (e basi) deboli: ka e kb
    • Metodo semplificato per il calcolo del pH di acidi (e basi) deboli
    • Calcolo del pH di acidi (e basi) deboli molto diluiti e/o molto deboli
    • pH in soluzioni di Acidi (e basi) deboli poliprotici
  • Indicatori di pH
  • Idrolisi salina ed equilibrio di idrolisi
    • Idrolisi basica
    • Idrolisi acida
    • Idrolisi neutra
    • Idrolisi di un sale derivante da un acido debole e da una base debole
  • Titolazione Acido-base
  • Soluzioni tampone
  • Elettroliti anfoteri in soluzione
  • Equilibri di solubilità e prodotto di solubilità kps
    • Effetto dello ione comune
  • Teorie Acido-base
    • Acidi e basi secondo Arrhenius
    • Acidi e basi secondo Brønsted
    • Acidi e basi secondo Lewis
• Elettrochimica
  • Celle galvaniche o pile
    • Potenziale di elettrodo
    • Equazione di Nernst
    • Relazione tra kc e f.e.m. (ΔE°)
    • Lavoro eseguito da una pila
  • Elettrolisi e celle elettrolitiche
    • Elettrolisi di una soluzione contenente più ioni (precedenza di scarica)
    • Le leggi di Faraday
    • Equivalente elettrochimico
    • Fenomeni elettrochimici di interesse pratico
• Elementi di termodinamica chimica
  • I sistemi termodinamici
  • Energia interna (E)
    • Variazioni dell'energia interna E di un sistema chimico
  • Entalpia (H) e termochimica
    • Legge di Lavoisier-Laplace (1780)
    • Legge di Hess (1840)
  • Entropia (S), Energia libera (G) e criteri di spontaneità
  • Previsioni sulla spontaneità di una reazione
  • Energia libera e sistemi all'equilibrio ΔG° e E°
  • Relazione tra
  • Calcolo approssimato della costante di equilibrio K per temperature diverse da 25°C

Teoria atomica e leggi quantitative

L’Universo è composto di materia ed energia, due aspetti della medesima entità visto che, come dimostrò Einstein, esse possono convertirsi l’una nell’altra secondo la relazione E = mc². La chimica è la scienza che studia le caratteristiche, la struttura e le trasformazioni della materia e gli scambi energetici connessi a tali trasformazioni. Oggi noi possediamo un modello sufficientemente dettagliato per descrivere la struttura della materia, il modello atomico. Parlare di atomi è attualmente quasi un fatto scontato, ma il modello atomico si affermò con difficoltà, nonostante sia stato proposto per la prima volta più di duemila anni fa.

La struttura della materia: atomi ed elementi

Le prime ipotesi sulla struttura e sulla natura della materia vennero infatti avanzate, agli albori del pensiero occidentale, in Grecia. A tal proposito possiamo individuare, in estrema sintesi, due problemi fondamentali intorno ai quali si sviluppò il dibattito filosofico su questo tema.

• Continuità/discontinuità della materia: l’atomo

  Da una parte Aristotele che ipotizza l'esistenza di una materia continua, divisibile indefinitamente in frammenti sempre più piccoli e quindi irriducibile ad unità elementari, e dall’altra Democrito di Abdera (IV sec a.C.), anche se il primo ad avere parlato di atomi fu Leucippo, che ritiene invece la materia discontinua e sostiene pertanto l'esistenza di particelle minuscole, chiamate atomi, invisibili, incorruttibili ed eterne. Le idee di Democrito sopravvissero nei secoli. Furono divulgate da Epicuro di Samo (III sec. a.C.) e, nel mondo latino, da Tito Lucrezio Caro (95-55 a.C.) nel "De Rerum Natura".

• Complessità/semplicità della materia: l’elemento

  La ricerca dell'ἄρχη, del 'principio primo’, dal quale discendeva tutta la molteplicità dell'essere, rappresentò forse l'elemento peculiare della prima speculazione greca intorno al mondo. Il problema di poter ricondurre l'enorme varietà di sostanze conosciute alla combinazione di poche sostanze semplici significava fondamentalmente razionalizzare il mondo e quindi “spiegare” i fenomeni complessi riconducendoli e riducendoli alla loro composizione elementare.

  A parte i primi tentativi effettuati in tal senso dai primi 'Fisiologi' presocratici, come Talete (624-546 a.C.) che individuò nell'acqua il principio primo o Anassimene (586-528 a.C.) che lo identificò nell'aria, l'ipotesi che ebbe la maggior fortuna durante tutto il medioevo, grazie all'autorevole consenso di Aristotele, fu senza dubbio quella di Empedocle (490-430 a.C.). Secondo tale ipotesi tutta la materia era composta da quattro sostanze fondamentali ed elementari: l'aria, l'acqua, la terra e il fuoco.

Il concetto di atomo e di elemento sono fondamentali in chimica. Le prime definizioni moderne si devono a Boyle e a Newton. Per R.Boyle (1627-1691) gli elementi sono "corpi primitivi, semplici, incontaminati, che, non essendo costituiti da altri corpi o di loro mescolanze, sono ingredienti di cui i corpi misti sono costituiti e nei quali questi possono essere in definitiva risolti". Mentre Newton immaginò gli atomi come minuscole sfere, dominate solo da forze attrattive e repulsive.

In Opticks così scrive: "In principio Dio creò la materia in particelle mobili, impenetrabili, dure, massicce, solide...." Oggi la nostra idea di atomo è notevolmente cambiata rispetto al modello newtoniano, ciononostante vi sono ambiti della chimica e della fisica moderna (teoria cinetica dei gas, ad esempio) in cui tale modello risulta essere ancora perfettamente adeguato ed in grado di giustificare alcuni comportamenti della materia.

La chimica moderna, che nasce tra la fine del ‘700 e l’inizio dell’800, giunge ad unificare il concetto di atomo e di elemento. Tale unificazione si produce con la formulazione da parte di Dalton della Teoria atomica, che possiamo così sintetizzare:

• La materia è composta di atomi indivisibili ed inalterabili;
• Esistono atomi con caratteristiche differenti. Tutti gli atomi di uno stesso tipo costituiscono le sostanze semplici o elementi;
• Le trasformazioni chimiche si producono per unione o separazione di atomi secondo rapporti rigorosamente determinati e caratteristici per ogni sostanza chimica.

La teoria atomica è stata in seguito sostanzialmente confermata ed è a tutt’oggi uno dei paradigmi della chimica. In natura esistono 90 tipi di atomi che individuano altrettanti elementi chimici (gli elementi fino all’Uranio sono 92, ma il 43 (Tc Tecnezio) ed il 61 (Pm Promezio) sono prodotti artificialmente). Tuttavia oggi gli atomi non sono più considerati strutture elementari ed “indivisibili”. Essi sono infatti composti da tre tipi di particelle subatomiche: il protone, il neutrone e l’elettrone.

Il protone, con carica elettrica positiva, ed il neutrone, privo di carica elettrica, vanno a formare la parte centrale dell’atomo, detta nucleo. Gli elettroni, con carica elettrica negativa, uguale e contraria a quella dei protoni, orbitano intorno al nucleo. Un atomo è neutro quando i protoni del suo nucleo sono esattamente neutralizzati da un ugual numero di elettroni. Gli atomi che presentano elettroni in più o in meno rispetto ai protoni del nucleo risultano elettricamente carichi e sono detti ioni. Se vi è un difetto di elettroni essi risultano caricati positivamente (cationi), viceversa presentano una carica negativa (anioni).

Simbologia chimica

Agli inizi dell’800 erano già stati identificati una cinquantina di elementi chimici che il chimico svedese J.J. Berzelius (1779 – 1848) raccolse nel 1818 in una tabella. Lo stesso Berzelius propose di adottare la simbologia chimica attualmente in uso. Ciascun elemento chimico viene univocamente associato ad un simbolo, in genere corrispondente all’iniziale del suo nome latino (o alle prime due lettere se vi è possibilità di equivoco con altri elementi). Ad esempio, C è il Carbonio, Ca il Calcio, Ce il Cerio, Co il Cobalto, Cu il Rame.

I simboli rappresentano sia gli elementi che i relativi atomi. Così N rappresenta l’elemento Azoto, ma anche un atomo di Azoto. In questo modo è possibile rappresentare le sostanze chimiche mediante opportune scritture convenzionali, dette formule. Nelle formule sono rappresentati i simboli degli elementi chimici che costituiscono la sostanza, ciascuno seguito in basso a destra da un numero, detto indice, che specifica quanti atomi di quell’elemento sono presenti. L’indice 1 non compare, essendo sottinteso.

H₂SO₄, CO₂, H₂O, N₂, Na₂CO₃, Mg(NO₃)₂

Come si può osservare dalle formule che le rappresentano, le sostanze chimiche possono essere costituite da atomi di uno stesso elemento (O₂, N₂) e sono perciò dette sostanze elementari, o da atomi di elementi diversi (H₂SO₄, CO₂) e sono perciò dette sostanze composte o, semplicemente, composti. I composti sono sostanzialmente di due tipi: molecolari o ionici.

Un composto molecolare è formato da molecole. Una molecola è la più piccola parte di materia che presenta le medesime caratteristiche chimiche della sostanza alla quale appartiene. È costituita da un gruppo definito di atomi, tra loro legati, ma distinti e separati dagli atomi che costituiscono altre molecole. Le formule che rappresentano tali composti sono dette formule molecolari.

Un composto ionico è costituito dall’alternarsi di anioni e cationi legati dalla reciproca attrazione elettrostatica e presenti in rapporti precisi, definiti dalla loro carica. Ad esempio, nel carbonato di sodio si alternano ioni Na⁺ e ioni CO₃^2- nel rapporto di 2:1, necessario per neutralizzare le cariche elettriche. La formula Na₂CO₃ non rappresenta la molecola, che non esiste in quanto tale, ma descrive il minimo rapporto di combinazione tra gli elementi. Tali formule sono dette formule minime.

Gli ioni presentano, ad esponente del simbolo che li rappresenta, il numero di cariche, positive o negative che li caratterizza, esattamente pari al numero di elettroni persi o acquistati. Esistono anche ioni poliatomici. Tali formule non danno alcuna informazione sulla disposizione spaziale degli atomi e dei loro legami. A questo scopo sono state introdotte rappresentazioni, dette formule di struttura. In relazione al grado di dettaglio e di accuratezza desiderato le formule di struttura possono eventualmente riportare, oltre alla posizione dei legami, anche la loro orientazione nello spazio (angolo di legame) e quindi dare informazioni sulla struttura tridimensionale (geometria) della sostanza.

Nelle trasformazioni chimiche, comunemente dette reazioni chimiche, le sostanze messe a reagire, dette reagenti, si trasformano in altre specie chimiche, dette prodotti di reazione. Ciò avviene essenzialmente perché alcuni legami che tenevano uniti gli atomi nelle sostanze reagenti si spezzano e si riformano secondo nuove combinazioni. Le nuove configurazioni atomiche che si generano costituiscono i prodotti finali della reazione. Ovviamente durante tali trasformazioni il numero totale di atomi di ciascun elemento chimico non varia, anche se si trova diversamente combinato nei prodotti rispetto ai reagenti (principio della conservazione della materia).

Una reazione chimica viene simbolicamente rappresentata mediante un’equazione chimica. A primo membro troviamo le formule dei reagenti, mentre a secondo membro le formule dei prodotti di reazione, tutte separate dal segno di addizione (+). Il segno di uguaglianza tra i due membri (=) viene utilizzato per indicare che il numero di atomi di ciascun elemento è conservato nella reazione.