Teoria atomica e leggi quantitative

Sommario

Sommario

1 Teoria atomica e leggi quantitative

1.1 La struttura della materia: atomi ed elementi

1.2 Simbologia chimica

1.3 Coefficienti stechiometrici e bilanciamento

1.4 Le prime leggi della chimica

1.4.1 Legge della conservazione della massa di Lavoisier (1789)

1.4.2 Legge delle proporzioni definite e costanti (Proust 1799)

1.4.3 Legge delle proporzioni multiple (Dalton 1803)

1.4.4 Legge dei rapporti volumetrici gassosi definiti e costanti (Gay Lussac 1808)

1.5 Pesi atomici e molecolari relativi: l’unità di massa atomica

1.6 Nuclidi: numero atomico Z e numero di massa A

1.7 La mole ed il Peso molare

1.8 Il numero di Avogadro

1.9 Calcolo delle quantità che reagiscono

1.10 Composizione percentuale e formula di un composto

1.11 Esercizi

1.11.1 Bilanciamento

1.11.2 Pesi (masse) relativi ed assoluti

1.11.3 Mole, Peso molare e numero di Avogadro

1.11.4 Elementi, Nuclidi (isotopi, isobari, isotoni) e Ioni

1.11.5 Rapporti stechiometrici numerici e ponderali

1.11.6 Quantità che reagiscono e reagente limitante

1.11.7 Conversione ‘composizione percentuale/formula’

1.11.8 Test di riepilogo

2 Modelli atomici classici

2.1 La struttura interna dell’atomo

2.2 I modelli atomici di Thomson e Rutherford

3 La radiazione elettromagnetica

3.1 Modello ondulatorio e corpuscolare a confronto

3.2 Le onde elettromagnetiche

3.3 I parametri di un’onda e lo spettro elettromagnetico

3.4 Spettri di emissione e di assorbimento

3.5 I quanti di radiazione: fotoni

4 Modelli atomici quantistici semiclassici

4.1 Il modello atomico di Bohr

4.2 Conferme sperimentali del modello di Bohr

4.3 Il modello di Bohr-Sommerfeld: numero quantico secondario l

4.4 Il numero quantico magnetico m

4.5 Numero quantico di spin e principio di esclusione di Pauli

5 Modelli atomici quanto-meccanici

5.1 La natura ondulatoria della materia: De Broglie

5.2 Natura ondulatoria della materia: interpretazione probabilistica

5.3 La meccanica ondulatoria di Schroedinger

5.4 La meccanica matriciale di Heisenberg

5.4.1 Il principio di indeterminazione di Heisenberg

5.4.2 Principio di indeterminazione e natura ondulatoria della materia

6 Meccanica quantistica: interpretazioni

6.1 Il microscopio di Heisenberg

6.2 Principio di complementarietà e interpretazione di Copenaghen

6.3 La probabilità quantistica

6.4 L'effetto tunnel

6.5 Il principio di causalità locale e l'esperimento EPR

6.6 La disuguaglianza di Bell

6.7 L'equazione relativistica di Dirac

6.8 Conclusioni

7 Struttura atomica e caratteristiche chimiche

7.1 Il riempimento degli orbitali

7.1.1 Principio di minima energia

7.1.2 Principio di esclusione di Pauli

7.1.3 Principio di massima molteplicità di Hund

7.2 Analisi della configurazione elettronica nella tabella periodica

7.3 Metalli e non metalli

7.4 Energia di prima ionizzazione

7.5 Affinità elettronica

7.6 Altre informazioni utili nella tabella periodica

8 I legami chimici

8.1 Configurazione di Lewis

8.2 Il legame covalente puro o omopolare

8.3 Legame covalente polare e elettronegatività

8.4 Elettronegatività

8.5 Legame ionico

8.6 Legame dativo o di coordinazione

8.7 Promozione ed ibridazione

8.8 Risonanza o mesomeria 

8.8.1 Risonanza e delocalizzazione degli elettroni

8.9 La geometria delle molecole: teoria VSEPR e orbitali ibridi

8.10 Legame metallico

8.11 Legami intermolecolari e forze di Van der Waals

8.11.1 Interazione dipolo-dipolo

8.11.2 Legame idrogeno (ponte idrogeno)

8.11.3 Interazioni tra molecole apolari: la forza di London

9 Costruzione dei composti e nomenclatura chimica

9.1 Numero di ossidazione (nox) o stato di ossidazione (stox)

9.2 Regole per la costruzione dei composti binari

9.3 Principali composti binari

9.3.1 Idruri

9.3.2 Perossidi

9.3.3 Ossidi

9.3.4 Idracidi

9.4 Composti ternari: Ossiacidi ed Idrossidi

9.4.1 Acidi

9.4.2 Idrossidi

9.5 I Sali

9.5.1 Processi di salificazione

9.5.2 Dissociazione dei Sali

9.5.3 Sali idratati

9.5.4 Sali doppi

9.5.5 Sali complessi

9.6 Composti complessi e agenti complessati

9.6.1 Nomenclatura dei complessi

10 Stechiometria

10.1 Bilanciamento delle reazioni chimiche

10.2 Reazioni di ossidoriduzione

10.3 Strategia di bilanciamento delle reazioni redox in forma molecolare

10.3.1 Bilanciamento con numeri di ossidazione frazionari

10.3.2 Reazioni redox di dismutazione o disproporzionamento

10.4 Strategia di bilanciamento di reazioni redox in forma ionica netta

10.5 Trasformazione di una redox proposta in forma molecolare in una redox in forma

ionica

10.6 Rapporti ponderali: calcolo delle quantità che reagiscono

11 Stato gassoso

11.1 Le leggi dei gas

11.1.1 Legge di Boyle a legge di Gay-Lussac

11.1.2 Legge di Charles o 1

a

11.1.3 2 legge di Gay-Lussac

11.1.4 Equazione di stato dei gas perfetti

11.2 Cenni di teoria cinetica dei gas

11.2.1 Distribuzione delle velocità - Maxwelliana

11.3 Legge di Graham

11.4 Legge di Dalton o delle pressioni parziali

11.5 Temperatura critica

12 Stato liquido

12.1 Diffusione ed entropia

12.2 Evaporazione e tensione di vapore

12.3 Ebollizione

12.4 Diagramma di stato

13 Soluzioni

13.1 Concentrazione di una soluzione

13.2 Solubilità

13.3 Elettroliti, non-elettroliti e grado di dissociazione

13.4 Osmosi e Pressione osmotica

13.5 Legge di Raoult

13.6 Innalzamento ebullioscopico ed abbassamento crioscopico

13.7 Proprietà colligative

14 Cinetica chimica

14.1 Velocità di reazione

14.2 Costante di velocità specifica ed equazione di Arrhenius

14.2.1 Altri fattori che influenzano la velocità di una reazione

15 Equilibrio chimico

15.1 Legge di azione di massa (legge di Gulberg-Waage)

15.2 Equilibri chimici omogenei ed eterogenei

15.3 Modificazioni di un equilibrio chimico: il principio di Le Chatelier

16 Equilibri di dissociazione

16.1 Il prodotto ionico dell’acqua

16.2 pH e pOH

16.3 Calcolo del pH

16.3.1 Calcolo pH per acidi e basi forti

16.3.2 pH in soluzioni molto diluite di acidi (e basi) forti

16.3.3 pH in soluzioni di Acidi (e basi) deboli: ka e kb

16.3.4 Metodo semplificato per il calcolo del pH di acidi (e basi) deboli

16.3.5 Calcolo del pH di acidi (e basi) deboli molto diluiti e/o molto deboli.

16.3.6 pH in soluzioni di Acidi (e basi) deboli poliprotici

16.4 Indicatori di pH

16.5 Idrolisi salina ed equilibrio di idrolisi

16.5.1 Idrolisi basica

16.5.2 Idrolisi acida

16.5.3 Idrolisi neutra

16.5.4 Idrolisi di un sale derivante da un acido debole e da una base debole

16.6 Titolazione Acido-base

16.7 Soluzioni tampone

16.8 Elettroliti anfoteri in soluzione

16.9 Equilibri di solubilità e prodotto di solubilità kps

16.9.1 Effetto dello ione comune

16.10 Teorie Acido-base

16.10.1 Acidi e basi secondo Arrhenius

16.10.2 Acidi e basi secondo Brønsted

16.10.3 Acidi e basi secondo Lewis

17 Elettrochimica

17.1 Celle galvaniche o pile

17.1.1 Potenziale di elettrodo

17.1.2 Equazione di Nernst

17.1.3 Relazione tra kc e f.e.m. (E°)

17.1.4 Lavoro eseguito da una pila

17.2 Elettrolisi e celle elettrolitiche

17.2.1 Elettrolisi di una soluzione contenente più ioni (precedenza di scarica)

17.2.2 Le leggi di Faraday

17.2.3 Equivalente elettrochimico

17.2.4 Fenomeni elettrochimici di interesse pratico

18 Elementi di termodinamica chimica

18.1 I sistemi termodinamici

18.2 Energia interna (E)

18.2.1 Variazioni dell'energia interna E di un sistema chimico

18.3 Entalpia (H) e termochimica

18.3.1 Legge di Lavoisier-Laplace (1780)

18.3.2 Legge di Hess (1840)

18.4 Entropia (S), Energia libera (G) e criteri di spontaneità

18.5 Previsioni sulla spontaneità di una reazione

18.6 Energia libera e sistemi all'equilibrio

G° e E°

18.7 Relazione tra

18.8 Calcolo approssimato della costante di equilibrio K per temperature diverse da 25°C

1 Teoria atomica e leggi quantitative

L’Universo è composto di materia ed energia, due aspetti della medesima entità visto che, come

2

dimostrò Einstein, esse possono convertirsi l’una nell’altra secondo la relazione E = mc .

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.

1.1 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:

A) 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.

due correnti di pensiero che interpretavano la materia in modi diametralmente opposti.

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

1

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".

B) complessità/semplicità della materia: l’elemento

La ricerca dell', 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.

,

1 .

dal greco indivisibile

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

mo mo

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).

1.2 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.

H SO CO H O N Na CO O Mg(NO )

2 4 2 2 2 2 3 2 3 2

Come si può osservare dalle formule che le rappresentano, le sostanze chimiche possono essere

N ) e sono perciò dette sostanze elementari, o da atomi

costituite da atomi di uno stesso elemento (O

2 2

di elementi diversi (H SO CO ) e sono perciò dette sostanze composte o, semplicemente, composti.

2 4 2

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

32-

+

si alternano ioni Na e ioni CO nel rapporto di 2:1, necessario per neutralizzare le cariche elettriche.

La formula Na CO non rappresenta la molecola, che non esiste in quanto tale, ma descrive il minimo

2 3

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. OH

OH

HO S

H SO

2 4 S

O O O OH

O

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 eguaglianza tra i due membri (=) viene