Chimica per i beni culturali

Stati della materia

La materia è caratterizzata da tre stati:

• Solido: forma, massa, volume definiti e non sono compressibili.
• Liquido: massa e volume definiti, prendono la forma del contenitore in cui si trovano, poco compressibili.
• Gassoso: massa definita, tendono a occupare tutto lo spazio disponibile, assumono la forma del recipiente che li contiene e sono molto compressibili.

È possibile passare da uno stato all'altro attraverso trasformazioni invertibili che comunque non alterano la massa.

La materia è soggetta a trasformazioni di vario genere che possono essere chimiche o fisiche.

Modello particellare

• Tutti i corpi sono costituiti da particelle.
• Una particella è indivisibile.
• Una particella è indeformabile.
• Una particella di un corpo ha volume definito, diverso da quella di un altro corpo.
• Una particella di un corpo ha massa definita, diversa da quella di un altro corpo.

Le particelle sono molto vicine tra loro e disposte in maniera ordinata nello stato solido, distanti ma ancora vincolate nello stato liquido e libere di muoversi nello stato gassoso.

Corpo e miscela

Un corpo è una porzione di materia e può essere puro (costituito da particelle di uno stesso tipo), chiamato anche sostanza, o non puro (costituito da più sostanze che mantengono la propria identità e possono essere quindi divise), chiamato miscela.

Fase di una miscela: porzione di materia separata dalla parte restante per mezzo di superfici definite; ogni punto di una fase è caratterizzato dalle stesse proprietà fisiche.

Tipi di miscele

• Miscele omogenee: costituite da una sola fase.
• Miscele eterogenee: definite da più fasi.

Le soluzioni sono miscele omogenee, le sospensioni sono miscele eterogenee.

Sostanze e particelle

Una sostanza è costituita da unità strutturali di un unico tipo (atomi, molecole o ioni).

• Atomo: la più piccola particella che caratterizza gli elementi caratterizzata da proprietà chimiche.
• Molecola: aggregato di atomi, che può esistere in modo indipendente ed è caratterizzata da proprietà chimiche definite dagli atomi che la compongono.
• Ione: particella avente carica.

Elemento: composto da isotopi, è caratterizzato da un numero d'ordine (numero atomico), che ne identifica la posizione nella tavola periodica, e da un simbolo. Gli atomi di un elemento hanno tutti lo stesso numero atomico.

Sostanze semplici: atomi o molecole di uno stesso elemento. Sostanze composte: sono formate da atomi di elementi diversi.

Classificazione di alcune sostanze

• Acqua di mare → miscela omogenea o eterogenea.
• Acido solforico → sostanza composta.
• Diamante → sostanza semplice.
• Bronzo → miscela omogenea.
• Aria → miscela omogenea.
• Acqua distillata → sostanza composta.
• Zolfo → sostanza semplice.

Studi sui gas e struttura atomica

A seguito di studi condotti sui gas a bassa pressione, Thomson (1899) chiamò elettroni le particelle cariche negativamente con massa molto piccola, presenti in tutte le sostanze. Le cariche positive vennero invece chiamate protoni.

Thomson ipotizzò quindi che l'atomo fosse costituito da elettroni carichi negativamente e immersi in una sfera carica positivamente. Gli elettroni erano stabili grazie al loro moto rapidissimo. Le cariche positive e negative si bilanciavano (l'atomo era quindi neutro) e la massa era dovuta agli elettroni (fatto poi smentito).

Scoperte successive

Nel 1911 Rutherford ipotizzò che le particelle cariche positivamente venissero deviate se in contatto con zone cariche positivamente. Essendo nell'atomo deviate solo poche particelle, le zone positive occupavano solo una minima parte della struttura. Questo significa che l'atomo dovesse essere costituito anche da zone vuote.

Nucleo centrale carico positivamente in cui si concentra tutta la massa dell'atomo. Gli elettroni occupano un volume maggiore. Il nucleo risulta 10mila volte più piccolo dell'atomo stesso.

L'atomo viene in quest'ottica visto come un piccolo modello planetario in cui gli elettroni ruotano attorno ai protoni e la struttura viene mantenuta stabile dalle forze attrattive tra cariche che entrano in gioco.

Numero atomico e particelle atomiche

Numero atomico: numero di cariche positive presenti nel nucleo dell'atomo = corrisponde al numero d'ordine dell'atomo nella tavola periodica.

Chadwick (1932) osservò che mentre la massa atomica relativa dell'elio, che contiene due protoni, dovrebbe essere il doppio di quella dell'idrogeno che invece ne contiene uno solo, in realtà è più grande di quattro volte. Questo si spiega con la presenza nel nucleo di particelle non cariche, chiamate neutroni (stessa massa dei protoni).

Isotopi: atomi di uno stesso elemento che mostrano masse diverse, a causa di un diverso numero di neutroni nel nucleo.

Somma protoni + neutroni = numero di massa (A).

Teorie elettromagnetiche e sviluppo dei modelli atomici

Secondo le teorie elettromagnetiche classiche, gli elettroni nel loro moto dovrebbero perdere energia e cadere quindi sul nucleo. Questo però non avviene.

Bohr (1913): l'elettrone ruota attorno al nucleo percorrendo orbite circolari. Gli elettroni hanno un numero di orbite definite (stati stazionari), se rimangono su di esse non si ha emissione di energia che quindi rimane costante. Un elettrone può passare da un'orbita all'altra e in questo caso viene coinvolta una quantità fissa di energia (teoria di Plank).

Numero quantico e stati elettronici

Il numero di stati permessi viene chiamato numero quantico (n). Il livello ad energia inferiore viene chiamato stato fondamentale mentre i livelli successivi sono chiamati stati eccitati. Se gli viene fornita energia, l'elettrone può saltare di livello ma tenderà sempre a tornare allo stato fondamentale.

Sommerfield (1915): le orbite non sono circolari ma ellittiche. Venne introdotto un nuovo numero quantico (l) che indicava la forma dell'ellissi ed era strettamente dipendente da n. All'interno di un livello n è quindi possibile la presenza di vari sottolivelli corrispondenti ai possibili valori di l.

De Broglie: l'elettrone risulta delocalizzato in un'onda di probabilità (nuvola carica negativamente, esprime la probabilità di trovare un elettrone in una certa zona dello spazio).

Principio di indeterminazione e funzioni d'onda

Principio di indeterminazione di Heisenberg: non è possibile misurare simultaneamente e con esattezza la posizione di un elettrone e la sua quantità di moto in quanto attraverso la misura stessa si verrebbe a creare una perturbazione.

L'equazione di Schrödinger rappresenta in tre dimensioni l'onda associata a un elettrone. Si ottengono da essa una serie di valori (funzioni d'onda). Assegnando valori specifici ai numeri quantici, si ottengono particolari funzioni d'onda dette orbitali (assumono un solo valore, sono continue e finite nello spazio e all'infinito tendono a 0). L'orbitale rappresenta lo spazio in cui è massima la probabilità di trovare un elettrone. Gli orbitali possono essere rappresentati graficamente come una nube carica negativamente.

Principio di esclusione di Pauli

In un atomo o in una molecola non possono coesistere due o più elettroni caratterizzati dai quattro numeri quantici uguali (numero quantico principale n, angolare l, magnetico m, di spin). Il numero di spin indica il senso di rotazione dell'elettrone. Due elettroni che presentano i primi tre numeri quantici uguali avranno sempre spin opposto (rappresentato con una freccia verso l'alto o verso il basso). Se ne deduce quindi che un orbitale può essere occupato al massimo da due elettroni con spin opposto.

Configurazione elettronica

In generale, gli orbitali sono in numero di n al quadrato e il numero massimo di elettroni che può essere contenuto in un livello è 2 x n².

• n= 1, l=0 → orbitale S, a simmetria sferica centrata nel nucleo. A l=0 corrisponde m=0 e quindi potrà esserci un solo orbitale S per ogni livello. A seconda del livello si parlerà di orbitali 1s, 2s etc.
• n=2, l=0 → orbitale 2s
• n=2, l=1 → orbitale P, a forma di doppio lobo. I due lobi sono separati da un piano a probabilità nulla, detto piano nodale. In questo caso m=-1, m=0, m=1, quindi gli orbitali p sono a gruppi di tre orientati ortogonalmente sui piani x, y, z.

Nei livelli successivi si hanno altri tipi di orbitali, più complessi.

Elettroni e energia di ionizzazione

Configurazione elettronica: indica come gli elettroni sono distribuiti negli orbitali e ad essa sono collegate le caratteristiche chimiche dell'atomo.

Secondo il principio dell'Aufbau, gli elettroni devono essere distribuiti a partire dall'orbitale più basso, tenendo conto che ogni orbitale contiene al massimo due elettroni di spin opposto. La somma degli elettroni disposti sugli orbitali identifica il numero atomico.

Principio della massima molteplicità di Hund: se più elettroni occupano orbitali degeneri, essi occupano il maggior numero possibile di orbitali singolarmente e con spin parallelo, successivamente si dispongono gli altri elettroni in coppie con i precedenti.

Esempio: [↑][↑][↑] oppure [↑↓][↑][↑]

Ioni e energia di ionizzazione

Con la dovuta energia è possibile strappare un elettrone all'atomo, trasformandolo in ione. Per strappare elettroni successivi al primo sarà necessario un quantitativo di energia maggiore in quanto una specie carica positivamente avrà maggior attrazione di una a carica neutra. Inoltre, sarà più facile privare l'atomo degli elettroni che si trovano sugli orbitali più esterni.

Ogni atomo sarà quindi caratterizzato da una differente energia di ionizzazione.

Massa atomica e mole

Attualmente il riferimento per calcolare la massa atomica relativa è la dodicesima parte del carbonio 12 (l'isotopo più abbondante del carbonio).

Massa relativa = massa media / massa di riferimento

Massa molecolare relativa = somma delle masse atomiche relative degli atomi che compongono la molecola.

Questi due concetti vengono spesso chiamati peso atomico e peso molecolare.

Se un elemento comprende diversi isotopi, allora la sua massa atomica è in realtà un valore medio ponderato.

Mole = quantità unitaria che contiene un numero fisso di unità → quantità di sostanza che contiene un numero di particelle uguale a quello presente in 12 grammi di carbonio 12.

Dato che possono esistere la mole atomica, la mole molecolare, etc, allora in generale si parla di quantità chimica.

N(A) = 6,022x10²³ costante di Avogadro

Numero di particelle = numero di moli x N(A)

Massa molare (M) = massa in grammi di una mole di elemento.

Leggi periodiche e tavola periodica

Legge periodica (Mendeleev): le proprietà di corpi semplici, come le forme e le proprietà delle combinazioni, sono funzione periodica del peso atomico.

Tavola periodica: la posizione degli elementi è stabilita in base al numero atomico. Gli elementi di una stessa colonna presentano configurazione elettronica simile (es. gli elementi della prima colonna presentano un solo elemento nel livello più esterno).

Ci sono 105 elementi suddivisi in gruppi (colonne verticali, gli elementi di uno stesso gruppo presentano proprietà chimiche simili in quanto conferite dagli elettroni presenti sul livello più esterno) e periodi (righe orizzontali, gli elementi sono disposti in ordine crescente per peso atomico).

Il sesto e settimo periodo comprendono un gran numero di elementi che sono stati divisi in due serie (seguono il lantanio, La, e sono detti “terre rare”) e gli attinidi di elementi a parte, i lantanidi (che iniziano con l'attinio, Ac). Queste due serie presentano proprietà chimiche simili ed è stato difficile separarli.