Chimica per il restauro

Chimica per il restauro

Lezione 1: studio della tavola periodica

Studio della tavola periodica per comprendere legami chimici e come atomi interagiscono tra loro creando microstrutture per arrivare poi al manufatto. Percorso che si fa per tutte le classi di materiali.

L'atomo

L'atomo è costituito da un nucleo centrale che detiene la maggioranza del peso con protoni e neutroni (che insieme determinano massa complessiva dell'atomo), è nucleo di tutti gli elementi. Protoni hanno carica positiva e neutroni carica neutra, quindi la carica complessiva del nucleo è positiva. Ruotano intorno gli elettroni carichi negativamente. Gli elettroni hanno peso indifferente.

Gli elettroni possono essere visti come una nuvola elettromagnetica, diversa dalla tradizionale immagine con particelle che ruotano intorno al nucleo. Orbitale su cui gira l'elettrone è regione dello spazio intorno al nucleo in cui c'è il 99% di possibilità di trovare l'elettrone. Similitudine terra con luna che ruota intorno, o nucleo con intorno nuvola elettronica.

Non tutti gli atomi hanno nucleo che pesa uguale o stesso numero di elettroni. Il numero di protoni (numero atomico) caratterizza l'atomo e ne determina la chimica. Il discriminante tra atomi è il numero protoni, che determina nome dell'atomo. Un atomo da un altro si differenzia sostanzialmente per diverso numero di protoni nel nucleo. Il numero di elettroni dipende dal numero di legami che si creano. Tendenzialmente c'è equivalenza tra neutroni e protoni. Ogni isotopo ha proprietà diverse rispetto all'atomo originale, ha diverso numero di neutroni.

Gli isotopi sono presenti in natura. Se il numero di protoni determina univocamente il tipo di atomo, anche il numero di neutroni può essere diverso. C'è numero massimo di protoni nel nucleo oltre il quale non ci possono stare.

La tavola periodica

Nella tavola periodica gli elementi vengono classificati e il numero atomi è determinante. Si identificano nella Tavola una serie di proprietà, è organizzata in maniera specifica, tutti gli atomi della prima colonna hanno caratteristiche comuni (metalli alcalini), nella seconda ci sono i metalli alcalino terrosi e dalla terza i metalli di transizione. Non metalli sono nelle colonne azzurre e blu, le ultime da sinistra a destra.

Tipicamente i materiali più stabili sono verso destra: quelli più a destra sono i gas nobili, tendenzialmente non interagiscono con gli altri. Al contrario a sinistra si trovano gli elementi che interagiscono frequentemente = classificare atomi in base a proprietà. Dalle stesse particelle combinate in modo diverso si ottengono i diversi atomi = ci sono molte proprietà in comune, c'è periodicità, caratteristiche ricorrente. Tendono a comportarsi per affinità della struttura come certo numero di famiglie finite (metalli ecc.).

Proprietà degli elementi

La prima proprietà importante è il numero atomico (numero di protoni) che caratterizza univocamente atomo. Per identificare semplicemente contare atomi. Altra proprietà importante è elettronegatività = tendenza posseduta da un atomo di attrarre o cedere elettroni, quanto un atomo per sue caratteristiche proprie (quanti protoni ecc) ha tendenza di attrarre o cedere elettroni. Gli elettroni tendono facilmente a spostarsi, abbandonare atomo o favorire richiamo di ulteriori elettroni. L'elettronegatività è stata quantificata, si è deciso di ridurre tutto a range da 1 a 4: più valore è alto più è forte tendenza dell'atomo. Cresce verso destra e verso l'alto della Tavola periodica. Diminuisce verso il basso e sinistra.

Seconda proprietà: valenza, numero di elettroni che atomo mette in comune quando forma un legame, numero di elettroni che condivide, numero di elettroni che atomo guadagna o mette in comune quando si lega ad altro atomo. Quanti ne cede, se tende a cederli (in base elettronegatività) e quanti ne guadagna se tende a guadagnarli.

Terza proprietà: numero di ossidazione, carica che l'atomo assumerebbe in una molecola se gli elettroni di legame fossero assegnati all'atomo più elettronegativo.

I legami

• Intramolecolari (forti): alta energia, serve molta energia per romperli. Il discriminante per definire legame forte o debole è quantità energia necessaria per romperli. Intramolecolari significa dentro la molecola, i legami fra singoli atomi in una stessa molecola tendenzialmente sono forti. Si distinguono in covalenti, ionici o metallici.
• Intermolecolari (deboli): quando le interazioni non sono tra atomo e atomo di una stessa molecola ma ma tra due diverse molecole, tra composti diversi. È più facile rompere questo tipo di legame. Il legame è determinante nella struttura finale del materiale. Si distinguono in acido/base o Lifschitz-Van der Waals (i quali possono essere dipolo/dipolo, dipolo/dipolo indotto o dipolo fluttuante/dipolo indotto).

Legame covalente (intramolecolare) si forma quando due atomi mettono in comune una coppia di elettroni, che sono messi in compartecipazione, sono condivisi, non vengono ceduti (ragionando in termini di nuvole elettroniche, queste si fondono e i due atomi sono virtualmente connessi da nuvola elettronica che li tiene connessi). È un legame forte, difficile da scindere. Tipico quando si legano due atomi identici. Nel caso anidride carbonica c'è legame covalente. Più elettroni condivisi tra le specie che formano questo legame = più legame è forte ed è difficile da scindere. Tipicamente formati da non metalli (perché elettronegatività è nulla).

Legame ionico (intramolecolare) ha bisogno per formarsi di una differenza di elettronegatività, fra i due atomi, superiore di circa 1,9. Es cloruro di sodio: cloro ha elettronegatività molto alta, 3, sodio 0,9. La differenza è 2,1, quindi è possibile legame covalente. L'atomo che tende a prendere elettroni, prende, e quello che tende a cedere, cede. L'elettrone si trasferisce da sodio a cloro seguendo tendenze naturali di sodio e cloro. Cloro prendendo elettrone diventa negativo. Sodio da carica neutra diventa positivo, avendo perso un elettrone. Per attrazione elettrostatica cloro e sodio rimangono molto vicini. Diventano ioni con carica rispettivamente negativa e positiva. Le due specie si attraggono essendo diventate di carica opposta. Non c'è condivisione, c'è ratto di elettrone che porta comunque a formazione legame. Generalmente formato da metallo e non metallo. Altro esempio è sale, NaCl: il legame tra metalli e i non metalli tende ad essere ionico, perché normalmente c'è differenza di elettronegatività elevata.

Situazioni intermedie tra covalente e ionico: puramente covalente (nonpolar, quando non c'è differenza di elettronegatività), puramente ionici o legami ibridi (o covalente-polare, parziale condivisione -asimmetrica- di elettroni e parziale cedimento di elettroni, avviene quando differenza di elettronegatività è media. Le due specie hanno parziale carica negativa e positiva, atomo preferito da elettrone ha parziale carica negativa, quello più allontanato da elettrone ha parziale carica positiva. Il carattere ionico del legame covalente polare -ibrido- aumenta all'aumentare della differenza di elettronegatività). Le caratteristiche dei materiali derivano da tipologie legami. Se si parla di nuvola elettronica, con legame ibrido, la nuvola non è ugualmente condivisa ma si trova prevalentemente su uno e un po' di meno sull'altro.

Lezione 2: legame metallico

Legame metallico: è legame forte, lo si rappresenta non considerando due singoli atomi ma con tanti atomi che reagiscono insieme, tipico materiali metallici, no cessione o compartecipazione ma c'è totale dispersione degli elettroni, elettroni fusi insieme. La rappresentazione che si da è atomi immersi in "mare", "nuvola indefinita" elettroni. Gli elettroni si fondono in enorme orbitale e sono condivisi in maniera equivalente da tutti gli atomi. Si perde l'origine degli elettroni che vengono condivisi. Per la condivisione rientra nei legami forti. Impossibile comprendere quale elettrone apparteneva a dato atomo.

Legami deboli

Legame a H (interazioni acido/base): si installano tra molecole che contengono almeno un atomo di idrogeno, la molecola deve avere nuvola elettronica tale da generare formazione di dipolo. Es H₂O: l'idrogeno ha solo un protone e solo elettrone, che mette in condivisione -covalentemente- con l'O, l'effetto di questa azione è che l'ossigeno tende a portare verso di sé l'elettrone degli idrogeni (come nel legame ibrido), gli elettroni stanno maggiormente verso l'O che sarà carico negativamente, e l'idrogeno 1 e 2 avranno carica residua positiva. Effetto finale è quello del legame ibrido: gli elettroni tendono selettivamente a stare più verso l'O. Struttura con parte negativa e positiva si chiama dipolo. Delta minuscolo δ = un po' di carica. Si attraggono per forza elettrostatica. Legami deboli ma peso significativo nei materiali. Motivo per cui si formano è la natura peculiare dell'H, con un solo protone, per questo è il debole della molecola e cede di più di quello che vuole condividere.

Interazioni di Lifshitz -Van der Waals: forza attrattiva che si instaura fra dipoli permanenti che si formano per interazioni fra atomi/molecole diverse. Atomo per interazione particolare è indotto a modificare area geografica in cui suoi elettroni girano, per miliardesimo di secondo la nuvola elettromagnetica si sposta e l'atomo diventa dipolo. Questa asimmetria della nuvola elettronica è decisiva per la formazione di legami. Dipolo inteso come molecola che per qualche ostante o per sua natura ha carica positiva delocalizzata rispetto a carica negativa.

La chimica in cucina

• NaCl = legame ionico
• Zucchero = formato da glucosio, catene di carbonio che formano carboidrati a base glucosio, carbonio legato a carbonio con legame covalenti, anche legami a H e vdW.
• Pentola Wok alluminio = tutti gli atomi legati insieme da legame metallico puro.
• Gas metano = CH₄ un atomo di carbonio legato a 4 di H: legame covalente puro. Carbonio ha 4 elettroni e li condivide uno per uno con 4 H.

Nomenclatura

Classificazione dei composti inorganici:

• Binari:
  • Ossidi: (2 specie. Legandosi a metallo o a non metallo, quando abbiamo ossido legato a metallo lo chiamo ossido di + nome metallo, es. ossido di ferro; ossigeno più non metallo, es. CO = anidride carbonica o monossido di carbonio -tossico- CO₂ SO₂ = anidride solforosa);
  • Idracidi: (quando ho idrogeno con composto di non metallo es. HCl = acido cloridrico, HL, HBr = acido bromidrico, HF, H₂S= acido solfidrico);
  • Sali: (metalli e non metalli insieme, es. NaCl= legame ionico puro, sodio più cloro, MgCl₂ = cloruro di magnesio, metallo più non metallo ha legame ionico)
• Ternari:
  • Idrossidi: (metallo più OH= ossigeno idrogeno, es. idrossido di rame ecc., idrossido di più nome del metallo);
  • Ossiacidi: (H più non metallo più O, come idracidi solo che hanno l'O es. H₂SO₄, HNO₃, H₂CO₃);
  • Sali: (come sali binari ma in più l'O, il discriminante fra binari e ternari è la presenza ricorrente dell'O nei ternari, Na₂CO₃, Na₂SO₄)

Composti binari si possono distinguere in ionici e molecolari.

Idrossidi: (OH) = idrossido: Ca(OH)₂ = idrossido di calcio, Fe(OH)₂ = idrossido ferro ecc.

Ossiacidi: H₂SO₄ = acido solforico, HNO₃ = acido nitrico, H₂CO₃ = acido carbonico.

Sali: (metallo, non metallo e ossigeno): H₂SO₄ = acido solfidrico, gruppo SO₄ è gruppo solfato che reagisce con serie di elementi formando diversi composti (es. solfato di potassio, K₂SO₄).

Stato della materia

I mattoncini essenziali sono gli atomi, che formano molecole che interagiscono tra di loro formano i materiali. Materiali sono entità composte da singole molecole, elementi. Il solido è insieme di molecole e atomi tale di essere in grado di mantenere forma e volume propri, il liquido ha forma recipiente in cui è contenuto ma volume proprio, materiale in forma gassosa ha forma e volume del recipiente in cui è contenuto. La materia presente in stato solido può avere atomi ordinati (disposizione ordinata e periodica particelle in base a rapporti energetici, solidi cristallini) o non ordinati, presenti in modo casuale (disposizione delle particelle non è regolare a lungo raggio, amorfo opposto a quello cristallino, ordinati solo a raggio corto).

• Cristallini: es. rubino (è ossido di alluminio), ghisa di ferro, rame, ghiaccio (acqua solida).
• Amorfi: es. vetro (molecole che sono principalmente ossido di silicio, organizzate in maniera totalmente casuale; l'ossido di silicio esiste in natura anche in materiale cristallino, es. quarzo), gomma, plastica.

Lezione 3: dissociazione di H₂O e H⁺

H₂O può scindersi in anione (ione con carica negativa), con meno in apice destra indica che elettrone che prima era condiviso fra idrogeno e ossigeno se lo tiene l'O, l'acqua si dissocia in maniera asimmetria. Lo ione idrogeno che si stacca ha ceduto elettrone a molecola OH^-, l'idrogeno rimane solo con protone, e ha carica negativa, diventa singolo protone con carica negativa. Per indicare la sua carica negativa lo si indica con il meno in apice. Queste due specie si ottengono con la dissociazione dell'acqua. Spontaneamente l'acqua tende a dissociarsi, ma ci sono delle condizioni in cui si possono avere abbondanza anioni o cationi (ione con carica positiva).

OH^- si chiama idrossido. Lo ione H⁺ può legarsi alla molecola di acqua e formare un'ulteriore specie. Specie ossidrile = H⁺.

Acido è sostanza che dissociandosi produce ioni H⁺, una base è una sostanza che come va incontro a dissociazione produce ioni OH^- (teoria di Arrhenius). Altre definizioni: Bonster.Lowry (acquisire o cedere ioni OH^- e H⁺) e Lewis (acido accetta doppietto elettronico, base dona doppietto elettronico). Dissociazioni non avvengono spontaneamente ma in soluzione acquosa. Basico e alcalino sono sinonimi.

• Baker d'acqua con all'interno prevalenza cationi H⁺ in maniera preponderante rispetto ioni OH^- = la soluzione è acida.
• Baker con acqua con preponderanza anioni OH^- = specie che si è dissociata avendo come effetto principale il rilascio OH^- = soluzione basica o alcalina.
• Baker con acqua e stessa quantità di ioni OH^- e H⁺ = è sostanza neutra.

Acido cloridrico = HCl (g) → H⁺ (aq) + Cl^- (aq) = base.

Idrossido di sodio = NaOH (s) → Na⁺ (aq) + OH^- (aq) = base.

Sale in acqua = neutra.

pH = misura il grado di acidità di una sostanza = -log[H⁺].

È un numero che va da 0 a 14. Una soluzione acido (ho tanti H⁺) ha numero basso, se la soluzione è acida il risultato dell'operatore matematico (log) è basico (pochi H⁺). L'operatore matematico lavora in senso opposto. Più la concentrazione di H⁺ è bassa più il pH aumenta.

Cartina tornasole (nastrino di carta giallo).