chimica generale ed organica

La materia: costituzione e proprietà

Oggetto materia o corpo dotato di massa e volume.

Massa e peso

Massa: misura dell'inerzia di un corpo, della sua capacità di opporsi ad un cambiamento del suo stato di quiete o moto rettilineo uniforme (kg).

Peso (P): forza con cui il corpo è attratto alla terra per forza di gravità (corretta per gli effetti della rotazione terrestre). È misurata in Newton. La massa è costante in ogni luogo, il peso no. Secondo Einstein, la massa di un corpo aumenta all’aumentare dell’energia cinetica e della sua temperatura: Δm = ΔE/c (non per i corpi quotidiani!).

Proprietà fisiche

Proprietà fisiche: misurabili senza far variare natura o composizione della materia.

Proprietà estensive: dipendono dalle dimensioni del campione (volume, massa).

Proprietà intensive: non dipendono dalle dimensioni (temperatura).

Stati di aggregazione

Tre stati di aggregazione o stati fisici. La materia, se può esistere stabilmente in tutti e tre, passa da uno all’altro tramite i passaggi di stato. Può cambiare al cambiare della temperatura.

Sostanze pure, elementi e composti

• Sostanze pure: omogenee, ovvero in ogni punto hanno la stessa composizione.
• Elementi: non possono essere scomposti con metodi chimici in sostanze più semplici; sono costituiti da atomi della stessa specie (con lo stesso numero atomico) e sono rappresentati nella tavola periodica.
• Atomi: la più piccola parte di un elemento che può entrare a far parte di un composto e che conserva le caratteristiche strutturali per identificarlo (numero atomico); l’atomo non è mai capace di esistere libero (a parte quello dei gas nobili che forma molecola monoatomica). Gli atomi di un elemento non sono tutti uguali perché possono differire per il numero di massa.
• Composti: formati da due o più elementi legati in un rapporto fisso e costante di atomi. Sono scomponibili negli elementi. Possono essere molecolari o ionici (la formula di quelli ionici è solo empirica; le proprietà di uno ione sono diverse da quelle dell’elemento cui appartiene!). Non si può parlare di molecole per i composti ionici, che sono cristalli formati da più coppie ioniche o gruppi di ioni.

Miscele

Miscele: porzioni di materia costituite da due o più sostanze pure mescolate in rapporti variabili.

Miscele omogenee o soluzioni: miscele omogenee di due o più specie chimiche le cui proporzioni possono variare con continuità in un campo definito di valori. Si distinguono solvente e soluto. I componenti possono essere separati con cambiamenti di stato.

Miscele eterogenee o miscugli: materia non omogenea formata da due o più individui chimici in rapporti variabili a piacere. Sono separabili con operazioni meccaniche. Una o più specie sono disperse nella massa di un’altra più abbondante (fiumi, solidi in gas, nebbie, emulsioni, spugne, schiume).

Possono essere dispersioni colloidali, formate da una fase disperdente o continua e da una dispersa. Proprietà particolari: incapacità di diffondersi attraverso membrane dializzanti (che non lasciano passare i colloidi).

Sospensioni: si distinguono dalle dispersioni perché sono formate da miscugli con particelle solide di dimensioni superiori al 1000 nm.

Fasi e trasformazioni

Le fasi: parti fisicamente omogenee che costituiscono un sistema eterogeneo, delimitate da superfici di contatto anche ideali. Tutti i componenti gassosi formano un’unica fase, quelli allo stato liquido una se miscibili, sennò più fasi; i componenti solidi più fasi a meno che non formino soluzioni solide come l’oro.

Trasformazioni chimiche: a differenza di quelle nucleari, coinvolgono basse energie e non comportano né modifiche nel nucleo degli elementi né variazioni di massa con trasformazione di massa in energia.

Trasformazioni fisiche: modificano lo stato fisico, il contenuto e la distribuzione di energia ma non la struttura chimica perché non rompono i legami.

Struttura dell'atomo e particelle subatomiche

Struttura dell'atomo

Atomo: formato da una parte centrale detta nucleo, sede di particelle elementari o subatomiche dette protoni e neutroni, e da elettroni posti all'esterno e molto distanti dal nucleo. Poiché protoni e neutroni sono 1800 volte più pesanti degli elettroni, sono la sede della massa dell'atomo.

Protoni: particelle stabili dotate di carica positiva. Nell'idrogeno ne è presente uno solo. La massa del protone è quasi uguale a quella del neutrone, sono 1840 volte più pesanti degli elettroni.

Numero atomico (Z): numero di protoni nel nucleo dell’atomo, individua la specie chimica. Coincide numericamente ma non rappresenta il numero di elettroni nello stato ideale.

Neutroni: privi di carica, con massa a riposo leggermente superiore a quella del protone. Si trovano nel nucleo dove sono stabili (al di fuori del nucleo un neutrone decade rapidamente in un protone, un elettrone e un antineutrino).

Numero di massa (A): somma del numero di protoni e neutroni.

Nuclide: specie atomica caratterizzata dal numero atomico e dal numero di massa.

Isotopi: nuclidi isotopi con lo stesso numero atomico e diverso numero di massa. Hanno stesso comportamento chimico per la disposizione degli elettroni esterni, ma differiscono per proprietà fisiche o hanno comportamenti diversi.

Atomi dello stesso elemento: non sono tutti uguali, sono sempre formati da isotopi.

Particelle subatomiche

Elettrone: carica negativa = 1.60217733 x 10^-19; la massa a riposo è 9.109 x 10^-31 kg; antiparticella dell’elettrone è il positrone.

Massa degli atomi: SI unità di misura = kg; la massa degli elementi noti è compresa fra 1.673 x 10^-27 kg e 4.367 x 10^-25 kg.

Unità di massa atomica (u) o Dalton (Da), nota anche come u.m.a o a.m.u.; l’unità di massa atomica vale 1.660 x 10^-27 kg perciò si ottengono valori dell’ordine delle decine e centinaia. Un’unità di massa atomica è 1/12 della massa di un atomo di carbonio 12.

Massa atomica relativa (A_r): sinonimo di peso atomico (P.A.). I loro valori esprimono il confronto con 1/12 della massa dell’atomo di carbonio-12!

Massa atomica assoluta: espressa in kg, bisogna ricordare la relazione: 1 u.m.a. = 1.6 x 10^-27 kg.

Massa molecolare relativa (M_r) o peso molecolare (P.M.): si ottiene sommando le masse atomiche relative degli atomi della molecola, quindi si esprime in u.m.a. Per i composti ionici dove non si parla di molecola, si usa il peso formula. Se si esprime in grammi, è assoluta.

Mole (mol): quantità di sostanza chimica che contiene tante unità elementari (atomi, molecole…) quanti sono gli atomi presenti in 0,012 kg (12 grammi) di carbonio 12 (C¹²); la mole di atomi contiene lo stesso numero di atomi per qualsiasi elemento o composto. Tale numero è il numero di Avogadro: 6.02 x 10²³ mol^-1. [Quindi in una mole di atomi sono contenuti 6.02 x 10²³ atomi, in una mole di molecole 6.02 x 10²³ molecole.]

Per determinare la massa delle sostanze ci si riferisce alla massa della mole di atomi/molecole.

Spettrometro: con una tecnica detta spettrometria di massa misura il peso molecolare delle sostanze.

Massa molare: massa di una mole di atomi o molecole. Si esprime in grammi per mol^-1. Per avere la massa di una mole di atomi basta prelevare una quantità in grammi pari al peso atomico dell’elemento. Es: atomo di sodio massa 23 u.m.a., massa della mole 23 grammi.

• Numero di moli (n) = massa in grammi / massa di una mole di grammi per mol^-1.
• Massa in grammi = massa di una mole in g x mol^-1 per la quantità di moli (n).
• Massa di una mole di g x mol^-1 = massa in grammi / n.

Es: quante moli di atomi corrispondono a 56 g di carbonio? Atomo di carbonio: massa 12 u.m.a.; mole di carbonio: massa 12 g mol^-1; 56g / 12 g = 4.67 moli. Es: quante moli di NaOH sono contenute in 100 grammi di NaOH? Massa di NaOH: 40 u.m.a.; mole di NaOH: massa 40 g; 100g/40g = 2.5 moli.

Volume molare di un gas: volume occupato alle condizioni standard dei gas da una mole di qualsiasi gas che si comporti idealmente. Volume molare = 22.4 litri.

Leggi ponderali della chimica

• Legge di Lavoisier: la somma delle masse delle sostanze che reagiscono è uguale alla somma delle masse delle sostanze che si ottengono dalla reazione.
• Legge di Proust: gli elementi per formare i composti si legano in rapporti ponderali fissi e costanti.
• Legge di Dalton: quando due elementi danno luogo a più composti, le quantità di uno di essi che si legano con la stessa quantità dell’altro sono multipli interi e piccoli della quantità minima.
• Legge di Gay-Lussac: nelle reazioni tra gas, i volumi dei reagenti sono in rapporto numerico semplice e il loro rapporto con il volume dei prodotti, se sono gassosi o gassificabili, è pure espresso da numeri semplici.
• Legge dell'invariabilità delle sostanze elementari: nelle reazioni chimiche non nucleari un elemento non può essere trasformato in un altro, quindi gli atomi possono trasferirsi da una specie chimica ad un'altra ma il loro numero deve rimanere inalterato ed anche la carica totale.

Teoria atomica moderna

Modelli atomici

Modello atomico di Thomson: non riconosce il nucleo, l’atomo è formato da una massa di cariche positive in cui sono immerse cariche negative.

Modello atomico di Rutherford: l’atomo è formato da un nucleo centrale, sede delle cariche positive, attorno al quale ruotano gli elettroni, cariche negative puntiformi. [Esperimento: bombardò con particelle α cariche positivamente una lamina d’oro sottilissima: il 97% delle particelle attraversavano la lamina, poche erano deviate o respinte, quindi la carica positiva doveva essere condensata nel nucleo]. Lacune: ruotando attorno al nucleo l’elettrone dovrebbe emettere energia e ricadere sul nucleo, e l’energia dovrebbe essere emessa in modo continuo.

Modello atomico di Bohr: introduzione della condizione quantica: gli elettroni ruotano intorno al nucleo senza emettere energia solo su orbite circolari, assumono valori di energia variabili per salti e non in modo continuo: così si spiega l’assorbimento e l’emissione di energia di un atomo. Posizione inaccettabile si potrebbero calcolare esattamente la velocità e la posizione dell’elettrone con pari esattezza!

Modello atomico attuale: basato sulla teoria ondulatoria.

Principi della teoria moderna

Principio di indeterminazione di Heisenberg: non si può parlare dell’elettrone in termini di certezza; assunto di De Broglie ad ogni particella in movimento è associata una lunghezza d’onda. All’esterno del nucleo è possibile localizzare gli elettroni in nubi di densità elettrica negativa variabile in ogni punto e velocità e posizione possono essere descritte solo come probabilità, funzione d’onda detta orbitale.

Orbitali e numeri quantici

Orbitale: caratterizzato da 3 numeri detti numeri quantici.

Numero quantico principale (n): può assumere i valori da 1 a infinito (in realtà nel loro stato di maggiore stabilità non superano 7) e indica l’energia dell’orbitale e la distanza dal nucleo. Orbitali con lo stesso n appartengono allo stesso livello energetico!

Numero quantico secondario (L): può assumere i valori fra 0 e n-1. (n-1)>= L >= 0. Detto anche numero quantico angolare! Specifica la forma dell’orbitale. L=0: orbitali s sferici; L=1: orbitali p bilobati, formati da due sfere opposte al nucleo, e se ne possono avere tre per la diversa orientazione nello spazio (px, py, pz); L=2: 5 orbitali d di forma più complessa, L=3: sette orbitali f di forma più complessa. Orbitali ed elettroni aventi gli stessi numeri quantici principale e secondario appartengono allo stesso sottolivello e hanno la stessa energia e sono detti orbitali degeneri (i tre orbitali p).

Numero quantico magnetico (m_L): può assumere tutti i valori fra -L e +L compreso lo zero ed indica l’orientazione dell’orbitale in un campo magnetico.

Numero quantico di spin (m_s): può assumere solo i valori +1/2 e -1/2 corrispondenti ai due sensi di rotazione dell’elettrone su sé stesso.

Gli elettroni si dispongono intorno al nucleo rispettando tre regole:

• Principio dell’Aufbau: si configurano dapprima in orbitali con meno energia a cominciare dalla posizione più vicina al nucleo.
• Principio dell’esclusione di Pauli: non ci possono essere in un atomo 2 elettroni con gli stessi 4 numeri quantici. Quindi un orbitale può contenere solo 2 elettroni purché abbiano spin opposto.
• Regola della massima molteplicità di Hund: negli orbitali degeneri (con eguali valori di n e L) gli elettroni prima di accoppiarsi nello stesso orbitale occupano singoli orbitali con spin parallelo: la più stabile disposizione è quella con il maggior numero di spin paralleli.

Il numero massimo di orbitali distinti in un livello energetico n è n², mentre il numero di elettroni è 2n².

Sistema periodico degli elementi

La tavola periodica

La tavola periodica, o sistema periodico degli elementi di Mendeleev, rappresenta in modo immediato gli elementi chimici.

Disposizione: 7 righe orizzontali (periodi) e 18 colonne verticali (gruppi). Gli elementi sono disposti in ordine di numero atomico crescente da sinistra a destra ed andando a capo ogni volta che si incontra un gas nobile. Nello stesso gruppo si trovano elementi con proprietà fisiche e chimiche simili e configurazione elettronica dello stesso tipo.

Dunque: le proprietà chimiche di un atomo dipendono dal suo numero atomico e dalla sua configurazione elettronica esterna, in misura minore dalle sue dimensioni.

Gruppi e periodi

Gruppi: colonne verticali, formati da elementi con proprietà simili perché hanno la configurazione elettronica esterna formata dallo stesso numero di elettroni che si configurano in orbitali dello stesso tipo. Sono indicati con 18 numeri con una lettera A o B. A: elementi rappresentativi, B: elementi di transizione. Gruppo 18: gruppo 0 o dei gas nobili.

Gruppo IA: metalli alcalini, IIA: metalli alcalinoterrosi, VIIA: alogeni. Percorrendo un gruppo si osserva il progressivo aumento di un’unità del numero quantico principale degli elementi.

Periodi: indicati da numeri da 1 a 7 o da lettere da K a Q. La configurazione elettronica di uno stesso periodo varia gradualmente conservando lo stesso livello energetico (numero quantico principale), che aumenta di uno ogni periodo. Procedendo da sinistra a destra lungo un periodo, con un’interruzione per gli elementi di transizione, diminuiscono il carattere metallico degli elementi e i loro raggio ionici e atomici, mentre aumentano il potenziale di ionizzazione e l’affinità elettronica. Una spezzata di demarcazione costituita dai semimetalli taglia da sinistra a destra diagonalmente la tavola periodica separando fra metalli e non metalli a destra.

Proprietà periodiche

La tavola mostra proprietà periodiche:

• Raggio atomico: raggio dell’atomo con il nucleo e gli orbitali elettrici contenenti elettroni. Diminuisce da sinistra a destra di un periodo e dal basso in alto di un gruppo. [Raggio ionico: ioni positivi minore, ioni negativi maggiore].
• Energia di ionizzazione (Ei): necessaria ad allontanare a distanza infinita dal nucleo l’elettrone più debolmente legato, più esterno, formando uno ione positivo [X + Ei → X⁺ (catione) + e^- (elettrone strappato)]. Le Ei aumentano quando si vuole allontanare un secondo, terzo, ecc. elettrone, perché lo si allontana da uno ione positivo: hanno un forte salto quando si passa da elettroni di un livello n a un livello n-1, perciò gli elementi formano più comunemente atomi perdendo elettroni dello stesso livello n esterno. Minimi assoluti di Ei metalli alcalini, I gruppo [l’unico elettrone di valenza è nell’orbitale ns distante dal nucleo mentre gli altri elettroni del guscio interno formano un core]. Massimi assoluti gas nobili, gruppo 0 [alta stabilità del guscio elettronico]. L’Ei aumenta da sinistra a destra di un periodo e dal basso in alto di un gruppo (al diminuire del raggio ionico e quindi all’avvicinarsi al nucleo). Si esprime in elettronvolt o in J/mol di atomi. Poiché è energia fornita all’atomo, il suo valore è sempre positivo. In un gruppo l’aumento del numero atomico determina il decremento dell’Ei perché le dimensioni atomiche aumentano dall’alto in basso. Si hanno dei massimi relativi quando si completa un orbitale ns, perché l’elettrone che entra in quella p assume un’energia superiore e quindi quella per strapparlo diminuisce, e anche quando gli elementi hanno un elettrone in ogni orbitale p, un calo invece quando si hanno due elettroni nello stesso orbital p, poiché respingendosi aumentano l’energia dell’atomo. Questa regola generale presenta però irregolarità. Alcuni elementi hanno un’inversione di valori, ma queste apparenti eccezioni si possono spiegare con il fatto che negli atomi dello stesso periodo con due elettroni nello strato esterno (Be, Mg) o un solo elettrone in ogni orbitale p (N, P) si ha un massimo relativo rispetto all’elemento successivo.
• Affinità elettronica: variazione di energia quando un atomo acquista dall’esterno un elettrone in più.