Fondamenti di chimica - Appunti

La materia

Gli elementi

Un elemento è una sostanza costituita da un’unica specie di atomi. La materia tutta è costituita da varie combinazioni di forme semplici definite elementi chimici. Un elemento è una sostanza costituita da un’unica specie di atomi. La più piccola particella di un elemento che sia capace di esistere si chiama atomo. Ciascun elemento ha il proprio nome e il proprio simbolo esclusivi.

• Gli atomi sono costituiti da particelle subatomiche dette elettroni, protoni e neutroni.
• Protoni e neutroni formano un corpo centrale compatto detto nucleo dell’atomo.
• Gli elettroni si distribuiscono nello spazio a guisa di nuvola, intorno al nucleo.

L’elettrone ha massa molto minore di quella del protone: quasi 2000 volte inferiore (9,109 x 10^-31 kg l’elettrone, 1,673 x 10^-27 kg il protone, 1,675 x 10^-27 il neutrone). Nell’atomo nucleare tutta la carica positiva e quasi tutta la massa si trovano concentrate in un minuscolo nucleo, mentre gli elettroni, carichi negativamente, formano intorno ad esso una sorta di nuvola.

Il numero atomico Z si definisce come il numero dei protoni presenti nel nucleo; al di fuori di questo vi è un uguale numero di elettroni. Il numero totale di protoni e di neutroni presenti nel nucleo definisce il numero di massa, A, dell’atomo. Gli isotopi hanno uguale numero atomico e diverso numero di massa. Nel loro nucleo figura lo stesso numero di protoni e diverso numero di neutroni. Tutti gli isotopi di un dato elemento hanno intorno al proprio nucleo il medesimo numero di elettroni.

La tavola periodica

La tavola periodica è una disposizione degli elementi che ne rispecchia le relazioni di parentela; tipicamente i termini di uno stesso gruppo manifestano una variazione abbastanza regolare delle proprietà. Gli elementi della tavola periodica si possono classificare in metalli, non metalli e metalloidi:

• I metalli conducono l’elettricità, manifestano tipica lucentezza metallica, sono malleabili (si lasciano ridurre in lamine sottili per battitura) e duttili (si lasciano tirare in fili).
• I non metalli non conducono l’elettricità e non sono né malleabili né duttili.
• I metalloidi hanno l’aspetto e alcune delle proprietà dei metalli, ma non si comportano come loro dal punto di vista chimico.

Gli elementi metallici si collocano a sinistra della tavola periodica, i non metallici a destra; le due aree sono separate da una fascia diagonale che comprende i metalloidi.

I composti

Un composto è una sostanza costituita da due o più elementi in proporzione definita. Gli atomi di un composto possono trovarsi uniti a formare molecole oppure possono presentarsi sotto forma di ioni:

• Una molecola è un aggruppamento di atomi legati, definito, distinto ed elettricamente neutro.
• Uno ione è un atomo o un aggruppamento atomico carico negativamente o positivamente.

La formula chimica di un composto ne esprime la composizione tramite i simboli chimici degli elementi. La formula molecolare indica la composizione della molecola tramite il numero degli atomi di ciascun elemento che la costituiscono. I modelli molecolari indicano la forma della molecola, la lunghezza dei legami e gli angoli che tali legami formano l’uno rispetto agli altri.

Gli elementi metallici formano tipicamente cationi, quelli non metallici anioni; le loro cariche sono correlate con il gruppo al quale appartengono nella tavola periodica. La formula chimica dei composti ionici mostra il rapporto numerico tra gli ioni dei singoli elementi costituenti il composto in funzione del numero intero più piccolo. L’unità formula di un composto ionico è un insieme di ioni nel quale ciascuna specie figura con lo stesso numero che compare nella formula empirica.

Misure e moli

1 mole (1 mol) è il numero degli atomi presenti in 12 g esatti di carbonio 12. La quantità di atomi, di ioni o di molecole costituenti un campione si riporta in moli, e la costante di Avogadro, N_A, si adopera per effettuare la conversione tra i numeri di tali particelle e i numeri di moli. La massa molare di un elemento è la massa dell’elemento a mole di atomi dell’elemento stesso. La massa molare di un composto molecolare è la massa del composto a mole di molecole del composto. La massa molare di un composto ionico è la massa del composto a mole di unità formula del composto.

Le reazioni chimiche

L’equazione chimica si serve delle formule chimiche per simboleggiare tanto il cambiamento qualitativo che si verifica in una reazione chimica quanto l’informazione che non si creano né si distruggono atomi. I coefficienti stechiometrici indicano il numero relativo delle moli di reagenti e di prodotti che partecipano alla reazione. L’equazione chimica esprime la reazione chimica in funzione delle formule chimiche; i coefficienti stechiometrici si scelgono in maniera da assicurare che nel corso della reazione gli atomi non appaiano creati o distrutti.

Si dice sostanza solubile quella che si scioglie in un determinato solvente. Diciamo soluzione elettrolitica una soluzione capace di condurre l’elettricità, il che comporta che essa contiene ioni. Nella soluzione di un elettrolito forte il soluto è presente tutto sotto forma di ioni. Nella soluzione di un elettrolito debole il soluto è ionizzato solo in maniera incompleta, sicché sopravvive un certo numero di molecole. Una soluzione non elettrolitica è quella che non conduce la corrente elettrica in quanto non contiene ioni.

La soluzione acquosa di un elettrolito forte è costituita da ioni idrati liberi di muoversi nel corpo del solvente. Si verifica una reazione di precipitazione quando si mescolano le soluzioni di due elettroliti forti, dalle quali trae origine un solido insolubile. L’equazione ionica completa rappresenta la reazione in funzione di tutti gli ioni presenti in soluzione; l’equazione ionica netta è l’equazione chimica che rimane dopo avere cancellato gli ioni spettatori.

Gli acidi sono molecole o ioni che contengono idrogeno e in acqua danno origine a ioni idronio. Le basi sono molecole o ioni che in soluzione danno origine a ioni ossidrile. In acqua gli acidi forti si trovano completamente ionizzati; gli acidi deboli non lo sono. Le basi forti (ossidi e idrossidi metallici) in soluzione sono completamente ionizzate; gli ioni ossido si trasformano in ioni ossidrile. Le basi deboli (per esempio l’ammoniaca e i suoi derivati organici, le ammine) in soluzione sono ionizzate solo parzialmente.

La maggioranza degli elementi metallici forma ossidi basici e la maggioranza degli elementi non metallici forma ossidi acidi. Gli elementi disposti lungo la diagonale che attraversa la tavola periodica tra il berillio e il polonio formano ossidi anfoteri (hanno carattere acido tanto quanto carattere basico). In una reazione di neutralizzazione un acido reagisce con una base producendo sale e acqua.

Reazioni redox: l’ossidazione è cessione di elettroni; la riduzione acquisto di elettroni. L’ossidazione fa aumentare il numero di ossidazione dell’elemento in esame; la riduzione lo fa diminuire. L’ossidazione è causata da un agente ossidante, specie che contiene un elemento che subisce la riduzione; la riduzione è causata da un agente riducente, specie che contiene un elemento che subisce l’ossidazione.

La stechiometria delle reazioni

L’equazione chimica bilanciata di una reazione serve a costruire il fattore di conversione da una sostanza all’altra; tale fattore di conversione, cioè il rapporto molare della reazione, si applica alle moli date per calcolare le moli richieste. Nel calcolo per passare da massa a massa si converte la massa data a numero di moli, si applica il fattore di conversione moli/moli per ricavare le moli richieste e, finalmente, si converte il numero di moli in massa.

La resa teorica di un prodotto è la massa massima prevedibile sulla base della stechiometria di una sola equazione chimica. La resa percentuale è la percentuale della resa teorica effettivamente ottenuta. In una data reazione il reagente limitante è la specie introdotta nel sistema reagente in quantità inferiore a quella richiesta dalla relazione stechiometrica tra i reagenti.

La termochimica

L’energia è la capacità di compiere lavoro o di liberare calore. Il calore è il trasferimento di energia dalle regioni di temperatura superiore a quelle meno calde. Il calore stimola l’agitazione termica.

I processi esotermici liberano calore; i processi endotermici assorbono calore. Il trasferimento di calore si misura con l’ausilio di un calorimetro calibrato e si riporta in joule. La capacità termica di un oggetto è il rapporto tra il calore fornito e l’incremento di temperatura subito dall’oggetto. Il calore specifico è la capacità termica divisa per la massa del campione in grammi.

La variazione di entalpia di un sistema coincide con il calore che esso libera o assorbe a pressione costante. L’entalpia è una proprietà (o grandezza) di stato: vuol dire che il suo valore dipende dallo stato del sistema, mentre è indipendente dal modo in cui il sistema è stato manipolato per conseguire quel particolare stato. L’entalpia del sistema misura l’energia del sistema disponibile sotto forma di calore a pressione costante. Per un processo endotermico ΔH > 0, per uno esotermico ΔH < 0.

La vaporizzazione ha carattere endotermico, giacché le molecole hanno bisogno di energia per sfuggire le une alle altre. Le entalpie delle transizioni di stato si riportano in kilojoule a mole di molecole. La variazione di entalpia di una reazione inversa è l’opposto di quella della reazione diretta. Le variazioni di entalpia si possono sommare per ottenere il valore del processo complessivo. Anche continuando a somministrare calore, sia al punto di fusione sia al punto di ebollizione, la temperatura di un campione di sostanza rimane costante.

L’equazione termochimica combina l’equazione chimica con l’entalpia di reazione. L’entalpia di reazione è la variazione di entalpia riferita ai coefficienti stechiometrici che figurano nell’equazione (quindi a quel preciso numero di moli di reagenti). L’entalpia di reazione standard si riferisce alla reazione che vede i reagenti e i prodotti nei rispettivi stati standard; normalmente la si riporta riferita alla temperatura di 298,15 K.

L’entalpia di un processo fisico complessivo è esprimibile come somma delle entalpie dei singoli stadi. La stessa norma vale per le reazioni chimiche ed è nota come legge di Hess: l’entalpia di reazione complessiva è la somma delle entalpie di reazione relative ai singoli stadi nei quali si può suddividere la reazione, anche se ciò fosse solamente teorico. È possibile combinare le equazioni termochimiche relative ai singoli stadi di una successione di reazioni ottenendo l’equazione termochimica della reazione globale.

L’entalpia standard di formazione delle singole sostanze è l’entalpia standard di reazione relativa alla formazione della sostanza dai suoi elementi considerati nella loro forma più stabile; la si esprime in kilojoule a mole di sostanza (kJ mol^-1).

Dentro l’atomo

Il colore della luce dipende dalla sua frequenza o dalla lunghezza d’onda; la radiazione di maggiore lunghezza d’onda presenta frequenza minore, e viceversa. La luce si può considerare costituita da pacchetti discreti di energia detti fotoni. L’energia di un fotone è direttamente proporzionale alla frequenza della radiazione. E = hv (h = 6,63 · 10^-34 Js, costante di Planck).

Il fatto che si osservano righe spettrali distinte induce a ritenere che nell’atomo un elettrone può possedere soltanto determinate energie. Le transizioni dall’uno all’altro di questi livelli energetici generano fotoni secondo la condizione della frequenza di Bohr. (ΔE = hv). Gli elettroni manifestano sia proprietà ondulatorie sia proprietà corpuscolari; le loro proprietà ondulatorie vanno prese in considerazione al momento di descrivere la struttura degli atomi.

Nel 1924 Louis de Broglie suggerì che ad avere carattere ondulatorio non sono solamente gli elettroni, bensì tutta la materia. La relazione di de Broglie asserisce che .

I modelli dell’atomo

L’equazione di Schrödinger permette di calcolare la probabilità che un elettrone si trovi in un certo punto dello spazio. La regione dello spazio nella quale è più probabile rinvenire un elettrone è associata a ciò che chiamiamo orbitale atomico. Le varie sagome degli orbitali atomici si possono classificare in quattro tipi principali: s, p, d e f.

L’orbitale s corrisponde a una nuvola sferica che diviene meno densa con l’aumentare della distanza dal nucleo. L’orbitale p corrisponde a una nuvola dotata di due lobi ai lati opposti del nucleo. I due lobi sono separati da una regione piana che chiamiamo piano nodale, che taglia il nucleo. Gli orbitali d e gli orbitali f hanno sagome più complicate.

Schrödinger stabilì che ciascun orbitale è identificato da tre numeri detti numeri quantici. Il numero quantico principale, n, specifica, nell’atomo di idrogeno, l’energia dell’elettrone. n = 1,2,3,… L’energia minima tra tutte è quella che si ottiene per n = 1. Questo stato di energia minima si chiama stato fondamentale dell’atomo. Dato che le nubi che rappresentano gli orbitali si ingrandiscono a mano a mano che n aumenta, la distanza media di un elettrone dal nucleo aumenta anch’essa con n.

Il secondo numero quantico, il numero quantico azimutale, l, governa la forma dell’orbitale. Esso può presentare i seguenti valori: l = 0,1,2…,n-1. Ciascun valore corrisponde a una delle forme orbitali che. l = 0 → s; l = 1 → p; l = 2 → d; l = 3 → f. Nell’atomo di idrogeno tutti gli orbitali di un dato valore n qualunque sia l, corrispondono alla stessa energia.

Il terzo numero quantico, il numero quantico magnetico, m_l, distingue i vari orbitali di un dato sottostrato. I valori permessi di m_l sono m_l = l, l -1, l -2, …, - l. L’elettrone possiede la proprietà dello spin; lo spin è descritto dal numero quantico magnetico di spin m_s quale può assumere l’uno o l’altro di due soli valori. (+1/2 o -1/2).

La struttura degli atomi multielettronici

Anche gli elettroni degli atomi multi elettronici sono associati a orbitali al pari di quello dell’atomo di idrogeno, ma le energie di tali orbitali non sono più le stesse di quelle dell’atomo dell’idrogeno. Il nucleo di un atomo multi elettronico ha carica più elevata di quello dell’idrogeno, quindi attrae gli elettroni più intensamente e ne diminuisce di più l’energia. Gli elettroni, d’altra parte, si respingono a vicenda, e ciò innalza l’energia.

L’energia totale di un atomo è la somma dell’energia potenziale e dell’energia cinetica di tutti i suoi elettroni. Nell’atomo di idrogeno, nel quale non sussiste alcuna repulsione tra elettroni, gli orbitali di un dato guscio o strato possiedono tutti la medesima energia. (ad esempio l’orbitale 2s e i tre orbitali 2p hanno la stessa energia). Negli atomi multi elettronici invece le repulsioni interelettroniche fanno sì che un orbitale 2p, per esempio, abbia maggiore energia di uno 2s. Gli orbitali di un dato sottostrato, tuttavia, continuano ad avere la stessa energia, ad esempio tutti e tre gli orbitali 2p hanno la stessa energia.

La diversa energia degli orbitali di diversi sottostrati di un medesimo strato si deve al combinarsi degli effetti dell’attrazione tra elettroni e nucleo e della repulsione tra elettroni ed elettroni. Usiamo dire che l’elettrone è schermato, rispetto alla piena attrazione del nucleo, ad opera degli altri elettroni presenti. La carica nucleare effettiva sperimentata dall’elettrone sarà sempre minore di quella vera, perché le repulsioni interelettroniche agiscono nel senso di attenuare il vincolo del nucleo.

Nello stato fondamentale di un atomo multi elettronico gli elettroni occupano gli orbitali atomici in maniera tale che l’energia totale dell’atomo sia quella minima possibile. Principio di esclusione di Pauli: nessun atomo può contenere due elettroni che abbiano lo stesso insieme dei quattro numeri quantici. La struttura elettronica degli atomi si descrive mediante la configurazione elettronica, vale a dire l’enumerazione di tutti gli orbitali occupati con il numero degli elettroni che vi trovano posto.

Uno strato chiuso è uno strato che contiene il massimo numero di elettroni consentiti dal principio di esclusione di Pauli. Regola di Hund: disponendo di più di un orbitale a sottostrato, si deve aggiungere elettroni a spin parallelo ai vari orbitali del sottostrato anziché appaiare due elettroni in uno degli orbitali (se occupassero orbitali differenti gli elettroni si troverebbero più distanti tra loro che se occupassero il medesimo orbitale, e perciò si respingerebbero di meno di quanto farebbero ove fossero appaiati nello stesso orbitale).

Configurazione elettronica degli ioni

Per prevedere la configurazione di un catione occorre allontanare gli elettroni più esterni nell’ordine np, ns e (n-1)d; nel caso dell’anione occorre aggiungere elettroni fino a realizzare la configurazione del gas nobile più vicino.

Il carattere periodico delle proprietà atomiche

Raggio atomico: il raggio atomico di un elemento si definisce come la metà della distanza che separa i centri di due atomi contigui. Se l’elemento è un metallo, la distanza considerata è quella tra i centri di due atomi contigui nel solido. Se l’elemento è un non metallo, la distanza appropriata è quella tra i centri di atomi congiunti da un legame chimico; questo raggio si chiama pure raggio covalente dell’elemento.