Fondamenti di chimica - da Democrito alle forze di Van Der Waals

COME E' ORGANIZZATA LA DISPENSA

Questa "dispensa" è tutt'altro che una raccolta di appunti "scritti bene": essa si propone

di formulare un cammino logico all'interno della chimica, procedendo passaggio per

passaggio e non dando per scontato niente. La mole di pagine è quindi direttamente

proporzionale a questo: DON'T WORRY, infatti, poiché la stragrande maggioranza delle

parole sono soltanto spiegazioni di concetti, spiegazioni che spesso, per essere impresse,

vengono anche ripetute più volte. Spero che la lettura sia scorrevole. Sono state inoltre

SOTTOLINEATE tutte le parole preziose e chiave nella comprensione di un dato concetto,

N.B.

e si è aggiunto un surplus di (nota bene) nei quali si è voluto chiarire eventuali

ambiguità, rafforzare un concetto, esemplificare con la realtà quotidiana o trattare di casi

spinosi. IL CAMMINO PROPOSTO

N.B. Questa parte contiene chiari riferimenti agli argomenti trattati: essendo lunga e

proponendo il cammino logico della dispensa "all'osso", senza spiegazioni, è un peso e

uno spreco di tempo leggerla "a freddo" (se si vuole vedere a grandi linee gli argomenti

trattati, si guardi l'indice della pagina successiva). La sua lettura è infatti consigliata

mentre o appena finita una data sezione, per tenere sempre a mente dove si sta andando,

invece che errare senza meta e senza speranza.

Indi, il nostro percorso prevede: una partenza di poche righe sulle nozioni base, giusto

per intenderci sui nomi che verranno usati in seguito. Da qui tratteremo la storia della

scoperta dell'atomo, ovvero di come si è arrivati a teorizzare un atomo come un insieme

di protoni, elettroni e neutroni; apriremo quindi una parentesi su come si sia andati a

catalogare i diversi atomi attraverso l'osservazione empirica, e di come si possa utilizzare

questa classificazione per il lavoro in laboratorio. Torneremo quindi all'atomo poiché,

anche se i "pezzi" del modello (elettroni, protoni e neutroni) erano stati definiti, non era

ancora chiaro in che modo si potessero combinare gli uni agli altri; si seguirà quindi il

percorso di studi della fisica quantistica che, partendo dallo studio della luce, scoprì

caratteristiche assolutamente inattese dell'elettrone, che divenne sempre di più l'oggetto

di studio di tale materia. Si concluderà quindi ricollegandosi al vecchio modello atomico,

completandolo, sostanzialmente, con il concetto di orbitale. Si andrà quindi a studiare

come viene definito un orbitale, aprendo una parentesi sul suo contenuto energetico (lo Z

efficace). Successivamente, si osserverà come gli elettroni riempiano gli orbitali

(analizzando anche un caso particolare), per poi riagganciarsi alla tavola periodica, e

mostrare la correlazione fra: elettroni negli orbitali, posizione di un dato atomo nella

tavola, caratteristiche che si ripetono periodicamente. Sarà quindi concluso lo studio

dell'atomo come entità singola, e si potranno studiare i legami fra diversi atomi: si partirà

quindi dalla teoria di Lewis, che spiega il legame covalente e quello ionico, con i concetti

di elettronegatività e risonanza, e la "eccezione" del legame dativo; si studierà poi come,

sommando la teoria di Lewis alla cosiddetta teoria VSEPR, si possa studiare la forma

della molecola, ovvero il modo con cui i legami si orientano nello spazio, studio

fondamentale per prevedere la polarità di una molecola. In seguito, si tornerà indietro di

qualche passo, rileggendo la teoria di Lewis alla luce degli studi sulla fisica quantistica e

del concetto di orbitale, studiando la teoria del Valence Bond, con i suoi legami di tipo

sigma e pigreco. Si giungerà poi all'apice di questa teoria con la sua riformulazione nella

teoria degli orbitali ibridi. Tuttavia, giunti a questo punto non si sarebbe ancora in grado

di poter giustificare la forma della molecola di O e il legame metallico, casi che

2

richiederebbero la trattazione della teoria degli orbitali molecolari (che si trova in fondo in

appendice). Alla luce di questo, si analizzerà il legame metallico cercando di spiegare le

sue caratteristiche e la sua unicità, provando a dare ragione di esse, senza entrare però

troppo nel dettaglio. Si aprirà una piccola parentesi per parlare di materiali conduttori e

isolanti. Giunti a questo punto, si osserverà come nel legame covalente ci si sia fermati al

livello di grandezza delle molecole, mentre i legami ionici e metallici possono già spiegare

la creazione di entità macroscopiche. Per questo motivo, si studieranno le forze

intermolecolari, ovvero i tipi di legami fra le molecole riagganciandosi alla polarità di una

molecola; per concludere il tutto, si parlerà dei due ultimi casi particolari: i solidi

covalenti e la solubilità dei composti ionici in acqua. Tutto sarà poi sintetizzato in una

tabella.

In appendice, oltre alla teoria degli orbitali molecolari, saranno poi riportate tutte quelle

nozioni appartenenti più alle situazione pratiche che allo studio teorico e rigoroso: il

bilanciamento stechiometrico, la resa di una reazione, le diverse formule che si possono

dare di una molecola, la teoria dei gas perfetti e un accenno alla nomenclatura.

INDICE

4 - Introduzione alla chimica

La nascita del modello atomico

Dalton

5 - Thomson

6 - Rutherford

7 - Ultime puntualizzazioni

La creazione della tavola periodica

8 - Le sigle

Gli isotopi

La massa

9 - La mole

11 - I limiti del modello atomico, la nascita della fisica quantistica

Dove ci si era fermati?

13 - Il corpo nero

14 - L'effetto fotoelettrico

15 - Gli spettri atomici

16 - I nuovi modelli atomici

Bohr

19 - Heisenberg

20 - De broglie

21 - Schrodinger

23 - Lo studio dell'orbitale

Lo Z efficace

26 - Gli elettroni negli orbitali

27 - Particolarità sui 3d

,

28 - Riaggancio alla tavola periodica (Z Raggio atomico, Energia di Ionizzazione, Affinità

eff

elettronica)

32 - Le interazioni fra gli atomi: i legami La teoria di Lewis

34 - Il legame dativo

La risonanza

35 - Eccezioni alla regola di Lewis

L'orientamento dei legami: la teoria VSEPR

39 - Perché tutto questo? Studio della polarità

Un nuovo approccio allo studio dei legami

La teoria del Valence Bond

41 - Gli orbitali ibridi

42 - Il caso particolare: il legame metallico

44 - Isolanti e semiconduttori

45 - I legami intermolecolari

49 - Gli inevitabili casi speciali

I solidi covalenti

50 - Il legame fra molecole e ioni

52 - Appendice

- Gli orbitali Molecolari

- La risoluzione degli esercizi (bilanciamento stechiometrico, resa di una reazione,

conversione in moli, formule di una molecola, i gas ideali, la nomenclatura)

INTRODUZIONE ALLA CHIMICA

Veloce accenno sulle nozioni BASE: la materia è formata da 90 TIPI di atomi naturali,

che vengono chiamati ELEMENTI. Questi atomi si combinano fra loro tramite delle

generando dei PRODOTTI. Se i prodotti sono formati da una SOLA

REAZIONI CHIMICHE,

SPECIE (un solo tipo) di atomo o di molecola, sono chiamati SOSTENZE PURE. Esse si

e COMPOSTI. Elemento se essi sono formati da un solo ed unico

dividono in ELEMENTI

tipo di ATOMO, indipendentemente dal fatto che questo sia nella sua forma atomica (He,

, H ....). Composto, invece, se essi sono formati da un solo

Au, Fe...) oppure biatomica (O 2 2

(H O, CO ...) o da un solo tipo di LEGAME IONICO (NaCl...):

tipo di MOLECOLA 2 2

ovviamente la differenza fra molecola e legame ionico sarà spiegata in seguito. Se la

materia non è una sostanza pura, essa è quindi una MISCELA, che può essere

se NON si distinguono le sostanze pure che la formano (come l'aria o il

OMOGENEA se si distinguono le sostanze che la formano (come mischiando

latte), ETEROGENEA

l'acqua con l'olio).

Esistono poi tre STATI DI AGGREGAZIONE: solido, liquido e gassoso.

LA NASCITA DEL MODELLO ATOMICO

Iniziamo il nostro cammino partendo proprio da quel nostalgico e dolce aneddoto, che ad

tutti i professori amano ricordare: la prima volta che l'uomo utilizzo la parola ATOMO,

opera del filosofo Democrito (circa V sec a.C.), il quale intuì che la materia dovesse essere

formata da particelle infinitamente piccole, che lui, chiamò, appunto, atomi. FINE

ANEDDOTO. DALTON

Infatti, fu solo nel 1803 che si sviluppò la prima teoria atomica avente veri fondamenti

scientifici, teoria formulata da Dalton, e che può essere enunciata in 5 punti:

1. La materia è costituita da particelle indivisibili: ATOMI

2. L’atomo è la più piccola parte di un ELEMENTO

3. Gli atomi di un elemento sono tutti uguali

4. Le reazioni chimiche avvengono tra atomi INTERI

5. In una reazione chimica gli atomi degli elementi rimangono INALTERATI in NUMERO e

QUALITA’

N.B. I punti 4 e 5 sono conseguenza della LEGGE DI LAVOISER sulla CONSERVAZIONE

DELLA MASSA, che afferma che: in tutte le reazioni chimiche la massa si conserva,

ovvero la somma delle masse dei reagenti è uguale alla somma delle masse dei prodotti.

di

Legge che, nella sua semplicità espositiva, si pone come CARDINE FONDAMENTALE

tutta la chimica, ad eccezione dello studio delle fusioni nucleari.

In conclusione, l'atomo, secondo Dalton, è una sferetta INVISIBILE E INDIVISIBILE di

materia NEUTRA.

N.B. Naturalmente la teoria era ancora ai suoi esordi: per Dalton, ad esempio, esisteva

l'atomo di acqua, che quindi non era una molecola formata da ossigeno e idrogeno, come

oggi invece sappiamo. THOMSON

Sulla linea tracciata da Dalton si poSe poi Thomson, a cui è attribuita la SCOPERTA

DELL'ELETTRONE (1897).

Nel suo esperimento, infatti, egli osservò che, in un tubo sotto vuoto, con all’estremità

due elettrodi collegati ad un generatore, all'accensione di questo si formava una scarica

elettrica in movimento dal catodo verso l'anodo. Inoltre queste scariche, dette "raggi

catodici", deviavano se sottoposte ad un campo magnetico esterno: esse dovevano quindi

essere costituite da particelle cariche elettricamente. Per di più, se sottoposte ad un

campo elettrico esterno, deviavano verso il polo positivo: di conseguenza la carica delle

particelle che componevano la scarica doveva essere negativa (cariche di segno opposto si

attraggono). Inoltre, poiché i raggi non dipendevano dalla particolare natura del catodo,

Thomson comprese come le particelle negative (di cui erano composti i raggi catodici)

dovessero essere proprie di ogni atomo. Queste particelle presero quindi il nome di

ELETTRONI.

Poiché, tuttavia, l'atomo è GLOBALMENTE NEUTRO, Thomson concluse che queste

particelle cariche negativamente dovessero essere bilanciate da altrettante particelle

cariche positivamente, che presero il nome di PROTONI.

Elettrone e protone hanno quindi la STESSA CARICA in valore assoluto (che fu poi

calcolato da Millikan), che differisce però per il segno. Da notare, tuttavia, che il protone

ha una MASSA molto maggiore del neutrone: pesa infatti circa 1800 VOLTE tanto.

Secondo Thomson queste due particelle formano la materia, ed in essa si

dispongono casualmente: la materia è infatti vista infatti come una

nuvola di cariche +, nella quale galleggiano le cariche - (da qui il

volendo

nomignolo dato a questo modello, detto A PANETTONE,

ricordare la disposizione disordinata dei canditi all'interno del dolce).

RUTHERFORD

Seguì poi, nel 1911, Rutherford, a cui è attribuita la scoperta del NUCLEO.

Egli, infatti, bombardò con particelle α (le particelle alfa, che non sono altro che nuclei di

2+

) una sottilissima lamina di oro (contenente quindi pochi strati di

elio, aventi sigla He

atomi), osservando che alcune particelle risultavano deviate una volta

attraversata la lamina, mentre la maggior parte proseguiva senza

intoppi il proprio percorso. Tuttavia, 1 su 20.000 particelle “rimbalzava

indietro come se avesse colpito un macigno”, un evento che scioccò

Rutherford, in quanto incompatibile con il modello di Thompson, in

accordo con in quale tutte le particelle avrebbero dovuto attraversare

la lamina. Ciò portò quindi Rutherford a modificare il modello atomico,

nel quale il numero degli elettroni rimase uguale a quello dei protoni, con la differenza

che la massa (che sono sostanzialmente tutti protoni dell'atomo) è concentrata in uno

circondato da un enorme spazio vuoto,

spazio estremamente piccolo (il NUCLEO),

occupato dai soli elettroni. Nell'esperimento, urtando questo nucleo, le particelle α

rimbalzavano all'indietro, in quanto, ovviamente, incapaci di scinderlo, ovvero di rompere

i legami fra i protoni del nucleo, come potrebbe avvenire invece in un processo come la

fissione nucleare; per di più, in questo caso, particelle alfa e nucleo hanno stessa carica

(da notare che le particelle alfa non sono altro che un nucleo di elio, e che cariche aventi

stesso segno si respingono). dove appunto la massa

L'atomo proposto da Rutherford è quindi un ATOMO NUCLEARE,

è concentrata in un solo punto, circondato da un enorme spazio vuoto; inoltre, il modello

è definito anche come PLANETARIO: gli elettroni infatti si dispongono nella zona di

spazio vuoto intorno al nucleo, e qui iniziano ad orbitare intorno ad esso, analogamente a

quanto succede, ad esempio, nel nostro sistema solare fra il Sole e i pianeti che lo

circondano.

N.B. Perché Rutherford usò proprio l'oro, invece di regalarne un po' alla moglie stanca di

avere un marito che preferiva le particelle α a lei? Perché l'oro è un materiale

estremamente malleabile: è infatti il metallo che può essere ridotto nelle lamine più sottili

di tutti. ULTIME PUNTUALIZZAZIONI

ricordare Chadwich, colui che, nel 1932, scoprì il NEUTRONE,

Da ultimo, è DOVEROSO

una particella di massa SIMILE al protone (è infatti leggermente inferiore), ma avente

carica nulla. In un atomo i neutroni si posizionano nel nucleo, assieme ai protoni.

N.B. Puntualizziamo quindi alcuni fatti della chimica:

1. L’atomo è una struttura essenzialmente VUOTA, poiché la materia occupa una

regione limitatissima dello spazio: il raggio atomico è infatti 100.000 volte

maggiore del raggio del nucleo (se infatti l'atomo fosse grande come lo stadio di

San Siro, il suo nucleo corrisponderebbe a una ciliegia al centro del campo).

nelle reazioni chimiche.

2. Il nucleo non è MAI INTERESSATO

3. L'elettrone è, invece, l'unico vero oggetto di studio della chimica: è infatti

l'elettrone ad entrare in gioco nella formazione di qualsiasi legame.

4. Le ENERGIE in gioco nelle REAZIONI CHIMICHE (in cui sono coinvolti solo gli

con la rottura e la formazione di nuovi legami) sono MILIONI DI

ELETTRONI

VOLTE INFERIORI alle ENERGIE in gioco nelle REAZIONI NUCLEARI (in cui sono

coinvolte solo le PARTICELLE DEL NUCLEO).

un legame OCCORRE energia.

5. Per ROMPERE di un legame si SVILUPPA energia.

Nella FORMAZIONE

Per fissare il punto 5, è utile fare alcuni esempi: quando l'acqua si trasforma in ghiaccio,

energia sotto forma di calore; si formano nell'acqua, infatti,

ad esempio, viene LIBERATA

diversi legami poiché si passa dallo stato liquido (particelle piuttosto libere di muoversi e

quindi con pochi legami) a quello solido (particelle "bloccate"). Naturalmente il calore che

si sviluppa è molto poco, indi non è consigliato usare la propria ghiacciaia come camino.

Altro esempio è la combustione della benzina (o comunque di gran parte delle sostanze):

come fa la benzina a muovere le macchine (sprigionando quindi energia), se nel motore il

sempre più prezioso liquido viene consumato (e i legami che lo compongo quindi rotti)?

Semplicemente perché, sebbene si rompano i legami fra i componenti della benzina

(consumando quindi energia per rompere questi legami), il legame che questi componenti

instaurano con l'ossigeno è estremamente più forte ed energetico di quello che viene

rotto: l'energia, alla fine, risulterà quindi sprigionata.

LA CREAZIONE DELLA TAVOLA PERIODICA

Definito, a grandi linee, cosa è l'atomo, diamo quindi qualche definizione circa il modo in

cui esso viene catalogato: esistono infatti diversi tipi di atomo, che differiscono gli uni

dagli altri, perché hanno un numero diverso di protoni (stessa cosa sarebbe dire che

differiscono per il numero degli elettroni, visto che in un atomo protoni ed elettroni devo

essere presenti in egual numero per equilibrare la carica).

Il PADRE della PRIMA TAVOLA PERIODICA (della quale paleremo nel dettaglio in seguito)

fu il chimico russo Mendeleev, che nel 1869 decise di catalogare le conoscenze che fino

ad allora erano state prodotte: da notare che egli fece tutto questo 30 anni prima che si

venisse a conoscenza dell'elettrone, potendosi fondare, quindi, sulla sola osservazione

empirica; nonostante ciò, egli riuscì anche a teorizzare l'esistenza di elementi che non

erano ancora noti (come il Germanio) vedendo i "buchi" della tavola che stava

costruendo, che non erano stati ancora riempiti: gran parte delle previsioni che egli fece

sulle caratteristiche di questi elementi, inoltre, risultarono poi pienamente coincidenti

con i dati sperimentali. LE SIGLE

Nella tavola periodica, ogni elementi è riportato nella forma che segue:

Dove:

X è il simbolo chimico (la sigla del nome dell'elemento: O è l'ossigeno, H è l'idrogeno, C è

il carbonio etc etc..)

A è il numero di massa, che indica quindi il numero dei PROTONI più, eventualmente, il

numero dei NEUTRONI (poiché gli elettroni hanno massa trascurabile)

che è EQUIVALENTE a quello

Z è il numero atomico, ed è quindi il numero dei PROTONI,

degli ELETTRONI GLI