Fondamenti di chimica - introduzione alla chimica e atomo

Scienza della chimica

Chimica: scienza che studia la materia, le sue proprietà e le trasformazioni che essa subisce insieme alle variazioni di energia.

Stati della materia

Solido - ha volume e forma rigida.

Liquido - volume determinato (confinato) dal recipiente e forma dipende dal recipiente.

Aeriforme - non ha né forma né volume determinati, viene imposta dal contenitore stesso.

Prospettive di studio della materia

La materia è studiata dal punto di vista:

• Macroscopico (volume, pressione...)
• Microscopico (descrive a livello atomico e molecolare)

Trasformazioni della materia

Fisica - Non comporta modifiche della materia, ma variano solo alcune proprietà (es. ebollizione acqua → si trasforma da liquido a gassoso ma le molecole non vengono cambiate, cambia solo lo stato di aggregazione).

Chimica - La materia iniziale è trasformata in altre sostanze (es. magnesio messo a contatto con ossigeno diventa ossido di magnesio, diverso dall'inizio).

Trasformazioni studiate sotto diversi aspetti

• Stechiometrico - Rapporti ponderosi.
• Termodinamico - Per valutare la tendenza della trasformazione sotto le variazioni della temperatura (spontanee o no).
• Cinetica - Per vedere se la trasformazione avviene velocemente o no (la termodinamica non dà questa informazione).

Sistema chimico omogeneo ed eterogeneo

Omogeneo - Se in tutte le porzioni dello spazio presenta le stesse caratteristiche e proprietà (colore, densità).

Esempi: zolfo, diamante, soluzione acquosa di permanganato di potassio e acido cromico.

Eterogeneo - Se ha proprietà che cambiano a seconda della posizione (evidenti macroscopicamente).

Esempi: acqua e ghiaia, azzurite, ferro e zolfo, galena (quarzo, acqua e dio).

Metodi di separazione

• Filtrazione (solido-liquido) - Separa il liquido dal solido.
• Centrifugazione (liquido-solido) - Inversa della filtrazione.
• Distillazione - Per separare un sistema omogeneo.

Atomo

La materia è costituita da atomi uguali o diversi uniti fra loro da forze di legami dipendenti dalla struttura degli atomi.

L'atomo è la più piccola parte di un elemento che conserva tutte le proprietà chimiche dell'elemento stesso.

Costituente fondamentale della materia, costituito da atomi con stessa struttura e identiche caratteristiche chimiche.

Introdotto dai filosofi greci per l'esigenza di spiegare la suddivisione della materia.

Teoria atomica

La teoria atomica ha inizio grazie all'introduzione della bilancia per ragionare in termini quantitativi sulle reazioni chimiche. Alla base della teoria atomica del 1800 _[Crowe]

1. La legge della conservazione della massa _[Lavoisier] - La somma delle masse delle sostanze che reagiscono nelle reazioni chimiche è uguale alla somma delle masse delle sostanze prodotte. (Cioè la materia durante le reazioni non può essere né creata né distrutta.)
2. La legge delle proporzioni definite _[Proust] - In un certo composto gli elementi che lo costituiscono sono sempre combinati nelle stesse proporzioni di peso, indipendentemente dalle origini del composto. Esempio: acqua = massa idrogeno/massa ossigeno = 1/8. Anche distillando l'acqua del mare, otteniamo acqua con lo stesso rapporto. [Quindi la composizione di un composto è costante]

Principio di Avogadro

Amedeo Avogadro 1811 - Volumi uguali di gas diversi contengono lo stesso numero di particelle nelle stesse condizioni di temperatura e pressione. Egli colmava l'idea di Lussac e la nuova ipotesi che gli elementi nello stato gassoso potevano essere formati da molecole poliatomiche.

Cannizzaro

Riprende la teoria di Avogadro e parla di peso atomico.

Composizione dell'atomo

L'atomo è costituito da:

• Neutrone (neutro)
• Protone (+1)
• Elettrone (-1) [massa in g] 1,6745 x 10^-24, 1,6723 x 10^-24, 9,1094 x 10^-28 (il più leggero)

Dimensioni con ordine di grandezza ~ 10^-10 m.

Protoni sono nel nucleo → ordine di grandezza 10^-14 m.

Nuclide

Specie con determinato numero di protoni e neutroni.

Z = numero atomico (numero protoni) Z_n

A = numero di massa (numero protoni + neutroni)

Isotopi

Atomi di uno stesso elemento, con stesso numero di protoni e diverso numero di neutroni → diverso numero di massa.

Nel caso dell'H esistono 3 isotopi:

1. 1₁H Idrogeno (1 protone nel nucleo)
2. 2₁H Deuterio (1 protone + 1 neutrone nel nucleo)
3. 3₁H Trizio (2 neutroni + 1 protone nel nucleo)

Legge delle proporzioni multiple

Quando due elementi si combinano tra loro per dare più composti, una stessa quantità di uno di quei elementi si combina con quantità multiple dell'altro. Le quantità multiple stanno tra loro come numeri piccoli e interi.

Esempio: C + O → CO oppure CO₂ 12 g di Carbonio si combinano con 16 g di O → CO mentre con 32 g di O → CO₂ (16x2=32g)

Dalton

1808 - Attraverso postulati propone un modello atomico della materia:

• Un elemento è costituito da particelle minuscole dette atomi, tutti identici tra loro.
• Elementi diversi sono formati da atomi diversi per volume, masse e proprietà.
• Atomi sono particelle che non possono essere create, sono indistruttibili e indivisibili [_{Base razionale della legge della conservazione delle masse}]
• Un composto è combinazione di elementi secondo rapporti fissi e immutabili [_{Base razionale della legge delle proporzioni definite}]

Lussac

1809 - Enuncia: Tutte le reazioni tra volumi gassosi possono essere espresse a parità di pressione e temperatura, secondo numeri piccoli e interi.

3 volumi di H + 1 volume di N → 2 volumi di ammoniaca

Lussac non trasse nessuna conclusione dai suoi esperimenti. Dalton dice che i risultati di Lussac sono frutto di errore sperimentale perché va contro la teoria atomica.

Unità di massa atomica

Nel 1962 viene scelta unità di massa atomica (u) definita come la dodicesima parte della massa di atomo di carbonio ¹²C (isotopo ¹² del carbonio).

1 u = (1/12) x 1,99252 x 10^-24 g = 1,66054 x 10^-24 g

Isotopi dell'azoto

Per trasformare le masse in g → massa atomica (u) x 1,66054 x 10^-24 g

Massa dell'azoto

10000 atomi di N sono divisi in: 9962 ¹⁴N, 38 ¹⁵N quindi la massa di 10000 atomi è 9962 x 14,003 + 38 x 15,0008 = 140067,89 u

M_a(N) = 140067,89 u / 10000 = 14,00678 u (14,01 u)

Massa atomica media

Considerando quanti isotopi ci sono in natura e le loro diverse masse. Sulle tavole periodiche è indicato il valore medio della massa atomica dell'elemento.

Massa Atomica Relativa o Peso Atomico Ar = massa atomica dell'elemento / unità di massa. Numericamente è uguale alla massa atomica dell'elemento ma non ha dimensione.

Esempio:

Ar(N) = _{ma (N)}/^{1 u} = 14,0067 u / 1 u = 14,0067

Molecole e composti

Gli elementi in natura non si trovano in atomi separati né alcuni si trovano isolati; la maggior parte sono combinati per formare composti.

I gas nobili sono in natura presenti come atomi singoli cioè non formano composti.

Molecole biatomiche

In natura, elementi come N, O, F, Cl Br, I, P, S, Se formano strutture più complesse (formano diversi composti).

Composti molecolari e ionici

• Molecolari
• Ionici (Metallo + Non Metallo)

Composti che formano gli atomi si rappresentano con formule chimiche attraverso simboli chimici.

Indicazione quantitativa (quali atomi formano la molecola)

Indicazione qualitativa (quanti atomi formano la molecola)

Molecola

Unità strutturale costituita da un piccolo numero di atomi non metallici tenuti assieme da legami. La formula di struttura indica come sono legati gli atomi; fa vedere la disposizione spaziale degli atomi.

Esempio: H₂O

Formula minima o empirica

Riporta l'informazione qualitativa e quantitativa, praticamente indica i rapporti minimi che ci sono tra gli atomi delle molecole.

Esempio: P₂O₅ RAPPORTO: 2:5

Formula molecolare

In Natura si trova P₄O₁₀ (Anidride fosforica)

Ci sono i composti con stessa formula minima ma hanno composizione diversa.

Esempio:

• CH₂O [Stessa formula minima]
• Formaldeide CH₂O
• Acido acetico C₂H₄O₂
• Glucosio C₆H₁₂O₆

Diversa formula molecolare

Casi di coincidenza tra formula minima e molecolare

C₂H₆O (Etanolo 76°C)

In questo caso serve la formula di struttura:

H              H
H - C - C - O - H
H              H
Dimitietere -28°C
H              H
H - C - O - C - H
H              H

Ioni

Specie di atomi con carica elettrica [dal greco significa "andare" perché si sposta verso la carica]

Ioni positivi e negativi

Catione (perde un elettrone)

• Na → Na⁺ + e^-
• Ca → Ca²⁺ + 2e^-

Na: 11p, 11e → Na⁺: 11p, 10e

Ca: 20p, 20e → Ca²⁺: 20p, 18e

Anione (acquista elettroni)

• Cl + e^- → Cl^-
• O + 2e^- → O^2-

Cl: 17p, 17e → Cl^-: 17p, 18e

O: 8p, 8e → O^2-: 8p, 10e

Tipi di ioni

• Ioni monoatomici - Formati da un solo tipo di atomo (Positivi o negativi), es. Na⁺, Ca²⁺, Cl^-, F^-
• Ioni poliatomici - Formati da più atomi, es. NH₄⁺, H₃O⁺, ClO₃^-, NO₃^-

Cationi ed anioni

Cationi:

• Na, Na⁺
• Mg, Mg²⁺
• Cl, Cl^-
• Al, Al³⁺ Cl ₃

Unità formula

Più piccolo insieme di ioni (positivi e negativi) elettricamente neutro.

Esempio:

• NaCl → composto ionico (elementi destra + elementi sinistra)
• H₂O → composto molecolare