Lezioni: Appunti di Fondamenti di chimica

Corso di Fondamenti di Chimica

_{ottobre 2011}

Nel V secolo si sviluppa l'alchimia che ha come obiettivo di trasformare i metalli in oro.

Nel 1789 Lavoisier enuncia il Principio della Conservazione della massa in una trasformazione chimica. In una reazione chimica, la massa dei reagenti è esattamente uguale alla massa dei prodotti in un sistema chiuso. → Fine Alchimia - Inizio Chimica

Tutti gli elementi chimici provengono dalle nucleosintesi stellari e si disperdono nello spazio durante la fase esplosa delle supernove.

CLASSIFICAZIONE DELLA MATERIA

• SOSTANZA PURA (H₂O, O₂, Fe, S₈, NaCl, Au)
• Elemento
• Atomico (Fe, Au)
• Molecolare (O₂, S₈)
• Composto
• Molecolare (H₂O)
• Ionico (NaCl)
• MISCELA
• Omogenea (aria, latte)
• Eterogenea (acqua + olio)

• SOSTANZA PURA costituita da una sola specie, o da atomo o da molecola.
• MISCELA gruppo di due o più sostanze che sono mescolate fisicamente.
• ELEMENTO = ente più semplice della materia con proprietà fisiche e chimiche esclusive e costituito da una sola specie di atomo.
• COMPOSTO materia costituita da due o più elementi chimicamente legati tra loro.

LO STUDIO DELLA MATERIA

• Dalton (1803): fa il primo a pensare che la materia fosse costituita da atomi, cioè da piccole particelle indivisibili di materia neutra.
• Crookes (1870): scopre i raggi catodici che proiettano delle ombre.
• Goldstein (1876): scopre i protoni cioè particelle caricate in modo opposto agli.
• Thomson (1903): primo modello atomico del PUDDING MODEL nel quale gli elettroni galleggiano in una nuvola positiva di protoni.

Millikan (1909): Grazie ad un esperimento con olio e raggi x determina la carica dell'elettrone → 9e = 1,602 · 10^-19 C

Rutherford (1931): Con l'esperimento delle particelle α scopre la vera struttura dell'atomo con il nucleo formato da protoni ed elettroni, l'atomo è in realtà formato da un immenso vuoto ≠ Thomson

Quindi:

1. L'atomo è una struttura vuota
2. La materia occupa una regione limitatissima dello spazio disponibile raggio _nucleo = 10^-15 volume 10^-8 (ÅNGSTRÖM)
3. L'atomo è elettricamente neutro N^o PROTONI = N^o ELETTRONI

LA TAVOLA PERIODICA

Nel 1871 un chimico Russo (Dmitrij Mendeleev) in accorse di una certa somiglianza nelle proprietà chimiche di alcuni elementi e li dispose in una tabella. Elementi con proprietà simili erano situati lungo le colonne. Mendeleev organizzò gli elementi per massa atomica mentre Moseley successivamente li ordinò in ordine di Z.

"Tutti":

ISOTOPI, atomi con uguale Z ma diverso A

(elementi uguali dal punto di vista chimico)

- Le proprietà chimiche di un atomo dipendono solo da Z poiché essendo l'atomo neutro questo numero coincide anche con quello degli e^- e gli elettroni giocano alle reazioni chimiche che quindi determinano le proprietà chimiche di un atomo.

All'interno della tavola periodica gli elementi sono suddivisi in righe e colonne:

RIGHE: PERIODI (orizzontale) 7 periodi con elementi ordinati in base a Z crescente. Al numero dei periodi indica il valore dello strato essi (1s², 2p⁶) valora dello stato Z.

COLONNE: GRUPPI (verticale) Sono numerati da 1 a 8 e ogni gruppo è seguito dalla lettera A (gruppi principali) o B (elementi di transizione). Ogni gruppo contiene elementi con ugual numero di elettroni.

Lo studio degli elettroni

Bohr:

• Elettrone ruota attorno al nucleo in orbite con determinato raggio ed energia (BAT STAZIONARIE).
• Esistono solo frequenze determinate (quantizzate), per fare in modo che un elettrone passi da un'orbita all'altra.

Heisenberg (1927):

È impossibile determinare contemporaneamente posizione (x) e velocità (v) di particelle piccole come l'elettrone (m=9,31 × 10^-31kg).

=>

De Broglie:

La materia che ha con certezza caratteristiche corpuscolari deve possedere anche proprietà ondulatorie: se la massa si converte in energia allora alla massa posso associare un'onda hν.

(q = quantita di moto)

Schrodinger

Ampiezza dell'onda = funzione d'onda ψ (psi). Solo le ψ associate a onde stazionarie possono essere considerate funzioni d'onda accettabili poiché solo queste onde hanno energia (E) costante e l'energia dell'elettrone è quantizzata.

• Tutte le funzioni d'onda caratterizzate da precisi valori di numeri interi detti QUANTICI (n, l, m, s) descrivono orbitali.

MA !

Dunque:

• Secondo Bohr se n=1 la probabilità di trovare un e^- a 0,53Å dal nucleo e^- 100% = certezza.
• Per la meccanica quantistica, 0,53Å è solo la distanza più probabile a cui può trovarsi un e^- perché la posizione resta indeterminata.

Le energie di … successive … sono … al … effettivo.

Carattere Metallico

Quanto maggiore è E_I tanto più facilmente si forma X⁺ quindi tanto maggiore è il carattere metallico dell’elemento (80% degli elementi ha carattere metallico).

Ne consegue che il carattere metallico diminuisce lungo il periodo e aumenta lungo il gruppo.

Affinità Elettronica

• EA: Energia liberata quando a un atomo neutro (isolato gassoso) viene addizionale 1 e^-

X_(g) + e^- → X^- + EA

• L’affinità elettronica (EA) è direttamente proporzionale a Zeff e inversamente proporzionale a R_a
• Quando:
  • Aumenta lungo il periodo (Zeff aumenta e R_a diminuisce)
  • Diminuisce lungo il gruppo (Zeff è costante e R_a aumenta)

Raggi Ionici

I raggi ionici si ricavano sperimentalmente dalle distanze fra ioni nel cristallo ionico es: LiF

• Catione: atomo che ha ceduto e^- — V_CATIONE << V_ATOMO
• Anione: atomo che ha acquistato e^- — V_ANIONE >> V_ATOMO

La Tavola Periodica

Per gli elementi senza isotopi stabili, le masse atomiche indicate sono quelle degli isotopi più stabili o più comuni.

Eccezioni alla regola dell’ottetto

• Ottetti incompleti

  Caratteristica dei composti del Berillio e del Boro.

  Esempi:

  • Be + 2Cl → Cl2 - Be - Cl
  • B + 3F → BF3
• Ottetti espansi

  Caratteristica dei non metalli con n ≥ 3.

  Esempi:

  • P: [Ne] 3s² 3p³ 3d⁰
  • Cl - P - Cl
  • S: [Ne] 3s² 3p⁶ 3d⁰
  • F - S - F
• Specie con elettroni spaiati: radicali

  Tutti i radicali sono paramagnetici e molto reattivi.

  Esempi:

  • N ≡ O (monossido di azoto)
  • Biossido di azoto NO₂ (colore bruno)
  • Tetrosossido di diazoto N₂O₄ (incolore)

Importante:

La teoria di Lewis permette di dire il nº di legami che un atomo può formare e trova riscontro qualitativo con le energie di legame, ma non ci dà alcuna informazione sulla geometria delle molecole!