Lezioni di chimica

Chimica

La struttura atomica della materia

La materia è composta di particelle molto piccole dette atomi. Nell’antichità l’esistenza degli atomi era stata postulata filosoficamente, solo recentemente sono stati dimostrati tramite esperimenti scientifici. Ogni atomo è composto di tre particelle fondamentali: elettroni, protoni e neutroni.

I primi modelli atomici

John Dalton (1805)

Secondo Dalton l’atomo era la parte più piccola della materia, lo immaginava come una sfera indivisibile e indistruttibile. Oltre ad essa non esistevano particelle più piccole.

J.J. Thomson (1908)

Thomson è il primo a ottenere per vie sperimentali un modello atomico. Secondo lui l’atomo era una sfera omogenea di carica positiva ignota, dentro cui giravano gli elettroni.

Rutherford (1911)

Rutherford chiarì la natura ignota della carica positiva (solo nel 1917 scoprirà i protoni). Per costruire il suo modello atomico fece un esperimento in cui bombardò una lamina d’oro con delle particelle alpha cariche positivamente. Tali particelle hanno due volte la carica dell’elettrone, una massa 10000 volte più grande dell’elettrone e vengono lanciate con velocità pari a 1/10 della luce. Per queste caratteristiche Rutherford credeva che tutte le particelle passassero indisturbate oltre la lamina, al contrario notò che alcune particelle passavano indisturbate, altre venivano deviate e altre ancora addirittura respinte. Egli ipotizzò quindi che l’atomo fosse formato nel centro da una parte massiccia (nucleo) che doveva essere positiva per respingere le particelle alpha e all’esterno da uno spazio vuoto in cui vi erano gli elettroni che fanno passare indisturbate le particelle alpha. Cambiando le angolazioni di lancio delle particelle alpha, Rutherford riuscì a stabilire il numero di protoni e di elettroni della lamina che stava utilizzando. La somma di tali masse corrispondeva a circa la metà del peso della lamina, l’altra metà infatti erano i neutroni (che scoprirà Chadwick).

Struttura del nucleo atomico

Il nucleo atomico è composto da protoni e neutroni che prendono il nome di nucleoni, entrambi contribuiscono alla massa del nucleo mentre solo i protoni contribuiscono alla carica. Viene stabilito il:

• Numero di Massa —> A = n_protoni + n_neutroni
• Numero Atomico —> Z = n_protoni
• A-Z = n_neutroni

Il numero di elettroni dà le proprietà chimiche all’atomo mentre il numero di protoni dà le caratteristiche all’atomo. Tutti gli atomi con lo stesso Z generano reazioni chimiche uguali e tutte le specie chimiche con stesso Z hanno lo stesso simbolo chimico e nome.

Esempio: Z= 6 —> “C” carbonio; Z= 8 —> “O” ossigeno.

I nuclidi

Tutte le diverse specie di atomi con nuclei di definita composizione sono i nuclidi. Per caratterizzarli è conveniente rappresentarli con il simbolo della particella dove in alto c’è il numero di massa e in basso il numero atomico. I nuclidi possono essere:

• Isobari, diverso numero atomico ma stesso numero di massa. Esempio: ¹⁴C e ¹⁴N.
• Isotoni, stesso numero di neutroni. Esempio: ⁵⁶Fe e ⁵⁸Ni.
• Isotopi, stesso numero atomico ma diverso numero di massa. Esempio: ¹⁶O e ¹⁷O.

Il termine isotopo significa “stesso posto” infatti occupano lo stesso posto nella tavola periodica. Tutti gli elementi della tavola periodica sono diverse combinazioni di isotopi solo 21 tra questi sono esclusi. I tre isotopi dell’ossigeno sono presenti in quantità costante sulla terra, questa quantità prende il nome di “quantità isotopia naturale o abbondanza percentuale”.

Solo gli isotopi dell’idrogeno hanno nomi particolari: prozio (idrogeno leggero), deuterio (idrogeno pesante), trizio. Le proprietà fisiche degli isotopi di ogni elemento sono le stesse: fanno eccezione gli isotopi degli elementi leggeri.

Esempio: l’acqua che noi beviamo è detta acqua leggera [¹H₂O] che bolle a 100˚ e ghiaccia a 0˚. L’acqua deuterata (usata nei reattori nucleari) che si ottiene sostituendo il prozio con il deuterio [²H₂O], invece, bolle a 101,42˚ e ghiaccia a 3,82˚.

La mole

Massa atomica assoluta e relativa

Le masse degli atomi vengono determinate con lo spettrometro di massa da cui otteniamo la massa atomica assoluta.

Esempio: Per pesare un atomo di carbonio esso viene iniettato allo stato gassoso e poi ionizzato eliminando uno o più elettroni esterni (diventa carbonio¹²). Successivamente dovrà passare attraverso campi magnetici ed elettrici e per non passare indisturbato è fondamentale che sia ionizzato. Il carbonio subisce, quindi, una curvatura e a seconda dell’angolo di quest’ultima lo strumento è tarato per restituirci la massa: maggior è la curvatura più leggero sarà l’isotopo. Nel nostro caso lo strumento restituisce: 1,99272 * 10^-23 g.

Anche l’atomo più pesante ha una massa inferiore a 10^-22 g. Per evitare le potenze negative di 10 i chimici hanno inventato un’unità di misura degli atomi:

1 uma = massa atomica di ¹²C / 12 = 1/12 * 1,99272 * 10^-23 = 1,6606 * 10^-24 g

Per ottenere la massa atomica relativa basta dividere la massa atomica assoluta per l’unità di massa atomica.

Esempio: La massa assoluta di Na è 38,163*10^-23 g. M = 38,163 * 10^-23 g / 1,6606 * 10^-24 g = 22,9998 uma. Anche solo il numero puro è accettato.

Massa atomica media

La massa atomica media è la massa atomica di un elemento della tavola periodica: si fa la media ponderata perché ogni elemento è formato da una miscela di isotopi. Ecco la formula:

M = Σ (M_i * p_i / 100)

X —> elemento generico; M_i —> la massa atomica dell’i-esimo isotopo [uma]; p_i —> abbondanza percentuale dell’i-esimo isotopo.

Esempio: Calcolare la massa media dell’ossigeno:

• ¹⁶O: M = 15,9949 uma; p = 99,759 %
• ¹⁷O: M = 16,991239 uma; p = 0,037%
• ¹⁸O: M = 17,9992 uma; p = 0,204%

M = (15,9949 * 99,759 + 16,9991 * 0,037 + 17,9992 * 0,204) / 100 = 15,9994 uma.

Massa molecolare

La massa molecolare è la massa di una molecola che a sua volta è formata da più atomi di cui si dovranno sapere masse atomiche e formula di ogni molecola.

Esempio: La massa molecolare di H₂O:

M = (2 * M_H) + (1 * M_O) = (2 * 1,0079) + (1 * 15,999) = 18,015 uma.

Mole e numero di Avogadro

La mole è una delle 7 unità fondamentali del sistema internazionale. La maggior parte delle reazioni chimiche coinvolge un gran numero di particelle. È stato perciò conveniente definire una nuova grandezza, la mole, che rappresenta un numero grande e fisso di particelle comparabile alla quantità che può essere usata in un esperimento reale. Il suo simbolo è “mol”.

Definizione: Una mole di una determinata sostanza è la quantità di tale sostanza che contiene tante entità elementari (atomi, ioni, molecole, elettroni o altre entità specificate) quanti sono gli atomi contenuti in 12 g esatti di ¹²C.

N = m / massa atomica / mola = 6,022 * 10²³ entità/mol.

Il numero di Avogadro corrisponde a 6,022 * 10²³ mol^-1. Ogni mole contiene questo numero di particelle: è una costante universale. Il peso della mole è la massa molare che si ottiene tramite la definizione di mole: il peso di una mole di una qualsiasi sostanza possiede lo stesso colore numerico della massa atomica o massa molecolare (espressa in uma) di quella sostanza.

Esempio: il peso di una mole di H₂O è 18,015 g.

La massa espressa in uma di una molecola di H₂O = 18,015 uma.

La massa espressa in grammi di una molecola di H₂O = 18,015 * 1,6606 * 10^-24 g.

In una mole di H₂O ci sono 6,022*10²³ molecole.

La massa espressa in g di una mole di H₂O è: 6,022 * 10²³ * 18,015 * 1,6606 * 10^-24 g = 18,015 g/mol.

Il numero di moli

Dalla definizione di massa molare ne segue che si può impostare tale proporzione:

M : 1 = m : n (g) (mol) (g) (mol)

dove m è una massa generica.

Sostanze elementari e composte

Le sostanze presenti in natura si possono dividere in:

• Sostanze elementari
• Composti

Sostanze elementari

Le sostanze elementari sono composte da un solo elemento della tavola periodica con singoli atomi (esempio: Ne), come atomi combinati in molecole (esempio: O₂) o come aggregati di atomi dove non è possibile individuare nessuna entità discreta ovvero formata da pochi atomi (esempio: grafite o diamante).

Composti

I composti sono formati da atomi di tipo diverso della tavola periodica. Possono presentarsi come molecole distinte (esempio: CH₄, H₂O) o come insiemi di ioni legati da forze di natura elettrostatica (esempio: legame ionico Na⁺Cl^-).

Significato dei simboli e delle formule chimiche

Tanto i simboli quanto le formule dei composti hanno un duplice significato:

• Significato qualitativo, informazione sul tipo della sostanza che sto trattando.
• Significato quantitativo, il simbolo o la formula rappresenta la quantità in grammi pari a una mole.

Esempio: Simbolo —> Na (qualitativamente si tratta del sodio), Quantità —> 22,990 g che corrispondono a una mole di Na (quantitativo).

Le reazioni chimiche

Quando si ha a che fare con le reazioni chimiche bisogna sempre seguire tre stadi:

• Prevedere (scrivere i prodotti dati i reagenti ovvero scrivere la reazione chimica);
• Bilanciare;
• Calcolare.

Rappresentazione delle reazioni chimiche: reagenti, prodotti, coefficienti stechiometrici

Tutte le reazioni chimiche possono essere rappresentate con le seguenti formule:

aA + bB → lL + mM

Le lettere maiuscole sono le formule chimiche dei composti. Le lettere minuscole sono i coefficienti stechiometrici che indicano il numero di moli o di molecole con cui la specie chimica partecipa a quella reazione. I composti a sinistra della freccia sono i reagenti mentre quelli a destra sono i prodotti.

Reazioni che vanno a completezza e reazioni interessate da un equilibrio: esempi

Le reazioni chimiche possono essere classificate:

• In base alla completezza: reazioni complete o di equilibrio.
• In base al tipo di reazione: reazioni redox o no redox.
• In base al calore ceduto o acquistato: reazioni esotermiche o endotermiche.

Una reazione completa è una reazione nella quale almeno uno dei reagenti si trasforma completamente nei prodotti (o sparisce dall'ambiente di reazione): A + B → L + M + B. Questa reazione è anche chiamata irreversibile.

Esempio: reazione del sodio metallico Na + H₂O → NaOH + H_2(g)

Una reazione di equilibrio si dice quando i reagenti alla fine della reazione sono ancora presenti (la reazione non è completa perché un po' di A e B non hanno reagito): A + B ↔ A + B + L + M. Questa reazione è anche chiamata reversibile.

Esempio: sintesi dell’ammoniaca a partire dagli elementi N₂ + 3H₂ ↔ 2NH_3(g). Per ottenere l’ammoniaca questa reazione è la più conveniente. Per esempio partendo da 28 grammi di N₂ e 26 grammi di H₂ non ottengo 34 grammi di ammoniaca ma solo 1 grammo, circa, di ammoniaca perché a un certo punto la reazione si ferma. Raggiunge il cosiddetto equilibrio dinamico.

Reazioni redox

Le reazioni redox sono quelle di ossidoriduzione, esse sono reazioni nelle quali si ha variazione del numero di ossidazione degli elementi presenti nel passaggio da reagenti a prodotti.

Reazioni di non ossidoriduzione

Le reazioni di non ossidoriduzione sono quelle in cui non si ha la variazione del numero di ossidazione degli elementi presenti nel passaggio reagenti-prodotti.

Una specie chimica si dice che si ossida quando un elemento che la costituisce aumenta il suo numero di ossidazione (sempre nel passaggio reagenti-prodotti); viceversa si riduce quando l’elemento che la costituisce diminuisce il suo numero di ossidazione.

Una sostanza è detta agente riducente quando comporta la riduzione di un’altra sostanza (l’agente riducente è la specie che si ossida).

Una sostanza è detta agente ossidante quando ossida un’altra sostanza (l’agente ossidante è la specie che si riduce).

Significato dei termini predire, bilanciare e calcolare nelle reazioni chimiche

Indicando con Rid e Oss rispettivamente la forma ridotta e ossidata della specie chimica 1 e con +ne (sempre a destra) il numero di elettroni scambiati allora la formula rappresenta la semi-reazione di ossidazione—> Rid₁ ↔ Oss₁ + ne^-.

Essi saranno acquistati dal composto Oss₂ che diventerà Rid₂ (semi-reazione di riduzione).

Una reazione redox è la somma di due semireazioni che prenderà il nome di reazione di ossidoriduzione. Rid₁ + Oss₂ ↔ Oss₁ + Rid₂

Esempio: Zn ↔ Zn²⁺ + 2e^-; Cu²⁺ + 2e^- ↔ Cu; Zn + Cu²⁺ ↔ Zn²⁺ + Cu.

Il bilanciamento delle reazioni chimiche

Il bilanciamento di qualsiasi reazione chimica consiste nel verificare quello che si chiama bilancio di massa e quello che si chiama bilancio di carica.

Bilancio di massa

Il numero e tipo di ciascun elemento deve essere uguale nei due membri dell’equazione.

Bilancio di carica

La somma algebrica delle cariche nei due membri dell’equazione deve coincidere.

I bilanciamenti devono essere entrambi soddisfatti. Come? Contemporaneamente, cioè in maniera sinergica facendo uso di uno dei 4 metodi usuali. Essi hanno delle regole ben precise. Il metodo più importante è il metodo empirico o metodo per verifica o metodo per tentativi.

Metodo empirico

Il metodo empirico funziona bene, si adatta, per le reazioni non redox più semplici, cioè quelle che non coinvolgono composti complicati.

Regole di carattere generale per i 4 metodi

• Nel bilanciamento di una reazione non si possono cambiare le reazioni fisiche già scritte (non si possono alterare le formule chimiche nelle equazioni date).
• Non si possono introdurre formule estranee all’equazione data a meno che il metodo usato non lo preveda (nel metodo delle semireazioni per reazioni redox complesse ad esempio si può fare).

Il metodo per verifica

Bilanciamento con questo metodo significa aggiustare i coefficienti stechiometrici dati inizialmente “provando e sbagliando” finché non si ottiene una condizione di bilanciamento.

Le regole che stanno alla base del metodo sono:

• Si bilancia un elemento per volta.
• I coefficienti stechiometrici ottenuti in ogni passaggio non vanno più modificati fino alla fine della reazione. I numeri che si trovano nei vari passaggi non devono essere cambiati al volo.
• Anche se si possono bilanciare gli elementi in qualsiasi ordine questo metodo non deve mai essere un metodo “mordi e fuggi” perché c'è una strategia alla base del processo di bilanciamento. Se uno decide di seguire quest’ultima le regole sono:
  • Se un elemento è presente solo in un composto (nelle due parti dell’equazione) si deve bilanciare per primo questo elemento. Nel caso questa situazione si presenti per due elementi si inizierà a bilanciare dall’elemento con numero di atomi diseguale nelle due parti. Se comunque non li si distingue è uguale partire da uno o dall’altro.
  • Quando uno dei reagenti e dei prodotti è presente come sostanza elementare si deve bilanciare questo elemento per ultimo.

Esempi di bilanciamento

Reazione di combustione del metano:

1CH₄ + 1O₂ → 1CO₂ + 1H₂O

1CH₄ + 1O₂ → 1CO₂ + 2H₂O

1CH₄ + 1O₂ → 1CO₂ + 2H₂O

1CH₄ + 2O₂ → 1CO₂ + 1H₂O

Parto da H perché è presente due volte ma con n di atomi diversi. Ora si bilancia il carbonio.
Ora l’ossigeno. Se ci fossero state cariche il metodo avrebbe bilanciato pure quelle.

Esempio:

1CO₃^2- + 1H⁺ → 1CO₂ + 1H₂O

1CO₃^2- + 2H⁺ → 1CO₂ + 1H₂O

1CO₃^2- + 2H⁺ → 1CO₂ + 1H₂O

Bisogna guardare anche se le cariche sono bilanciate. I coefficienti moltiplicano sia i pedici sia le cariche dei composti. Si devono annullare tra loro anche le cariche.

I calcoli stechiometrici sono fondamentali per la corretta comprensione delle reazioni chimiche e per il loro bilanciamento.