Riassunti di Chimica 17 pg

Chimica: composizione della materia

La chimica studia la materia, da cosa è composta, la sua struttura, le trasformazioni che subisce e l'energia coinvolta in esse. Per materia si intendono tutti i sistemi materiali che occupano spazio e possiedono una massa. È composta da atomi, particelle piccolissime che possono combinarsi tra loro in modo diverso, ossia la minima frazione di materia.

Forme della materia

La materia può essere sotto forma di:

• Miscugli: insieme fisico di due o più sostanze con composizione variabile; si dividono in omogenee (composizione uniforme in quanto i componenti non sono distinguibili) e eterogenee (composizione non uniforme in quanto i componenti sono facilmente distinguibili).
• Sostanze pure: porzione di materia che ha composizione uniforme, costante e ben definita; formata da un solo tipo di unità fondamentale: atomo, molecola o composto ionico; si distinguono due tipi di sostanze: composti (possono essere scissi con procedimenti chimici in due o più sostanze più semplici perché sono formati da atomi di tipo diverso legati fra loro a formare reticoli cristallini tridimensionali) e elementi/sostanze elementari (sono formati da atomi uguali quindi non possono essere scisse in sostanze più semplici).

Una molecola è la porzione più piccola di una sostanza pura che ne mantiene le proprietà chimico-fisiche ed è capace di esistere indipendentemente. Il concetto di atomo è stato definito per la prima volta da Democrito nel 400 a.C.

Teorie atomiche

Teoria di Dalton (1802)

Afferma che tutti gli elementi sono formati da particelle piccolissime (atomi) le quali conservano la loro identità nelle reazioni chimiche; gli atomi di elementi diversi combinandosi tra loro formano i composti.

Teoria di Rutherford (1911)

• L'atomo è costituito da un nucleo (centrale formato da particelle cariche positive chiamate protoni e particelle neutre dette neutroni; in esso vi è la quasi totalità della massa dell'atomo; neutroni + protoni prendono il nome di nucleoni) e elettroni (particelle cariche negativamente che si muovono intorno al nucleo in numero uguale a quello dei protoni).
• Ogni atomo è caratterizzato da Z = numero atomico, ossia il numero di protoni contenuto nel nucleo (in basso a sinistra del simbolo dell'elemento) e da A = numero di massa, ossia il numero di neutroni e protoni contenuto nel nucleo/numero di nucleoni del nucleo (in alto a sinistra).

Tutti gli atomi con lo stesso Z si comportano chimicamente nello stesso modo e sono classificati come atomi dello stesso elemento chimico. Un atomo può cedere/acquistare uno o più elettroni (processo di ionizzazione) perdendo così la neutralità elettrica e trasformandosi in ione. Un catione è un atomo che ha perso uno o più elettroni esterni, caricandosi positivamente; un anione è un atomo che ha acquistato uno o più elettroni esterni, caricandosi negativamente.

Teoria di Bohr (1913)

Si basa sul modello di Rutherford e sulla teoria quantistica di Planck. Ogni orbita è posta a una distanza dal nucleo specifica e determinata, ovvero le orbite sono quantizzate. Un elettrone appartiene a un'orbita stazionaria (non emette energia), ovvero può muoversi indefinitamente senza irradiare se vale la legge mv r (momento angolare) = n h/2π dove n è numero quantico principale che assume valori interi. Quindi, l'energia dell'elettrone cresce al crescere di n (più un elettrone è distante dal nucleo, maggiore sarà la sua energia); un atomo può scambiare energia con l'esterno solo se un suo elettrone passa da un'orbita stazionaria all'altra. Se ciò avviene, l'energia scambiata è pari alla differenza di energia tra i due stati coinvolti nella transizione.

Orbitale = regione di spazio intorno al nucleo dove vi è un'alta probabilità (almeno del 90%) di trovare l'elettrone dato. Ogni orbitale è identificato dalla Funzione d'Onda Ψ, dove compaiono in l m m NUMERI QUANTICI s.

Caratteristiche dell'orbitale

• Ogni orbitale può ospitare massimo 2 elettroni che differiscono l'uno dall'altro nel valore del quarto numero quantico.
• Orbitali che ospitano elettroni di pari energia si dicono isoenergetici o degeneri.
• Lo stato di un elettrone è determinato dai valori dei suoi 4 numeri quantici.

Numeri quantici

• n è il numero quantico principale e indica la dimensione dell'orbitale e quindi l'energia dell'elettrone ossia il livello energetico; assume valori interi e positivi da 1 a 4 (n > energia).
• l è il numero quantico secondario e indica la forma dell'orbitale e rappresenta il sottolivello energetico; assume valori da 0 a n-1: l=0 sottolivello s; l=1 sottolivello p; l=2 sottolivello d; l=3 sottolivello f.
• m è il numero quantico magnetico e indica l'orientamento dell'orbitale nello spazio; assume valori compresi tra -l e +l:
• Sottolivello s (l=0) comprende un orbitale sferico.
• Sottolivello p (l=1) comprende 3 orbitali di pari energia orientati in modo differente.
• Sottolivello d (l=2) comprende 5 orbitali.
• Sottolivello f (l=3) comprende 7 orbitali.
• s è il numero quantico di spin e indica il senso di rotazione dell'elettrone intorno al proprio asse; può assumere valori +1/2 e -1/2.

Il livello energetico con numero quantico principale n contiene n² orbitali (fino a n=4) e può ospitare massimo 2n² elettroni. La distribuzione degli elettroni nei vari livelli e sottolivelli energetici di un atomo si rappresenta con una notazione indicata come configurazione elettronica. Per scriverla correttamente bisogna conoscere l'ordine degli orbitali, i quali seguono 3 regole:

• Principio di Aufbau: gli elettroni si dispongono in un atomo occupando prima gli orbitali liberi con energia minore; l'ordine è 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p...
• Principio di esclusione di Pauli: in un atomo non possono coesistere due o più elettroni con tutti e 4 i numeri quantici uguali. Ogni orbitale quindi può ospitare 2 elettroni con spin opposto.
• Principio della massima molteplicità: se sono disponibili orbitali di pari energia (degeneri), gli elettroni si distribuiscono singolarmente, con spin paralleli (cioè con tutti +1/2 o tutti -1/2), sul numero massimo possibile di questi.

Esempi di configurazione elettronica

• Idrogeno Z=1 1s¹
• Elio Z=2 1s²
• Litio Z=3 1s² 2s¹
• Berillio Z=4 1s² 2s²
• Boro Z=5 1s² 2s² 2p¹
• Carbonio Z=6 1s² 2s² 2p²
• Azoto Z=7 1s² 2s² 2p³
• Ossigeno Z=8 1s² 2s² 2p⁴
• Fluoro Z=9 1s² 2s² 2p⁵
• Neon Z=10 1s² 2s² 2p⁶
• Sodio Z=11 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹
• Magnesio Z=12 1s² 2s² 2p⁶ 3s²
• Alluminio Z=13 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p¹
• Silicio Z=14 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p²
• Fosforo Z=15 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p³
• Zolfo Z=16 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴
• Cloro Z=17 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵
• Argon Z=18 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶

Tavola periodica

Gli elementi sono incasellati in ordine di numero atomico crescente in file orizzontali, andando a capo quando inizia il riempimento di un nuovo livello energetico. Ogni riga orizzontale è detta periodo e corrisponde al riempimento degli orbitali di un livello. Ogni colonna è detta gruppo; gli elementi di ogni stesso gruppo hanno la stessa configurazione elettronica esterna, ossia lo stesso numero di elettroni nel livello energetico esterno: questo viene definito guscio di valenza e gli elettroni che vi risiedono sono detti elettroni di valenza. I periodi sono 7 e si chiamano con i numeri arabi; i gruppi sono 18 indicati con numero romano (8 gruppi A-elementi rappresentativi-, ossia vi appartengono elementi con elettroni più esterni sul livello energetico s e p; 10 gruppi B-elementi di transizione-, vi appartengono elementi con elettroni più esterni sul livello energetico d parzialmente riempito; nel sesto e settimo periodo sono inseriti gli elementi di transizione interna dove il sottolivello f è parzialmente riempito).

Le proprietà chimiche sono determinate dalla configurazione elettronica dello strato più esterno che contiene gli elettroni.

Proprietà degli elementi

Potenziale di ionizzazione è l'energia necessaria per sottrarre un elettrone a un atomo, ottendendo un catione. Si definisce: energia di prima ionizzazione quella necessaria per strappare l'elettrone più esterno a un atomo neutro; energia di seconda ionizzazione quella necessaria per strappare l'elettrone più esterno a un catione con carica +1. Questa energia aumenta lungo i periodi e diminuisce lungo i gruppi.

Affinità elettronica è l'energia che si libera quando un atomo neutro acquista un elettrone, trasformandosi in anione; aumenta lungo i periodi e diminuisce lungo i gruppi.

Elettronegatività è definita come la tendenza dell'atomo ad attirare su di sé gli elettroni di legame. Aumenta lungo i periodi e diminuisce lungo i gruppi. È una grandezza adimensionale, il cui valore si esprime in una scala che va da 0 a 4. (Quella dei gas nobili è 0 per definizione; il più elettronegativo è il Fluoro con un valore di 4.0 e il meno è il Cesio con un valore di 0,7).

Categorie di elementi

• Metalli: Sono localizzati a sinistra della linea spezzata; hanno pochi elettroni nel livello esterno, bassa energia di ionizzazione, bassa affinità elettronica, bassa elettronegatività e formano facilmente ioni positivi; a temperatura ambiente sono in forma solida; hanno punti di fusione e densità elevati, sono malleabili, lucenti e hanno alta conducibilità termica ed elettrica. L'H ha configurazione elettronica da metallo ma ha caratteristiche da non-metallo.
• Non metalli: Localizzati a destra della linea spezzata; gli mancano pochi elettroni per completare il livello esterno; hanno alta energia di ionizzazione, alta affinità elettronica e alta elettronegatività e quindi formano facilmente ioni negativi; hanno bassa conducibilità termica ed elettrica.
• Semimetalli: Localizzati a cavallo della linea spezzata che separa i metalli dai non-metalli e hanno proprietà intermedie tra loro; la loro reattività chimica dipende dall'atomo con cui si legano; sono B-boro, Si-silicio, Ge-germanio, As-arsenico, Sb-antimonio, Te-tellurio.

I gruppo: metalli alcalini; II gruppo: metalli alcalino-terrosi; VII gruppo: alogeni; VIII gruppo: gas nobili.

Isotopi

Gli isotopi sono atomi aventi lo stesso numero atomico (atomi dello stesso elemento), ma diverso numero di massa perché contenenti un diverso numero di neutroni. Avendo lo stesso numero di protoni, e quindi di elettroni, gli isotopi di un dato elemento hanno proprietà chimiche uguali. Avendo numero di massa diverso, gli isotopi di un dato elemento hanno diversa massa atomica.

Massa atomica e molecolare

Si definisce unità di massa atomica la quantità di materia pari a 1/12 della massa di un atomo dell'isotopo 12 del Carbonio a cui è stata attribuita un valore di riferimento.