Riassunto chimica generale ed esercitazioni

Lezioni di chimica: introduzione e dizionario di base

La chimica è la scienza che studia la materia e le sue proprietà.

Interazioni fondamentali

• Gravitazionale: Massa
• Elettromagnetica: Carica
• Nucleare (forte e debole): Lunghezza e tempo

Massa, lunghezza, carica e tempo sono dimensioni, ossia tutto ciò che è indipendente.

Tutte le grandezze sono paragoni (es. massa = 10 m di H₂O distillata a +4°C; 1 carica = 6.2418*10¹⁸ elettroni).

Concetti fondamentali

1. Spazio: Entità indefinita e illimitata, all'interno della quale sono situati e si muovono i corpi, che alla percezione comune risulta tridimensionale (larghezza, altezza, profondità, indipendente dal tempo)
   • Spazio euclideo, può essere costruito con le sole misure di lunghezza
   • Spazio non euclideo, che risulta inscindibile dal tempo, ed è quindi quadridimensionale
2. Tempo: Succedersi degli istanti, considerato come evento misurabile in un determinato sistema di riferimento. Fase, movimento, momento di un'azione o di un'operazione complessa. Fa da sfondo per l’evoluzione generale.

Dizionario di base

• Materia: Qualsiasi cosa che occupa spazio ed è dotato di massa
• Sostanza: Forma di materia che ha definite e distinte proprietà
• Elemento: Sostanza che non può essere separata in sostanze più semplici con mezzi chimici
• Composto: Sostanza composta da più atomi di elementi diversi uniti in proporzioni definite
• Miscela: Qualunque cosa che non è pura
  • Omogenea: 1 fase unica (latte)
  • Eterogenea: Più di 1 fase che coesistono (uva prima dell’ottenimento del mosto e del vino)
• Trasformazione fisica: Da eterogenea ad omogenea ad esempio con centrifugazione, filtrazione. Non altera il composto dal punto di vista chimico.
• Trasformazione chimica: Altera la composizione della sostanza (2H₂ + O₂ = 2H₂O)
• Proprietà estensive: Dipendono da quanta materia si prende in considerazione
  • Massa
  • Lunghezza
  • Volume
• Proprietà intensive: Non dipendono dalla quantità di materia presa in considerazione
  • Densità
  • Temperatura
  • Calore
• Peso (forza-peso): Forza che la gravità esercita su un oggetto. Seconda legge della dinamica: p = c * m (peso = accelerazione * massa gravitazionale)
• Densità: Rapporto tra massa e unità di volume: d = m/V; d = g/cm³; d = g/ml

Stati della materia

Entalpia: Somma dell’energia interna di stato, del prodotto del suo volume per la sua pressione esercitata dall’ambiente esterno di un sistema.

Densità: Peso della sostanza rispetto al volume.

Transizioni di fase

• Evaporazione, condensazione
• Fusione (solido in liquido), precipitazione (liquido in solido)
• Deposizione (gas in solido), sublimazione (solido in gas)
• Ionizzazione (gas in plasma), deionizzazione (plasma in gas)

Teoria di Dalton e elemento chimico

Teoria di Dalton

1. Gli elementi sono composti da particelle estremamente piccole: atomi
2. A tutti gli atomi di un elemento sono identici, ma differiscono dagli atomi degli altri elementi
3. Gli atomi, in chimica, non possono essere creati o distrutti

I composti sono formati da atomi di almeno 2 elementi. Il loro rapporto è un numero intero o una frazione. Una reazione chimica separa o combina gli atomi. Il suo risultato è la loro creazione o distruzione.

Unità di massa o Dalton: Corrisponde alla dodicesima parte della massa del C con n° atomico 12, il cui nucleo ha 6 protoni e 6 neutroni.

In natura un atomo tende all’elettroneutralità: ossia il n° di cariche negative e positive tende ad essere bilanciato.

Elemento chimico

Costituito da atomi con uguale n° di protoni. Possono differire per il n° di neutroni: isotopi.

• Z = n° atomico (n° di protoni)
• A = n° massa (n° di protoni + n° neutroni)
• H₁: idrogeno
• H₂: deuterio
• H₃: trizio (acqua deuterata esiste in natura ed è tossica in grandi quantità)

Legami chimici, prefazione e struttura elettronica

Legami chimici

Legami chimici: Forze che tengono insieme gli atomi di una molecola. Corrispondono ad un cambiamento della localizzazione degli elettroni atomici quando 2 o più atomi si trovano a distanza sufficientemente breve.

Elettroni interni: Non prendono parte alla formazione dei legami chimici, poiché rimangono localizzati attorno al nucleo e ne schermano in parte il campo elettrostatico.

Elettroni esterni o di valenza: Essendo trattenuti da forze minori sono disponibili a modificare la propria distribuzione nello spazio all’approssimarsi di un atomo estraneo.

La distribuzione nello spazio della nuvola elettronica di un atomo (struttura elettronica) dipende dal n° atomico.

Modello di Bhor

• Gli elettroni ruotano dentro ad orbite a livelli energetici fissi e possono passare in orbitali a energia più elevata attraverso l’assorbimento di energia quantizzata costante: E = hv (equazione di Planck).
• La funzione matematica orbitale permette di definire l’energia dell’elettrone e la regione di spazio nella quale è probabile trovarlo.

Schrodinger

Sostituisce al concetto di traiettoria con funzione d’onda il cui valore varia con la proporzione.

Modello di De Broglie

• L’elettrone si comporta come un’onda stazionaria (λ=h/mV) dove λ e massa elettrone sono correlate. H = costante di Planck, V = velocità dell’elettrone.
• La lunghezza d’onda deve corrispondere alla circonferenza dell’orbita.

Principio di Pauli

Due elettroni di un atomo devono differire almeno per il n° quantico di spin (momento angolare intrinseco: richiama la rotazione della particella sul proprio asse), ossia un dato orbitale può ospitare due elettroni.

Regola di Hund

Nella costruzione della struttura elettronica, gli orbitali devono essere occupati ciascuno da un elettrone con spin = +1/2, e solo successivamente completati con il secondo elettrone con spin di segno opposto.

Un modo più semplice per indicare la struttura di un atomo è indicare il simbolo del gas nobile che lo precede nella tavola periodica seguito dalla collocazione degli elettroni negli orbitali più esterni secondo l’ordine di energia crescente.

Struttura elettronica dell’Al: Ne 3s²3p¹

Del Ca: Ar 4s²

Questa tecnica determina la cosiddetta affinità elettronica degli elementi. Gli elementi da 1 a 3 elettroni in più rispetto al gas nobile tendono a rilasciarli, trasformandosi in cationi (ioni positivi), con bassa affinità elettronica. Gli elementi da 1 a 3 elettroni in meno tendono ad acquistarli, trasformandosi in anioni (ioni negativi), con elevata affinità elettronica.

Energia di prima ionizzazione, E.I.: Energia necessaria per allontanare un elettrone dall’atomo che diventa catione con carica +1.

Gli elementi che hanno 1 o 2 elettroni negli orbitali s formano sostanze con carattere metallico: bianchi e lucenti allo stato puro, molto reattivi e con bassa affinità elettronica. Alcalini: formano cationi con carica +1. Alcalino-terrosi: formano cationi con carica +2.

Tavola periodica, elettroni e ioni

Elettroni e ioni

Un atomo è neutro, poiché il numero di protoni ed elettroni è uguale; ma in alcuni casi un atomo può acquisire carica elettrica e trasformarsi in uno ione. Questa tendenza ad acquisire elettroni è data dall’affinità elettronica.

• L’affinità elettronica è l’energia scambiata (rilasciata o assorbita) quando un elettrone è aggiunto ad un atomo neutro isolato.
• L’energia di ionizzazione è invece l’energia minima necessaria per allontanare un elettrone da un atomo.

L’acquisizione di un elettrone è detta riduzione. La perdita di un elettrone è detta ossidazione.

Regola dell’ottetto: un atomo con livello elettronico esterno completo (normalmente con otto elettroni) è in condizione di stabilità energetica.

Tavola periodica

A metà del 1800, Dimitri Mendeleev, chimico russo, notò una ripetizione di proprietà chimiche negli elementi noti e organizzò gli elementi all’aumentare della massa atomica. Più tardi sono stati organizzati in ordine di crescente numero atomico, il numero di protone nel nucleo. Viene utilizzata per classificare gli elementi in diversi modi, i più utili sono:

• Metalli, non-metalli e metalloidi
• Gruppi e periodi

Abbondanza degli elementi sulla crosta terrestre:

• 45% ossigeno
• 27,7% silicone
• 8,3% alluminio
• 6,2% acciaio
• 4,7% calcio
• 2,8% magnesio
• 5,3% tutti gli altri

Abbondanza degli elementi nel corpo umano:

• 65% ossigeno
• 18% carbonio
• 3% nitrogeno
• 1,6% calcio
• 1,2% fosforo
• 1,2% tutti gli altri

Gli elementi a sinistra delle linee a scalini sono metalli: solitamente solidi a temperatura ambiente (eccezione del mercurio Hg), sono duttili e malleabili, sono conduttori (perdono facilmente elettroni). Quelli tra i metalli e i non metalli sono i metalloidi: hanno proprietà a metà tra i metalli e i non metalli ossia conducono parzialmente l’elettricità (preziosi per l’industria dei chip a semiconduttori e computer). Dopo i metalloidi ci sono i non metalli: scarsi conduttori (tendono a prendere elettroni, non sono duttili non malleabili, fragili).

Ioni, anioni e cationi

• Uno ione è un atomo, o un gruppo di atomi, con carica positiva o negativa.
• Catione: Ione con carica positiva formato dalla perdita di uno o più elettroni da parte dell’atomo.
• Anione: Ione con carica negativa, formato per l’acquisizione di uno o più elettroni da parte dell’atomo.

Per il principio dell’elettroneutralità, cationi e anioni tendono ad associarsi.

Formazione di ioni

Il riempimento del livello elettronico di valenza comporta il raggiungimento della stabilità di un elemento. Gli elementi guadagnano, perdono o condividono gli elettroni per raggiungere un ottetto completo. Questo fatto è una forza trainante per le reazioni chimiche. In base al numero di elettroni ceduti o acquistati si parla di cationi o di anioni monovalenti, bivalenti, trivalenti ecc.

Metalli di transizione e ionizzazione

Le interazioni elettrone-elettrone e nucleo-elettrone in un atomo neutro possono essere diverse da quelle del suo ione. L’orbitale s dal 4 in poi viene riempito prima dell’orbitale d dal 3 in poi, anche se appartenente ad un livello più elevato, ma gli elettroni possono essere rimossi dall’orbitale s (esempio 4s) nella formazione di cationi poiché l’orbitale d (esempio 3d) è più stabile in ioni di metalli transizione. Un metallo di transizione è definito come un elemento che può dare uno o più ioni che presentano un orbitale incompleto.

Il legame chimico

Legame ad idrogeno

Si tratta di un’interazione elettrostatica tra molecole diverse con parziali cariche di segno opposto. Si forma spesso nelle macromolecole di interesse biologico (DNA, proteine) che ne determinano la stabilità. Tutte le molecole polari sono capaci di formare legami H con H₂O, sono idrofiliche o idrofile e, se a basso peso molecolare, solubili in essa (se ad alto vengono solo idratate. Zuccheri, essendo ricchi di gruppi ossidrile, se a basso peso molecolare come il saccarosio, sono solubili in acqua, ma se si tratta di molecole più pesanti come l’amido o la cellulosa sono idrofilici o idrofobi).

Legame ionico

Forza elettrostatica che tiene insieme ioni. Il composto che si forma è generalmente chiamato sale. Si viene a creare quando la differenza di elettronegatività tra due atomi è elevata (>1,7). L’atomo più elettronegativo non si limita a mettere in compartecipazione gli elettroni, bensì strapperà all’atomo meno elettronegativo i suoi (NaCl: il Cl è più elettronegativo). L’acqua, essendo un dipolo elettrico, interagisce con gli ioni e li solvata, schermandone le cariche. Con la sua porzione negativa va ad interagire con il catione, con la sua porzione positiva va ad interagire con l’anione, definendo il guscio di idratazione, in cui il reticolo cristallino del sale si scioglie.

Legame covalente

Viene a formarsi quando un atomo mette in compartecipazione i suoi elettroni con quelli di un altro atomo per completare l’ottetto. Gli elettroni tenderanno all’atomo più elettronegativo. Affinché si possa determinare un’interazione tra nuclei, essi devono essere posizionati a una giusta distanza (non troppo lontani). Se la differenza dei diversi valori di elettronegatività è >0,4 è omopolare; se 0,4-1,9 è eteropolare. Nel legame singolo tale geometria permette agli atomi di ruotare attorno all’asse di legame. Il legame doppio è planare. Ciò determina dei punti di rigidità. Si parla di legame multiplo: doppio se nel legame complessivo tra i due atomi sono coinvolte due coppie di elettroni; triplo se sono coinvolte tre coppie di elettroni. Il composto che si ottiene è di tipo molecolare. La condivisione di elettroni è equamente ripartita tra i due atomi solo quando questi sono identici. In caso contrario, gli elettroni di legame passano più tempo intorno all’atomo più elettronegativo. In questi casi la molecola risultante, se è diatomica, presenta un eccesso di carica negativa localizzata su un atomo: si genera quindi un dipolo elettrico. Queste molecole sono dette dipolari (o semplicemente polari) e il legame si chiama legame covalente polare.

Legame metallico

Legame delocalizzato e consiste in un'attrazione elettrostatica che si instaura tra gli elettroni di valenza e gli ioni positivi metallici. Gli atomi di metallo hanno in genere pochi elettroni di valenza che sono facilmente delocalizzabili in un reticolo di atomi metallici caricati positivamente.

Forze di Van der Waals

A lungo dipendono dalle fluttuazioni nella distribuzione delle cariche nelle molecole; si tratta di forze attrattive e repulsive dipendenti dall'orientamento relativo delle molecole: le interazioni di induzione (forza di Debye) e dispersione.