Riassunto dell'intero corso di Chimica generale

Università degli studi di Modena e Reggio Emilia

CHIMICA – VEICOLO

Corso di studio in Ingegneria del Veicolo

Riassunto da Christian Cobellini

Sommario

CAPITOLO 1: STRUTTURA DELL’ATOMO, PERIODICITÁ E LEGGI PONDERALI ............... 3

L’ATOMO ....................................................................................................................................................... 3

STUDI SPETTROSCOPICI ............................................................................................................................. 4

MODELLI DELL’ATOMO ................................................................................................................................. 6

CONFIGURAZIONE ELETTRONICA ................................................................................................................. 8

LA TAVOLA PERIODICA ............................................................................................................................... 10

LE LEGGI PONDERALI DELLA CHIMICA ........................................................................................................ 12

CAPITOLO 2: I LEGAMI CHIMICI ................................................................................ 14

IL LEGAME CHIMICO ................................................................................................................................... 14

LEGAME IONICO .......................................................................................................................................... 16

IL LEGAME COVALENTE ............................................................................................................................... 17

CHIMICA ORGANICA ................................................................................................................................ 22

LEGAME METALLICO ................................................................................................................................... 24

I SEMICONDUTTORI .................................................................................................................................... 26

I LEGAMI DEBOLI ......................................................................................................................................... 28

CAPITOLO 3: I GAS .................................................................................................... 30

I GAS IDEALI E REALI.................................................................................................................................... 30

Miscele reattive .......................................................................................................................................... 33

EQUILIBRIO IN FASE GASSOSA ................................................................................................................... 34

EQUILIBRIO TERMODINAMICO ................................................................................................................ 34

LEGGE D’AZIONE DI MASSA ..................................................................................................................... 35

IL QUOZIENTE DI REAZIONE ..................................................................................................................... 37

EQUILIBRIO ETEROGENEO IN FASE GASSOSA ............................................................................................ 39

CAPITOLO 4: I LIQUIDI .............................................................................................. 40

I LIQUIDI ...................................................................................................................................................... 40

LE SOLUZIONI .............................................................................................................................................. 44

PREPARAZIONE DELLE SOLUZIONI ............................................................................................................. 45

EQUILIBRIO DISSOCIAZIONE IN ACQUA ..................................................................................................... 46

EQUILIBRIO OMOGENEO IN FASE ACQUOSA, ACIDI E BASI ...................................................................... 48

EQUILIBRIO OMOGENEO IN FASE ACQUOSA ............................................................................................. 53

ACIDITÁ-BASICITÁ E STRUTTURE MOLECOLARI ......................................................................................... 55

EQUILIBRIO ETEROGENEO IN SOLUZIONE ACQUOSA ................................................................................ 57

CAPITOLO 5: TERMOCHIMICA .................................................................................. 59

1

PRIMO PRINCIPIO DELLA TERMODINAMICA E ENTALPIA ......................................................................... 59

CINETICA CHIMICA ...................................................................................................................................... 60

ENTROPIA (funzione di stato) ..................................................................................................................... 63

ENERGIA LIBERA DI GIBBS (funzione di stato) ........................................................................................... 64

TERMOCHIMICA E LAVORO UTILE .............................................................................................................. 65

2

CAPITOLO 1: STRUTTURA DELL’ATOMO, PERIODICITÁ E LEGGI PONDERALI

L’ATOMO

Al giorno d’oggi è possibile raccogliere immagini di atomi con microscopi ad altissima risoluzione. Dalle

immagini si vede che le previsioni immaginarie dei chimici di atomi come sferette erano vere.

Le immagini che mostrano sferette molto ordinate mostrano la struttura tipica dei solidi cristallini. Dove non

sono ordinate (centro dell’immagine di sinistra) abbiamo solidi non cristallini o amorfi. Nell’immagine di

destra si nota un tipo di sferetta diverso dall’altro. Quando sono uguali appartengono allo stesso tipo di

atomo.

LE PARTICELLE SUBATOMICHE

Si riteneva che gli atomi fossero indivisibili, invece con degli esperimenti fatti tra l’inizio del 1800 e l’inizio

del 1900 si scoprì che sono composti da particelle subatomiche, chiamate anche particelle elementari. Il

protone ha carica positiva, ed è identica e di segno opposto a quella dell’elettrone, per questo a parità di

numero di questi due la materia è neutra. Il neutrone non porta carica, ma ha massa molto simile al protone

e maggiore, mentre la massa dell’elettrone è talmente piccola da poter essere considerata trascurabile.

Particella Massa (u.m.a) Carica elettrica (C)

+ −19

) 10

Protone ( 1.00728 +1.602∙ (+e)

Neutrone (n°) 1.00867 0

− −19

) 10

elettrone ( 0.00055 -1.602∙ (e)

In questi esperimenti che portarono alla scoperta delle particelle subatomiche, si evidenziò che un elemento

qualsiasi era comunque composto da queste particelle, solamente in numero diverso.

SCOPERTA DELL’ELETTRONE

Predisposero un tubo sottovuoto e due placche di metallo alle quali era applicata una differenza di

potenziale, un catodo e un anodo con un foro al centro. Qualunque fosse la natura del catodo, le particelle

che venivano emesse da catodo ad anodo erano le stesse, che poi venivano concentrate dal foro dell’anodo

ed evidenziate su di una superficie fluorescente posta all’altra estremità.

3

Per capire che erano le particelle erano le stesse provarono a deviare il fascio di raggi catodici con dei magneti

o con delle placche caricate elettricamente: la deflessione era sempre identica, indifferentemente dalla

natura del catodo. Scoprirono anche che avevano massa posizionando una piccolissima elica in lamine d’oro

sottilissime e osservando che veniva messa in movimento dalle particelle. Riuscirono poi con esperimenti

successivi a calcolare il rapporto tra carica e massa e successivamente a calcolare i due valori separatamente.

Questi tubi a raggi catodici sono gli stessi utilizzati nei televisori fino a pochi anni fa (l’esperimento risale al

1800). Le deviazioni dei raggi catodici iniziarono ad essere interessanti per proiettare delle immagini a partire

da segnali elettrici.

I PRIMI MODELLI ATOMICI

Sapendo che la materia era neutra e composta di particelle negative, vennero formulati i primi modelli

atomici.

Il modello Thomson vedeva le particelle negative immerse in una zona carica positivamente che però non

venne assolutamente definita. La massa era distribuita su tutto l’atomo.

Durante esperimenti successivi messi a punto in particolare da Rutherford venne evidenziata la natura della

massa positiva. Bombardò con radiazioni α, cioè particelle di elio, uno strato sottilissimo costituito da una

lamina di oro. Secondo Thomson queste particelle avrebbero dovuto più o meno deviare in base alla quantità

di elettroni che incontravano. Invece le evidenze sperimentali, in accordo con i modelli più moderni,

mostravano che non subivano quasi mai deviazioni, ma quelle che venivano deviate subivano deviazioni

molto importanti, questo significa che incontravano masse molto elevate.

Venne quindi adottato il modello di Rutherford che prevede la massa concentrata in un punto piccolissimo

(nucleo) all’interno di una zona vuota in cui ruotano gli elettroni in orbita circolare, senza mai cadere nel

nucleo. La massa è composta dalle particelle più pesanti, protoni e neutroni. Questo modello è detto anche

modello nucleare, cioè dove la massa si concentra nel centro detto nucleo e gli elettroni in periferia. Da

−

questi esperimenti di Rutherford vennero fuori due dati importanti: il diametro del nucleo m e il

−

diametro dell’atomo m.

Vennero fatte prove con fogli di magnesio, fogli d’oro, e si notò che la numerosità di particelle del nucleo e

di elettroni erano diverse. Si osservarono le masse e visto che la materia è neutra si attribuirono gli elettroni.

STUDI SPETTROSCOPICI

Il modello Rutherford presenta però delle limitazioni, cioè che se applichiamo la fisica classica vediamo una

carica negativa che ruota intorno a una carica positiva senza collassare in essa. Per questo il modello per

poter essere accettato necessitava di ulteriori indagini.

I fisici studiarono i segnali luminosi che provenivano dagli atomi di elementi puri. Veniva inserito un gas puro

in un tubo, veniva applicata una differenza di potenziale e veniva emessa una luce. Poi veniva cambiato il gas.

Oppure veniva fatto il test alla fiamma. Ogni elemento dava un segnale luminoso caratteristico.

Le tecniche vennero affinate. Nell’immagine

abbiamo una lampada ad elio che emette un segnale

luminoso che viene fatto passare attraverso un

prisma che separa le frequenze. Si ottennero spettri

sempre più dettagliati. Gli spettri sono queste

raccolte di bande luminose. Il caso appena descritto,

con un tubo a scarica di gas e otteniamo uno spettro

di emissione. Possiamo però anche osservare che 4

troveremo una assenza delle stesse bande luminose in uno spettro di assorbimento. Le frequenze vengono

assorbite dalla materia ad una luce bianca, in questo caso e vediamo i colori mancanti. Se la sostanza è la

medesima avremo un riscontro perfetto tra i due spettri. Questi studi sono detti studi spettroscopici, dei

segnali provenienti da atomi puri (quindi l’elemento va purificato).

I raggi luminosi portano dei fotoni di una certa energia e dagli studi compiuti da Plank si conosce la formula

= ℎ.

per ricavare l’energia del fotone nota la frequenza: Questa quantità è l’energia che viene emessa o

assorbita dagli atomi. Gli studi furono fatti prevalentemente in fase gassosa e gli atomi erano composti da

queste tre particelle, si iniziò a pensare a una relazione tra questa emissione di luce e l’energia degli elettroni.

Bohr e Sommerfeld proposero una correlazione tra l’energia delle linee spettrali e gli elettroni contenuti

negli atomi. Fu complicato perché l’energia veniva fuori per singole bande (quantizzazione dell’energia). Ci

fu una rivoluzione enorme perché si passò dalla fisica classica, che prevedeva delle grandezze energetiche

che si spostavano in un continuo, a quantità ben definite frapposte al niente.

Il postulato di Bohr dice che quando gli elettroni saltano da un’orbita all’altra a scendere emettono un fotone,

viceversa quando salgono assorbono energia e il tutto avviene con una quantizzazione.

Sia nel visibile che nel non visibile si trovò una correlazione tra lunghezza d’onda, numero d’onde (il suo

inverso) e numeri interi piccoli. Ci furono degli scienziati (Balmer, Rydberg) che accettarono la quantizzazione

e riuscirono a razionalizzarla e successivamente a riversarla nel modello di Bohr.

Gli elettroni che ruotano su un’orbita rimangono su un’energia costante finché non cambiano orbita,

emettendo o assorbendo una quantità di energia esattamente uguale alla differenza dei livelli (prende

energia da un fotone o emette un fotone).

NATURA CORPUSCOLARE/NATURA ONDULATORIA

Negli stessi anni (primi del 900) si compresero innanzitutto la natura corpuscolare della luce (la luce è

composta da corpuscoli chiamati fotoni), e si scoprì la natura ondulatoria della materia. Quest’ultima si scoprì

su un fascio accelerato di elettroni, che genera appunto fenomeni tipici delle onde, come ad esempio la

diffrazione. Quando nel 1923 De Broglie scoprì che a ogni particella in movimento c’era associata un’onda,

si iniziò a pensare di spiegare l’atomo inserendo questo concetto.

PRINCIPIO DI INDETERMINAZIONE DI HEISENBERG

Studiando queste particelle si scoprì che l’interazione tra particelle piccole portava a uno scambio di quantità

di moto, quindi erano urti anaelastici. Quindi quando si osserva da molto vicino l’urto di un fotone su un

elettrone della stessa energia, abbiamo il fotone che sposta l’elettrone. Quindi Heisenberg formulò il

principio di indeterminazione, secondo cui di una particella piccola, o si conosce l’energia o si conosce la

posizione, non entrambe. Il prodotto dell’errore sulle due è uguale a 2h, h costante di Plank.

Tra posizione ed energie i chimici scelsero di conoscere l’energia. Anche perché dagli spettri si leggeva

l’energia. 5

MODELLI DELL’ATOMO

Abbiamo quindi visto che c’è una correlazione tra gli spettri e le energie degli elettroni che si muovono sulle

orbite. Inoltre la successione delle linee spettrali, o emissioni di energia del fotone sono correlate da

1 1 1

= ( − )

equazioni semplici legate a numeri interi piccoli. con n1<n2 e R costante di Rydberg, colui

12 22

che ha razionalizzato la sequenza di queste bande, ovvero i segnali che provengono da atomi puri. Quando si

è voluto collegare con il postulato di Bohr i salti di energia dell’elettrone, si è notato che si conosce il salto

energetico, non l’energia dell’elettrone e si riconobbe che era un salto quantizzato.

1 1 −18

= ( − ), = −2.18 ∗ 10

L’equazione che lega le righe spettrali è J, questa è l’energia

ℎ ℎ

2 2

1 2

che viene emessa o assorbita dall’elettrone quando si sposta tra i livelli energetici. Si diede il valore di energia

a ogni orbita e questa è uguale a una frazione della costante di Rydberg proporzionale a un numero intero

piccolo. Si diedero i diversi valori partendo da n=1 a cui corrispondeva un numero negativo e si arrivava a un

valore di energia=0 per un numero n che tendeva a infinito, cioè all’infinitesima orbita l’energia dell’elettrone

diventava zero. Per spostarsi a orbite superiori prendevano energia dal fotone e scendevano rilasciando

energia in forma di fotone. Queste orbite non sono equidistanti ma vanno ravvicinandosi man mano che

l’energia cresce. A energia 0 significa che l’orbita è lontanissima e abbiamo livelli talmente ravvicinati di

energia che si raggiunge la fisica del continuo. La particella abbandona l’atomo e si muove in uno spazio in

cui ha un moto descritto dalla fisica classica.

EQUAZIONE DI SCHRODINGER

L’atomo dovette incorporare il concetto di natura ondulatoria e il principio di indeterminazione. A quel punto

l’atomo di Bohr divenne l’atomo di Schrodinger-Born che spiegava il movimento dell’elettrone con una nuova

funzione che descriveva il moto ondulatorio dell’elettrone intorno al nucleo. L’equazione di Schrodinger è

una funziona complessa che viene definita imponendo 3 parametri numerici più un quarto che non descrive

propriamente il moto dell’elettrone intorno al nucleo, ma il moto di rotazione su sé stesso, detto spin. Questa

funzione è detta anche funzione d’onda, visto che descrive un moto ondulatorio, può essere descritta in

coordinate polari o cartesiane. Descrive il moto dell’elettrone intorno al nucleo nello spazio tridimensionale

in funzione di 4 numeri quantici: n, l, m, s. questi sono numeri ben definiti, n prende il valore di un numero

intero piccolo, l prende tutti i valori da 0 a n-1, m tutti i valori da -l a l saltando di unità in unità, s ha valore 1

o -1 e descrive lo spin dell’elettrone.

Il numero di orbitali su un livello energetico è uguale a n^2. I numeri n sono gli stessi citati per l’atomo di

Bohr e individuano l’energia dell’elettrone in quella orbita.

Si parla ora di orbitali perché per il principio di indeterminazione abbiamo rinunciato a conoscere la posizione

dell’elettrone. Per n=1 abbiamo un solo tipo di orbitale, per n=2 abbiamo 4 tipi di orbitali descritti da insiemi

di numeri quantici, il secondario (l) e il magnetico (m).

6

ORBITALE DI TIPO s

Per ogni terna di numeri quantici la funzione d’onda prende una

forma differente. Le forme che si vedono in figura sono funzioni

numeriche che corrispondono al quadrato della funzione d’onda

).

(