La chimica studia composizione e trasformazioni della materia
Classificazione della materia
Figura 1-7 Schema di classificazione della materia.
Sodio, cloro e cloruro di sodio
Due miscele
Due allotropi del carbonio
Figura 2-2 Modelli in scala approssimativa delle molecole diatomiche
di
alcuni elementi.
Legge di Lavoisier
In una trasformazione chimica la
massa dei reagenti eguaglia la
massa dei prodotti
Alcuni aspetti della
teoria atomica di
Dalton
1. Elementi costituiti da minuscoli
atomi
2. Gli atomi sono caratterizzati dalla
loro massa; atomi di uno stesso
elemento hanno stessa massa e
stesse proprietà
3. In una reazione chimica nessun
atomo si trasforma in un altro
4. I composti si formano dalla
combinazione di 2 o più elementi
La legge delle proporzioni multiple è una legge
chimica ricavata sperimentalmente da John Dalton,
secondo la quale quando due elementi si
combinano per formare diversi composti, le
masse di un elemento che si combinano con
una data massa dell'altro stanno tra loro in un
rapporto che si può esprimere con numeri interi
piccoli
Quindi ogni elemento non può entrare a fare
parte un composto se non secondo multipli
interi di una quantità piccola costante e
indivisibile: l'ATOMO
Studiando masse di molecole allo stato gassoso e i
rapporti tra diverse masse molecolari è stato
definito il peso atomico (PA):
PA di un elemento è dato dalla più piccola
quantità in peso con cui l’elemento si ritrova nei
pesi molecolari dei suoi vari composti.
Peso molecolare (PM)= somma pesi atomici dei
diversi atomi della molecola
Avogadro trova che volumi uguali di gas diversi
nelle stesse condizioni di P e T contengono lo
stesso numero di molecole
Numero di avogadro N=6,022 .1023
Mole =quantità di sostanza contenente un numero
di Avogadro di particelle (6,022. 1023)
Massa molare= massa in g di una mole (PM per le
molecola)
Volume molare= volume occupato da una mole di
gas (uguale per tutti nelle stesse condizioni di P e T)
I pesi molecolari e atomici sono pesi relativi e
quindi adimensionali, in passato riferiti al peso
dell’H posto uguale ad 1
L'atomo di idrogeno ha soltanto un elettrone e le
sue dimensioni sono di circa la metà di quelle
dell'atomo di carbonio che comprende ben 12
elettroni.
In generale il peso degli atomi è multiplo di quello
dell'atomo di idrogeno.
Per convenzione però
l’unità di peso atomico è posta uguale a 1/12 del
peso del C 12 (uma)
Alla fine del XIX secolo le conoscenze nel
campo della fisica e della chimica erano tali da
permettere una conoscenza più approfondita
della struttura dell’atomo.
Le esperienze di Faraday (1791-1867)
sull’elettrolisi avevano dimostrato la presenza
di particelle cariche negativamente. Di
conseguenza, essendo l’atomo neutro, esso
doveva contenere una quantità uguale di
particelle cariche positivamente
Dopo
la
scoperta
dell’elettrone,
Thomson propose un modello atomico
basato sul concetto di una sfera
uniforme di cariche positive nella
quale gli elettroni erano distribuiti
uniformemente
Teoria di Thompson
• L´atomo è una sfera. In essa la carica
positiva è distribuita uniformemente
mentre gli elettroni si trovano dispersi
all´interno della sfera come i semi in una
anguria.
La
carica
dell’atomo
è
globalmente neutra.
Questo modello fu superato
dagli
esperimenti
di
Rutherford.
Esperimento di Rutherford
Una sorgente radioattiva sparava un fascio di particelle alfa (42He2+),
contro una sottilissima lamina d'oro (le particelle alfa hanno una massa
molto più piccola di un atomo d'oro). Attorno alla lamina d'oro era stato
disposto uno schermo ricoperto di solfuro di zinco, in modo che le
particelle alfa colpendo lo schermo, lasciassero tracce microscopiche
nel solfuro di zinco.
Secondo la teoria per cui gli atomi sono sfere permeabili neutre, ci si
aspettava che le particelle alfa, dotate di alta energia, non avessero problemi
a sfrecciare attraversando qualche atomo. Le particelle alfa avrebbero
dovuto semplicemente passare dritte attraverso la lamina d'oro e lasciare
delle tracce in una piccola regione dello schermo posto dietro la lamina.
Rutherford scrisse nei suoi
appunti di laboratorio: “era come
se si sparasse con un cannone
contro un foglio di carta e il
proiettile rimbalzando colpisse lo
sperimentatore”
Anche se la maggior parte delle particelle alfa era deviata solo di poco
rispetto alla traiettoria iniziale, alcune erano molto deviate e pochissime
addirittura rimbalzavano indietro, nella direzione da cui provenivano. Era noto
che cariche elettriche dello stesso tipo provocavano una significativa
deviazione di ''proiettili " molto più pesanti.
Secondo Rutherford l’atomo era come un
sistema planetario con il nucleo al posto
del sole e gli elettroni al posto dei pianeti.
Un tale modello, tuttavia, costituiva un
atomo instabile.
Infatti, il modello di nucleo centrale ed
elettroni ruotanti su orbite esterne non poteva
essere spiegato con le leggi della fisica
classica in quanto l’elettrone, nella sua
rotazione intorno al nucleo, dovrebbe perdere
energia e quindi cadere sul nucleo.
La materia è costituita da atomi. Un atomo è
composto da un nucleo elettricamente carico
positivamente e da un certo numero di elettroni,
carichi negativamente, che gli ruotano attorno.
Il nucleo è composto da protoni, che sono particelle
cariche positivamente e da neutroni che sono
particelle prive di carica.
La massa di un protone è circa uguale alla massa di
un neutrone (1,67 10-24g) ed entrambi sono circa 2000
volte più pesanti di un elettrone (9,1 10-28g). E' per
questo che sono gli elettroni che si muovono attorno
al nucleo (molto più pesante) e non viceversa. Il
nucleo è molto pesante e "concentrato" mentre gli
elettroni sono molto leggeri e mobili.
Raggio atomico~10-10m = 1 Å ; raggio nucleare ~10-14-10-15m
Quindi l’atomo è come un volume vuoto con un nucleo ad
altissima densità (1014g/ml)
La materia, anche se appare densa e "dura", è in effetti
praticamente vuota.
Normalmente, il numero degli elettroni che ruotano attorno al
nucleo eguaglia il numero dei protoni che costituiscono
il nucleo. Essendo dette cariche di valore uguale (a parte il
segno), un atomo è normalmente elettricamente neutro.
Se, facendo le proporzioni, consideriamo il nucleo grande
come una mela, gli elettroni si muovono attorno ad una
distanza pari a circa un chilometro. Questo fatto è di estrema
importanza e se, in qualche modo, eliminassimo tutto questo
spazio, riusciremmo a "compattare" tutta la massa in uno
spazio molto piccolo raggiungendo densità enormi.
Questo è ciò che succede nei buchi neri e nelle stelle di
neutroni in cui tutta la enorme massa di una stella viene
compattata in uno spazio di pochi chilometri cubi.
Un atomo è quindi composto da un nucleo formato da
nucleoni (protoni e neutroni) e da elettroni (in egual numero
dei protoni, quando l'atomo è elettricamente neutro) che gli
ruotano attorno. Ogni atomo è indicato da una sigla e da due
numeri : il numero atomico (il numero dei protoni identico al
numero degli elettroni) indicato in basso vicino al simbolo
dell’elemento ed il numero di massa (il numero dei nucleoni,
ovvero dei protoni e dei neutroni che costituiscono il nucleo)
indicato in alto.
Un atomo può esistere in natura con un ugual numero
atomico ma diverso numero di massa. Simili atomi sono
detti isotopi ed hanno le stesse proprietà chimiche (cioè di
creare
composti,
molecole,
dalle
stesse
proprietà). Esistono isotopi stabili e radioattivi, le diverse
quantità sono espresse come abbondanza %
Un modello di nucleo centrale ed elettroni ruotanti su orbite esterne non poteva
essere spiegato con le leggi della fisica classica.
Quando una sostanza viene eccitata (per esempio
per riscaldamento) essa emette delle radiazioni
producendo uno spettro di emissione.
Se invece una sostanza viene fatta attraversare da
un fascio di luce bianca, parte delle radiazioni
viene assorbita e le rimanenti radiazioni danno
luogo ad uno spettro di assorbimento.
L’ esistenza degli spettri atomici a righe non
era spiegabile tramite i modelli atomici di
Thomson e Rutherford.
Nel 1913 Niels Bohr, adattando il concetto
della quantizzazione dell’energia al modello
classico di Rutherford, propose un nuovo
modello atomico che permise di ricavare
esattamente i dati spettrali dell’atomo d H
Ogni linea spettrale corrisponde alla l relativa alla
energia emessa, e lo spettro è l’impronta digitale dei vari
elementi.
Bohr scrisse equazioni del moto dell’e- per H secondo
orbite circolari a raggi discreti ed E quantizzate (ogni
orbita corrispondeva a un preciso livello energetico
dell’elettrone).
Gli elettroni potevano passare solo da un’orbita all’altra,
ma le leggi della fisica classica non spiegavano la
stabilità dell’atomo anche dopo il miglioramento con le
orbite ellittiche di Sommerfield. Il modello di Bohr invece
applicava la meccanica classica all´elettrone come se si
trattasse di una pallina da tennis in moto.
Si dovette passare alla meccanica quantistica per
spiegare e descrivere meglio il moto degli elettroni.
DUALISMO ONDA PARTICELLA
Nel 1924 il fisico francese De Broglie
ipotizzò che anche le particelle
materiali
potessero
avere
un
comportamento
dualistico,
cioè
potevano
comportarsi
come
corpuscoli o come onde a seconda
delle condizioni sperimentali
Anche gli elettroni come le radiazioni
elettromagnetiche hanno natura corpuscolare e
ondulatoria
Ad ogni particella di massa m in movimento a
velocità v è associata un´onda
l= h/mv
Relazione di De Broglie
Tale relazione vale per tutta la materia ma è
evidenziabile solo per le particelle microscopiche.
Per descrivere il moto di una particella
occorre conoscere i valori della sua
posizione e della sua velocità in qualsiasi
istante
Nel 1927 Heisenberg dimostrò che non è
possibile determinare con sufficiente
precisione la posizione ela velocità di una
particella enunciando il suo famoso
principio.
Principio di indeterminazione di Heisenberg
È impossibile determinare esattamente, ad
un dato istante, la posizione di una particella
avente massa della ordine di grandezza di
un elettrone e la sua velocità, in quanto la
relazione che lega le incertezze sulla posizione
e sul prodotto velocità x massa (quantità di
moto p) della particella è:
DxDp= h/4p
con h = costante di Planck = 6,6252 * 10-27 erg s
= 6,6257*10-34J*s.
I risultati di Heisenberg e De Broglie:
Sanciscono che il metodo con il quale sino ad allora era stato studiato
l’ atomo era inappropriato, ed aprono pertanto la strada alla
meccanica ondulatoria.
L’equazione
ondulatoria:
di
Schroedinger
basata
sulla
meccanica
È una funzione matematica il cui quadrato indica la probabilità
che l´elettrone ha di trovarsi in un determinato volume unitario
dello spazio. Essa deve rispondere ai 3 seguenti requisiti :
normalizzazione la probabilità totale (estesa a tutto lo spazio) di
trovare un elettrone è massima 100% .
univocità
in ogni punto dello spazio è plausibile un solo
valore della funzione d´onda.
limitatezza in nessun punto la densità di probabilità può essere
infinita.
Soluzione di Schroedinger del tipo n,l,m (funzione d’onda) con
tre numeri correlati tra loro detti numeri quantici. Soluzione
precisa solo per l’atomo di H
il n° quantico n (1,2,3…):
Identifica una distanza dal nucleo detta raggio di Bohr per la
quale l´energia dell’elettrone assume un determinato valore.
Per n = 1 l´energia è minima, negativa ed è lo stato a cui tutti
gli elettroni tendono, essendo il più stabile. Per n = ∞ l´energia
è massima e pari a 0 in quanto l´elettrone si trova a distanza
infinita dal nucleo.
Il n° quantico l (0,…..n-1):
È in relazione con energia e forma della regione di spazio
occupata dall’elettrone
Il n° quantico m (-l, 0,+l):
Influenza gli orientamenti spaziali delle superfici limitanti le
regioni di spazio a maggiori probabilità di trovare e-.
ORBITALE
È una funzione d´onda che rispetta le 3
restrizioni ed alla quale sono stati assegnati
valori plausibili per i 3 numeri quantici. Ogni
orbitale è indicato con numero (corrispondente
ad n) e una lettera (dipendente da l) e
rappresenta la regione di spazio che racchiude
90-95% di probabilità di trovare e-.
GUSCIO o STRATO
È l´insieme degli orbitali aventi lo stesso numero
quantico principale.
Gli orbitali s e p.
Esempi di orbitali per l'atomo di idrogeno dove maggiore
luminosità significa maggiore probabilità
di trovare l'elettrone (in sezione) :
Orbitale s
Orbitale dxy
orbitali p
orbitaledyz
Orbitale dxz
Orbitale dx2y2
Orbitale dz2
Nel complesso l'atomo dovrebbe apparire in questo modo
Negli atomi polielettronici si applica una soluzione
approssimata dell’equazione di Schrodinger.
L’atomo viene descritto con gli stessi orbitali indicati
come ns, np, nd e all’aumentare della carica
nucleare Z diminuisce la distanza dell’elettrone dal
nucleo e diminuisce l’energia dell’orbitale.
Negli atomi polielettronici superfici limite degli
orbitali + contratte perchè disposte più vicine al
nucleo
All’aumentare del numero di elettroni si
abbassano i corrispondenti livelli energetici in modo
differente per i diversi orbitali in funzione della
carica nucleare, cioè del numero atomico.
Principi che regolano il riempimento degli orbitali atomici :
a) Il principio di esclusione di Pauli secondo il quale gli
elettroni di un atomo non possono essere caratterizzati dagli
stessi numeri quantici, pertanto ogni orbitale può accogliere al
massimo 2 elettroni con spin antiparalleli.
b) il principio della massima molteplicità di Hund secondo il
quale gli elettroni tendono a collocarsi con spin paralleli nel
massimo di orbitali disponibili piuttosto che disporsi a 2 a 2
nel minimo numero di orbitali, il motivo è dovuto alla
repulsione elettrostatica che rende la 1ª configurazione
fattibile con energia minore. Questo naturalmente ha senso
laddove si è in presenza di orbitali degeneri cioè con lo
stesso livello energetico.
Aufbau
Inserimento a uno a uno degli e- negli orbitali
di E via via crescente tenendo conto dei due
principi precedenti
Si realizza così un sistema di minima energia
chiamato
stato fondamentale di un atomo
Disposizione dei sottolivelli di
energia degli elettroni secondo
l’ordine crescente di energia
Fino al numero atomico 18 (argon) si riempiono gli orbitali 3s e 3p.
Per il K (Z=19) e il Ca (Z=20) dopo il 3p6 si riempie il 4s.
Poi inizia la prima serie di transizione caratterizzata dal riempimento
ritardato degli orbitali 3d.
Ad esempio, per il Cr (Z= 24) si ha 3d54s1 e non 3d44s2 in quanto si
rivelano stabili le configurazioni contenenti orbitali pieni e semipieni.
•Le energie degli elettroni 4s sono minori di quelle dei 3d nella fase iniziale
del riempimento, a causa della loro maggiore penetrazione verso il nucleo
rispetto ai 3d.
•Con l’aumentare di Z (da Z=21) che esercita un effetto di contrazione
maggiore sugli orbitali esterni 3d che non sull’orbitale 4s, le capacità
penetranti di quest’ultimo diminuiscono e aumenta l’influenza di n nel
determinare l’energia del sistema.
I dieci elementi più abbondanti sulla crosta
terrestre:
Ossigeno, Silicio, Alluminio, Idrogeno,
Sodio, Ferro, Magnesio, Calcio, Zolfo,
Potassio, Titanio. Silicio, ossigeno e
alluminio sono i costituenti fondamentali
della crosta terrestre formando composti
detti silicati
Elementi nel corpo umano:
Idrogeno, Ossigeno, Carbonio, Azoto,
Calcio, Zolfo, Fosforo, Sodio, Potassio,
Cloro, Magnesio, Ferro, Zinco, Rame,
Stagno, Manganese, Iodio, Molibdeno,
Cobalto, Vanadio. Gli esseri viventi, uomo
compreso, sono formati da composti del
carbonio: proteine, zuccheri, grassi, acidi
nucleici.
La tavola periodica degli elementi è
stata
ideata
dal
chimico
russo nel 1869, e, in modo
indipendente,
dal
chimico
tedesco Meyer (1830-1895).La tavola
presentava in principio numerosi spazi
vuoti, previsti per gli elementi che
sarebbero stati scoperti in futuro,
alcuni dei quali nella seconda metà
del Novecento.
Elementi dei gruppi rappresentativi
Elementi di transizione
La linea rossa divide i metalli (in basso a sinistra) da i non metalli (in alto a destra)
Elementi biologicamente importanti ed
elementi altamente tossici
Elementi molecolari e loro stati fisici a T ambiente
Aumenta Z
Aumenta n
Energia di ionizzazione (I)= energia da
somministrare perché un atomo gassoso isolato
perda un elettrone esterno dando uno ione positivo
Può esistere una prima (I1) ed una seconda (I2)
energia di ionizzazione, dove I2> I1
I valori + alti di I li hanno i gas nobili, i più bassi i
metalli del gruppo 1, che colpiti da radiazioni
luminose possono emettere eAffinità elettronica = energia liberata da un atomo
neutro gassoso isolato quando acquista un
elettrone dando uno ione negativo
Aumenta la carica
Nell’ambito dei periodi, l’affinità
nucleare e diminuisce
cresce per raggiungere il
ilelettronica
raggio atomico
massimo per gli alogeni.
Nell’ambito dei gruppi, l’affinità
elettronica diminuisce dall’alto verso il
basso perché gli elettroni vengono
addizionati a distanze sempre maggiori
dal nucleo per cui l’attrazione diminuisce
Gli elementi che hanno tendenza a perdere
elettroni di valenza per dare ioni positivi
(elementi elettropositivi) cioè hanno basse
energie di ionizzazione sono metalli.
Gli elementi elettronegativi con alta affinità
elettronica sono non metalli.
Gli elementi con carattere intermedio sono
semimetalli
Elettronegatività
Tendenza di un atomo ad
attirare verso se gli elettroni
che condivide con un altro
atomo a cui è legato
