Elementi
di
Chimica
Lezione 01
Capitolo 1 - L’atomo e le molecole
Lo studio sistematico della chimica con il cosiddetto “metodo sperimentale" ha avuto inizio solo
pochi secoli fa.
Il metodo sperimentale consiste nell’effettuare lo studio dei fenomeni scientifici attraverso la loro
riproduzione o simulazione in laboratorio in modo da poterli eseguire più volte e misurare l’entità
delle cause e la corrispondente entità degli effetti. Diventa così possibile verificare, innanzi tutto, se
le stesse cause producono sempre gli stessi effetti e poi se fra le loro misure esista una correlazione
che possa essere rappresentata da un’espressione matematica.
Prima di procedere alla sperimentazione, è necessario formulare un’ipotesi su quali possono essere
le cause che producono determinati fenomeni e poi escogitare come simularli in laboratorio in modo
che siano riproducibili (cioè effettuabili più volte) e misurabili.
Un esempio molto semplice può servire a chiarire questo concetto.
Noi tutti sappiamo che se versiamo dello zucchero in una tazzina di caffè e agitiamo con un cucchiaino, lo zucchero si scioglie dolcificando il caffè, ma a volte, dopo averlo bevuto, notiamo che
sul fondo della tazzina rimane dello zucchero che non si è disciolto. Abbiamo forse anche notato
che se il caffè è freddo lo zucchero si scioglie più difficilmente.
Fatte queste osservazioni ci si può chiedere:
esiste una correlazione fra la quantità massima di zucchero che si può sciogliere in una certa
quantità di liquido?
se la correlazione esiste, come viene influenzata dalla temperatura del liquido?
Per rispondere in modo scientificamente rigoroso a queste domande bisogna eseguire un certo numero di prove (esperimenti) in un laboratorio dotato di un recipiente per contenere il liquido, di un
agitatore per mescolarlo,di un’apparecchiatura per riscaldarlo e di due strumenti di misura semplici
ma precisi: una bilancia e un termometro.
Per effettuare una prova si mette nel recipiente una quantità pesata di liquido, lo si riscalda e lo si
mantiene ad una temperatura voluta, misurata col termometro, dopo di che si versano a poco a poco
piccole quantità aggiuntive di zucchero agitando ogni volta fino a discioglierlo tutto. Ad un certo
punto lo zucchero aggiunto non si scioglie più e rimane visibile sul fondo del recipiente. La quantità
totale di zucchero aggiunta fino a quel punto è la massima quantità di zucchero che si scioglie in
quella determinata quantità di liquido a quella determinata temperatura.
Ripetendo l’esperimento con quantità variabili di liquido, ma sempre alla stessa temperatura, si possono determinare le quantità di zucchero che di volta in volta si sciolgono e quindi la correlazione
fra quantità di liquido e quantità di zucchero.
Ripetendo l’esperimento con quantità costanti di liquido, ma a diverse temperature, si trova la correlazione fra la quantità di zucchero e la temperatura.
Entrambe le correlazioni mostrano una proporzionalità diretta fra le grandezze in gioco e i valori
trovati permettono di ricavare delle formule matematiche con le quali è possibile calcolare, da quel
momento in poi, la quantità di zucchero che si può sciogliere in una certa quantità di quel liquido ad
ogni temperatura, senza bisogno di fare ulteriori esperimenti. Si è così trovata la “legge” di solubilità dello zucchero in quel liquido.
È evidente che quando i fenomeni sono più complessi di quello qui descritto tutti i procedimenti, le
apparecchiature e gli strumenti di misura diventano più complessi ed il rigore richiesto nella sperimentazione deve essere assoluto. Ed è importante soprattutto che l’esperimento sia “riproducibile”,
ossia che chiunque faccia l’esperimento in qualsiasi laboratorio ottenga gli stessi risultati.
Si è insistito su questi aspetti in un modo che può apparire eccessivo, ma lo si è fatto volutamente
per evidenziare che tutto quello che descriveremo in seguito è il risultato di un lavoro paziente, costante e rigoroso di un enorme numero di persone di cui solo pochi hanno avuto la fortuna, o il merito, di legare il loro nome alla scoperta delle conoscenze acquisite.
A tutti gli altri però va riconosciuto il merito di aver contribuito con il loro impegno ad accrescere la
nostra conoscenza del mondo che ci circonda.
La struttura dell’atomo
La prima grande risposta che la chimica ha finora dato alla ricerca dell’essenza della materia è stata
che la materia è costituita dall’aggregazione di particelle piccolissime chiamate “atomi”. La parola
atomo, introdotta dal filosofo greco Democrito nel V secolo a.c., letteralmente significa “non divisibile”. Con questa parola si designa la più piccola parte di un elemento che conserva le proprietà
chimiche dell’elemento stesso e, fino a non molto tempo fa, era considerata come la più piccola particella esistente in natura, quindi non ulteriormente divisibile.
In tempi più recenti si è scoperto che l’atomo è costituito a sua volta da particelle più piccole di cui
le principali sono i protoni, gli elettroni e i neutroni 1.
I protoni hanno una carica elettrica positiva, gli elettroni una carica negativa, mentre i neutroni non
hanno carica elettrica (Figura 1).
I protoni ed i neutroni si dispongono nella parte centrale e costituiscono il nucleo dell’atomo, gli elettroni, che sono particelle molto più piccole delle altre due, si dispongono alla periferia e ruotano
intorno al nucleo come pianeti intorno al sole. Il numero di protoni del nucleo è uguale al numero di
elettroni, cosicché le cariche elettriche positive e negative si compensano e l’atomo risulta elettricamente neutro.
La figura non dà un’idea esatta delle proporzioni relative di questi elementi. Infatti, mentre si vede
chiaramente che la maggior parte della massa dell’atomo è concentrata nel nucleo, non risulta altrettanto evidente che il diametro del nucleo è di circa 100 volte maggiore di quello degli elettroni e che
questi ruotano intorno al nucleo su una sfera che ha un diametro di circa 1000 volte maggiore di
quello del nucleo. In altri termini, se la figura fosse in scala e disegnassimo un elettrone con un cerchietto di 1 millimetro di diametro, dovremmo disegnare il nucleo con un diametro di 100 millimetri (pari a 10 centimetri) e il diametro delle orbite degli elettroni con un diametro di 100.000 millimetri (pari a 100 metri). Questo indica che gli spazi vuoti all’interno degli atomi sono molto più estesi di quelli occupati dalle particelle e ciò anche per quelle sostanze che a noi appaiono molto
compatte.
Gli elettroni, che sono caricati negativamente, vengono attratti dai protoni caricati positivamente ma
non cadono su di essi perché la forza elettrica di attrazione viene bilanciata dalla forza centrifuga
che agisce sugli elettroni a causa della loro veloce rotazione intorno al nucleo. È quello che avviene
1
In realtà ancora più di recente si è scoperto che anche queste particelle sono a loro volta costituite da altre più piccole,
ma non ci addentreremo in questo campo che esula dagli scopi di questo testo.
per i pianeti che ruotano intorno al sole; anch’essi sono soggetti alla forza di attrazione gravitazionale che viene bilanciata dalla forza centrifuga derivante dalla loro rotazione.
La caratteristica più importante di un atomo è il numero di protoni presenti nel nucleo. I vari elementi, infatti, si differenziano chimicamente fra loro proprio per il numero di protoni (e corrispondentemente di elettroni) presenti nel nucleo del loro atomo.
In natura esistono 92 elementi diversi, che partono dal più piccolo, l’idrogeno, il cui atomo è costituito da un protone e un elettrone, al più grande, l’uranio, il cui atomo è costituito da 92 protoni e 92
elettroni2.
La tabella riportata nelle Figure 2 - 5 elenca i 92 elementi ordinati secondo il numero di protoni (o
di elettroni) presenti nel nucleo, che prende il nome di “numero atomico” ed è indicato nella prima
colonna. Nella seconda colonna è riportato il nome e nella terza il simbolo chimico dell’elemento,
che è l’abbreviazione con cui esso è indicato nelle formule chimiche.
Nella quarta colonna infine è riportato il “peso atomico” che rappresenta quante volte la massa di
quell’elemento è maggiore della massa dell’atomo di idrogeno. Spieghiamo meglio questo concetto.
L’idrogeno è formato da un protone e da un elettrone e, poiché l’elettrone ha una massa trascurabile3, si può considerare che la massa dell’idrogeno è uguale alla massa di un protone ed è stata assunta come unità di misura delle masse atomiche 4, cioè uguale a 1. 3
Se nel nucleo degli altri elementi ci fossero solo protoni, la loro massa dovrebbe essere uguale al
numero atomico. Dalla tabella però si osserva sia che i pesi atomici degli altri elementi sono notevolmente diversi dal numero atomico sia che il peso atomico dell’idrogeno non è esattamente uguale a 1. Ciò dipende dal fatto che: 4
1. nel nucleo, oltre ai protoni, sono presenti anche i neutroni che hanno una massa uguale a
quella dei protoni. Pertanto la massa dell’atomo è la somma delle masse dei protoni e dei
neutroni, quindi è maggiore del numero atomico che è uguale al numero dei soli protoni
2. ogni elemento può avere nel suo nucleo un numero variabile di neutroni che ne fanno cambiare la massa ma non la caratteristica atomica che, come detto, è solo legata al numero dei
2
Recentemente sono stati ottenuti artificialmente una decina di altri elementi transuranici alcuni dei quali sono riportati
nella tabella in Figura 5.
3
4
La massa dell’elettrone è di circa 2000 volte più piccola di quella del protone
Come massa di riferimento sono state anche assunte, in seguito, la sedicesima parte della massa dell’atomo di ossigeno o la dodicesima parte della massa dell’atomo di carbonio, ma le ragioni che hanno consigliato queste scelte esulano
dallo scopo di questo testo e, comunque, non portano a risultati concettualmente diversi. È opportuno precisare comunque che i pesi atomici riportati nelle tabelle (Figure 2-5) sono riferiti all’isotopo di massa 16 dell’atomo di Ossigeno.
protoni. Gli atomi costituiti da uno stesso numero di protoni e numeri diversi di neutroni si
chiamano “isotopi”. Ogni elemento presente in natura è formato da una miscela di isotopi,
tutti con lo stesso numero di protoni ma con un numero di neutroni diverso l’uno dall’altro,
per cui la massa dell’elemento è la media pesata delle masse degli isotopi e quindi, in generale, non è un multiplo intero della massa di un protone.
L’idrogeno, in particolare, è formato da una miscela di 3 isotopi di cui uno, presente in prevalenza, ha un solo protone e nessun neutrone e quindi ha una massa uguale a 1, un secondo,
chiamato deuterio, ha un protone e un neutrone e quindi una massa uguale a 2, e infine un
terzo, chiamato trizio, ha un protone e due neutroni e una massa uguale a 3. Il peso atomico
dell’idrogeno è quindi la media pesata di queste masse che risulta pari a 1.008, come indicato in tabella. 5
Per chiarire meglio il concetto che la differenza chimica degli elementi dipende esclusivamente dal numero dei protoni presenti nel nucleo dell’atomo la Figura 6 mostra la struttura
dell’atomo dei primi sei elementi5.
Il primo elemento, l’idrogeno, è formato da un solo protone e da un solo elettrone e quindi il
suo numero atomico (in rosso prima del nome nella figura) è 1 e il suo peso atomico (in nero
dopo il nome) è 1.
Il secondo elemento, l’elio, è formato da due protoni (numero atomico 2) due elettroni e due
neutroni e, siccome gli elettroni hanno un peso trascurabile mentre i neutroni pesano come i
protoni, il peso atomico è 4.
Il terzo elemento, il litio, è formato da 3 protoni, 3 elettroni e 4 neutroni. Quindi il suo numero atomico è 3 ed il suo peso atomico è 7.
Il quarto elemento, il berillio, ha 4 protoni, 4 elettroni e 5 neutroni. Numero atomico 4, peso
atomico 9.
Il boro con 5 protoni, 5 elettroni, e 6 neutroni ha numero atomico 5 e peso atomico 11.
Il carbonio con 6 protoni, 6 elettroni e 6 neutroni ha numero atomico 6 e peso atomico 12.
E così via. Ogni elemento dell’elenco ha un protone e un elettrone in più di quello che lo
precede e questo determina la natura chimica dell’elemento, mentre il numero dei neutroni
non segue una regola fissa ma contribuisce a determinare il suo peso atomico.
5
Per maggior chiarezza la struttura riportata in figura è quella dell’isotopo prevalente e ciò spiega anche perché i pesi
atomici riportati sono numeri interi
Protone +
Neutrone
Elettrone −
Figura 1 – L’atomo Numero
Nome
Atomico
1
Idrogeno
H
Peso
atomico
1.008
Simbolo
Numero
Nome
Atomico
15
Fosforo
Simbolo
P
Peso
atomico
30.98
2
Elio
He
4.003
16
Zolfo
S
32.06
3
Litio
Li
6.940
17
Cloro
Cl
35.457
4
Berillio
Be
9.02
18
Argo
A
39.944
5
Boro
B
10.82
19
Potassio
K
39.096
6
Carbonio
C
12.01
20
Calcio
Ca
40.08
7
Azoto
N
14.008
21
Scandio
Sc
45.10
8
Ossigeno
O
16.000
22
Titanio
Ti
47.90
9
Fluoro
F
19.0
23
Vanadio
V
50.95
10
Neon
Ne
20.183
24
Cromo
Cr
52.01
11
Sodio
Na
22.997
25
Manganese
Mn
54.93
12
Magnesio
Mg
24.32
26
Ferro
Fe
55.85
13
Alluminio
Al
26.97
27
Cobalto
Co
58.94
14
Silicio
Si
28.06
28
Nichel
Ni
58.71
Figura 2 – Gli elementi chimici
Numero
Nome
Atomico
29
Rame
Cu
Peso
atomico
63.57
Zn
65.38
44
Simbolo
Numero
Nome
Atomico
43
Tecnezio
Tc
Peso
atomico
98
Rutenio
Ru
101.7
Simbolo
30
Zinco
31
Gallio
Ga
69.72
45
Rodio
Rh
102.91
32
Germanio
Ge
72.60
46
Palladio
Pd
106.7
33
Arsenico
As
74.91
47
Argento
Ag
107.88
34
Selenio
Se
78.96
48
Cadmio
Cd
112.41
35
Bromo
Br
79.916
49
Indio
In
114.76
36
Cripto
Kr
83.7
50
Stagno
Sn
118.7
37
Rubidio
Rb
85.48
51
Antimonio
Sb
121.76
38
Stronzio
Sr
87.63
52
Tellurio
Te
127.61
39
Ittrio
Y
88.92
53
Iodio
I
126.92
40
Zirconio
Zr
91.22
54
Xeno
Xe
131.3
41
Niobio
Nb
92.91
55
Cesio
Cs
132.91
42
Molibdeno
Mo
95.95
56
Bario
Ba
137.36
Figura 3 – Gli elementi chimici
Numero
Nome
Atomico
57
Lantanio
Simbolo
La
Peso
atomico
138.92
Numero
Nome
Atomico
71
Lutezio
Simbolo
Lu
Peso
atomico
174.99
58
Cerio
Ce
140.13
72
Afnio
Hf
178.6
59
Praseodimio
Pr
140.92
73
Tantalio
Ta
180.88
60
Neodimio
Nd
144.27
74
Tungsteno
W
183.92
61
Promezio
Pm
145
75
Renio
Re
186.31
62
Samario
Sm
150.43
76
Osmio
Os
190.2
63
Europio
Eu
152
77
Iridio
Ir
193.1
64
Gadolinio
Gd
156.9
78
Platino
Pt
195.23
65
Terbio
Tb
159.2
79
Oro
Au
197.2
66
Disprosio
Dy
162.46
80
Mercurio
Hg
200.61
67
Olmio
Ho
164.94
81
Tallio
Tl
204.39
68
Erbio
Er
167.2
82
Piombo
Pb
207.21
69
Tulio
Tm
169.4
83
Bismuto
Bi
209.00
70
Itterbio
Yb
173.04
84
Polonio
Po
210
Figura 4 – Gli elementi chimici
Numero
Nome
Atomico
85
Astato
86
Radon
At
Peso
atomico
210
Rn
222
94
Simbolo
Numero
Nome
Atomico
93
Nettunio
Simbolo
Peso
atomico
Np
Plutonio
Pu
87
Francio
Fr
223
95
Americio
Am
88
Radio
Ra
226.05
96
Curio
Cm
89
Attinio
Ac
227
97
Berchelio
Bk
90
Torio
Th
232.12
98
Californio
Cf
91
Protoattinio
Pa
231
99
Einsteinio
Es
92
Uranio
U
238.07
100
Fermio
Fm
101
Mendelevio
Md
102
Nobelio
No
103
Laurenzio
Lw
Figura 5 – Gli elementi chimici
1 Idrogeno 1
2 Elio 4
3 Litio 7
4 Berillio 9
5 Boro 11
6 Carbonio 12
Figura 6 – Alcuni elementi chimici (isotopi prevalenti)
