Chimica Generale L. Falcigno, G. Morelli

Unit 1 - La chimica e la composizione della materia

La chimica

Che cosa è e che cosa studia la chimica.

La chimica è la scienza che descrive la materia, le sue proprietà e le trasformazioni che essa subisce e le variazioni energetiche associate ai processi.

Il termine chimica viene da alchimia.

Oggetti di studio della chimica sono principalmente:

• Le proprietà dei costituenti della materia (atomi);
• Le proprietà di ioni e molecole, costituite da singoli atomi o dalla combinazione di più atomi;
• Le proprietà delle specie chimiche, ciascuna delle quali caratterizzata da una specifica tipologia di entità molecolare e da particolari proprietà;
• Le proprietà delle miscele e dei materiali costituiti da una o più specie chimiche.

Tale studio della materia non è limitato alle sue proprietà e struttura in un dato istante, ma riguarda anche le sue trasformazioni, dette reazioni chimiche (che comportano la rottura dei legami che tengono uniti gli atomi appartenenti alla stessa entità molecolare e la formazione di nuovi legami per dare origine a nuove entità molecolari).

Il metodo scientifico

Per eseguire osservazioni scientifiche che abbiano carattere di verità universale è necessario applicare le seguenti regole:

1. Osservare e descrivere un dato fenomeno;

2. Formulare un'ipotesi che lo possa spiegare;

3. Prevedere una o più conseguenze dipendenti da quest'ipotesi;

4. Verificare in modo sperimentale le conseguenze;

5. Concludere (valutare): confermare o confutare l'ipotesi iniziale;

Quando le conseguenze confermano le ipotesi, si parla di oggettività delle osservazioni e si costruisce una legge; da un insieme di leggi, si costruisce una teoria.

La materia: sostanze ed elementi

La materia è costituita da sostanze ed elementi.

Sostanze ed elementi possono essere definiti così:

Sostanza: Ammontare di materia che possiede proprietà chimiche e fisiche ben definite, per esempio, punto di fusione e densità (in certe condizioni), solubilità (in certi solventi), eccetera.

Elemento: Un elemento chimico è una sostanza pura costituita da un unico tipo di unità fondamentali, quelli che lo caratterizzano.
 

Una serie di osservazioni sulla materia ha portato a sviluppare la convinzione che sostanze ed elementi puri sono costituiti da atomi e quindi a sviluppare la teoria atomica della materia.

Introduzione alla Teoria atomica

Le principali osservazioni e teorie che hanno portato alla convinzione che la materia è costituita da atomi sono elencate di seguito.

1) Legge della conservazione della massa

"La somma delle masse delle sostanze reagenti è uguale alla somma dei prodotti" Questa legge è dovuta ad Antoine Laurent Lavoisier (1743-1794) che studiò l'ossidazione del mercurio a ossido di mercurio, valutando come nella reazione diretta e nel processo inverso la massa di mercurio e di ossigeno (presente nell'aria) veniva conservata.

2) Legge di Proust o delle proporzioni definite

"Un composto chimico è formato da elementi sempre nella stessa proporzione in peso, indipendentemente da come sia stato sintetizzato”. Questa legge è dovuta a Joseph Luis Proust (1754 - 1826) che osservò come, per esempio, l'acqua è sempre costituita da 1 g di idrogeno e 8 g di ossigeno.

Introduzione alla Teoria atomica/2

3) Legge di Dalton sulle proporzioni multiple

"Quando due elementi si combinano per dare diversi composti, le quantità di un elemento che si combinano con una quantità fissa dell’altro stanno fra di loro in rapporti esprimibili mediante numeri interi piccoli". Questa legge è dovuta a John Dalton (1766-1844) che nel 1808 basandosi sui propri esperimenti, nei quali faceva reagire la stessa quantità di azoto con diverse quantità di ossigeno, formulò la terza (in ordine di tempo) legge fondamentale della chimica.

Esempio: osservando i composti formati da Ossigeno e Azoto, si nota che:

14 g di N (azoto) si possono combinare con 8, 16, 24, 32, 40 g di O (ossigeno) dando composti diversi.

4) Legge di Avogadro sui gas

"Volumi uguali di gas chimicamente differenti contengono lo stesso numero di particelle purchè a pari condizioni di temperatura e pressione". Avogadro osservò che, per esempio:

1 m³ di H₂ (N molecole di H₂) + 1 m³ di Cl₂ (N molecole di Cl₂) producono 2 m³ di HCl (2N molecole di HCl) secondo la reazione: H₂ + Cl₂ = 2 HCl

La Teoria Atomica

Dalla combinazione delle osservazioni sperimentali di Lavoisier, Proust, Dalton e Avogadro, e dalle leggi da loro postulate, è possibile sviluppare la Teoria Atomica relativa alla composizione della materia.

• La materia è formata da particelle indivisibili e indistruttibili, gli atomi.
• Gli elementi sono sostanze pure formati da atomi tutti uguali e con la stessa massa.
• Atomi di elementi diversi (idrogeno, ossigeno, carbonio,...) hanno diverse proprietà e hanno masse diverse.
• I composti sono sostanze formate dall'unione di due o più atomi diversi che si combinano secondo un rapporto definito e intero.
• Gli atomi sono le unità delle trasformazioni chimiche.

Se si accetta che la materia è costituita da atomi, il passo successivo è quello di indagare sulla composizione e sulle proprietà degli atomi dei singoli elementi chimici.

La composizione degli atomi

I primi esperimenti eseguiti per comprendere la composizione degli atomi furono eseguiti da Thomson. L'esperimento di Thomson consentì di comprendere che nell'atomo sono presenti particelle cariche. Immettendo atomi di idrogeno a bassa pressione in un tubo di vetro e applicando una opportuna differenza di potenziale, Thomson osservò che l'atomo si divideva in particelle cariche negativamente che si indirizzavano verso l'elettrodo positivo e particelle cariche positivamente che erano accelerate verso il polo negativo.

Le particelle negative, chiamate elettroni, costituivano quindi i raggi catodici.

Nella figura allegata è mostrato il comportamento in diverse condizioni dei raggi catodici, fasci di elettroni, generati dall'applicazione di un campo elettrico su atomi di idrogeno. Thomson verificò anche che era possibile far deflettere i fasci di particelle cariche applicando un secondo campo elettrico perpendicolare al moto delle particelle. Questo secondo campo elettrico faceva deflettere il cammino delle particelle. Dal momento che si osservava una diversa deflessione fra i due tipi di particelle, Thompson potè dimostrare che il rapporto carica/massa delle particelle elettroni era molto maggiore di quello posseduto dalle particelle cariche positivamente.

La composizione degli atomi/2

L'esperimento di Thomson, oltre a consentire l'individuazione delle particelle cariche nell'atomo, portò alla determinazone del valore numerico del rapporto carica/massa dell'elettrone.

Applicando un campo elettrico perpendicolare al moto degli elettroni, grazie alla presenza di piastre cariche di lunghezza l, e aplicando le leggi della fisica classica:

eE = ma; a = eE/m

la deflessione δ risulta uguale a 1/2 at² da cui risulta che:

δ = 1/2 e E / m (l/v)²

Applicando poi un campo magnetico perpendicolare al campo elettrico fu possibile calcolare il valore della velocità, v. Inserendo il valore di v nella relazione sopra, fu possibile calcolare il rapporto carica /massa dell'elettrone:

e/m = 2δ/l² E/H² da cui: e/m = 1.76.10⁸ C/g

La composizione degli atomi/3

Se l'esperimento di Thomson consentì di derminare il valore del rapporto carica/massa della particella elettrone, il successivo esperimento di Millikan permise di individuare il valore della carica, e quindi della massa, dell'elettrone.

L'esperimento si basa sull'osservazione del comportamento macroscopico di gocce d'olio nebulizzate.

In particolare si osserva la caduta, per gravità, di una goccia d'olio attraverso il fluido aria e lo si paragona con la caduta della stessa goccia d'olio caricata con elettroni e sottoposta oltre che alla caduta per gravità anche all'accelerazione di un campo elettrico.

Paragonando i due comportamenti fu possibile determinare il valore della carica minima portata dalla goccia d'olio. La carica minima doveva corrispondere alla carica dell'elettrone trasportato dalla goccia d'olio.

Pertanto si determinarono:

q (carica dell'elettrone) = 4.8.10-10 C

m (massa dell'elettrone) = 9.1.10-28 g

Grandezze delle particelle atomiche

A seguito degli esperimenti descritti si poteva concludere che nell'atomo vi sono tre particelle principali: protone, neutrone ed elettrone.

La carica e la massa di queste particelle sono elencate sotto:

elettrone: q = -1.6.10^-19 C m = 9.1094.10^-31 Kg

neutrone: q = 0 m = 1.6749.10^-27 Kg

protone: q = 1.6.10^-19 C m = 1.6726.10^-27 Kg

Come si può osservare protone ed elettrone hanno la stessa carica elettrica, ma di segno opposto: negli atomi neutri il numero di protoni ed elettroni deve essere uguale.

Il neutrone invece è una particella priva di carica elettrica.

Per quanto riguarda la massa, il protone e il neutrone posseggono quasi la stessa massa ed entrambi sono molto più pesanti dell'elettrone.

L'esperimento di Rutherford

L'esperimento di Ernest Rutherford (1871 - 1937) riuscì a chiarire come erano distribuite le particelle atomiche all'interno del volume occupato da un atomo.

Una sottile lamina di oro viene colpita con delle particelle alfa ad alta energia prodotte da una sorgente radioattiva. Invece di attraversare indisturbate, come ci si aspettava in base all'energia delle particelle, la lamina d'oro, alcune particelle venivano deflesse secondo angoli piccoli, ma anche molto acuti.

Per spiegare la deflessione delle particelle, e in particolare che alcune di loro tornavano indietro con angoli acuti, Rutherford postulò un modello nucleare dell'atomo secondo il quale la maggior parte della massa è concentrata in punti di piccolo volume (nuclei dell'atomo) e quindi ad alta densità. Le particelle alfa che colpivano questa zona ad alta densità rimbalzavano indietro.

La conclusione è che le particelle più pesanti, protoni e neutroni, occupano uno spazio centrale molto piccolo dell'atomo che chiamiamo nucleo. Gli elettroni sono invece liberi di muoversi in tutto il volume dell'atomo.

Unit 2 - Isotopi, massa atomica, mole

Numero atomico Z e numero di massa A

Il numero di protoni (p⁺), che è uguale a quello degli elettroni (e^-) in un atomo neutro, si chiama numero atomico e si indica con il simbolo Z.

Z = numero atomico, n° di protoni

La somma del numero di protoni e di neutroni (n) presenti nel nucleo di un atomo si chiama numero di massa e si indica con il simbolo A.

A = numero di massa, cioè protoni + neutroni

Isotopi

• Gli isotopi sono atomi di uno stesso elemento che differiscono per la loro massa.
• La maggior parte degli elementi è distribuita in natura sotto forma di isotopi.

Quindi gli isotopi (o nuclidi) hanno lo stesso numero atomico Z, ma diverso numero di massa A.

Per esempio, il Carbonio (Z=6) è presente in natura al 98.9 % come ¹²C (A=12) e all' 1.1 % come ¹³C (A=13).

Il numero di protoni (come di elettroni) è 6 e conferisce l’identità chimica all’elemento. Il numero di neutroni, invece, è pari a 6 nel caso dell’isotopo ¹²C e pari a 7 nel caso dell’isotopo ¹³C.

Isotopi dell’idrogeno

L’idrogeno esiste in natura sotto forma di tre isotopi: idrogeno (H) 99.98 5%, deuterio (D) 0.015 % e tritio (T). Quest’ultimo è radioattivo e presente solo in tracce.

H ha un protone (1 elettrone) Z=1 e 0 neutroni (A=1)

D ha un protone (1 elettrone) Z=1 e 1 neutrone (A=2)

T ha un protone (1 elettrone) Z=1 e 2 neutroni (A=3)

Quando l’atomo di idrogeno forma ioni perdendo e^- (H⁺) o acquistando e^- (H^-) l’identità chimica non cambia (Z=1): cambia solo il numero di elettroni.

Massa Atomica

In base al Sistema Internazionale dei Pesi e Misure l’unità di massa è il chilogrammo (kg) o suoi multipli/sottomultipli.

Se volessimo esprimere in kg la massa di un atomo o delle particelle sub-atomiche (protoni, neutroni, elettroni) ci troveremmo di fronte a numeri estremamente piccoli e poco agevoli da maneggiare nei calcoli.

massa di un atomo → 10^-25- 10^-27 Kg

Si pone, quindi, la scelta di una diversa scala di misura per le masse di particelle microscopiche.

Si è convenuto di usare come unità di massaatomica (uma o u) 1/12 della massa del nuclide ¹²C.

Unità di massa atomica

Si definisce 1 unità di massa atomica la dodicesima parte della massa in grammi del ¹²C che è uguale a:

1 uma (u) = 1.6605 × 10^-24 g ( o ×10^-27 Kg)

massa atomica¹²C = 12 u (numero esatto)

Con questa unità di misura le masse di protone e neutrone sono circa 1.

• massa protone → 1.0073 u
• nassa neutrone → 1.0087 u
• massa elettrone → 0.00055 u

La massa di tutti gli atomi viene espressa in u (in testi più vecchi anche uma, amu o m_u).

Massa atomica relativa

È il rapporto tra la massa di un atomo e la dodicesima parte della massa del ¹²C.

Mr = mA / m(¹²C)/12

La massa relativa è un numero puro (adimensionale).

Le masse dei vari atomi hanno un valore assoluto espresso in uma uguale alla Mr.

massa atomica ¹⁶O = 15.9949 u

~ alternativamente ~

massa atomica relativa ¹⁶O = m.a. ¹⁶O = 15.9949 (numero puro)

Nota che:

massa atomica O = 15.9994 u

La massa atomica di un elemento nella Tavola periodica è una massa atomica media, calcolata tenendo conto dell' abbondanza naturale di ciascun isotopo e della rispettiva massa.

Esempio. L’ossigeno naturale consiste di ¹⁶O (15.9949 u) pe r il 99.759%, ¹⁷O (16.9991 u) per lo 0.037 % e di ¹⁸O (17.9991 u) per lo 0.204%. Calcolare la massa atomica media dell’ossigeno.

(15.9949 × 0.99759) u + (16.9991× 0.00037) u + (17.9991× 0.00204) u = 15.9994 u

Massa molecolare e peso formula

Somma delle masse atomiche (in u) o masse atomiche relative degli elementi contenuti in una molecola della sostanza.

Peso formula

Nei casi in cui non si individua una molecola discreta (es. NaCl, SiO₂) il peso formula è la somma delle masse atomiche relative degli elementi presenti nella formula del composto.

Esempio. Determinare la massa molecolare di SO₃

Massa atomica di S = 32.064 u

Massa atomica di O = 15.9994 u

La massa molecolare si ottiene moltiplicando per 1 (1 atomo di S in SO₃) la massa atomica di S e sommandola alla massa atomica di O moltiplicata per 3 (3 atomi di O in SO₃).

(1 × 32.064) u + (3 × 15.9994) u = 80.062 u

Mole

La mole è l'unità di misura della grandezza fondamentale ammontare di sostanza.

Definizione:

La mole è l'ammontare di sostanza di un sistema che contiene tante unità (molecole, atomi, ioni, etc.) quanti atomi sono contenuti in 12g di ¹²C.

Quanti sono questi atomi?

Numero di Avogadro

Per calcolare quanti atomi sono contenuti in 12 g del nuclide ¹²C dobbiamo dividere la massa totale (g) per la massa di un singolo nuclide ¹²C (g).

numero di atomi ¹²C = 12 g / m¹²C (g)

La massa atomica di un nuclide ¹²C è pari a 12 u e poiché 1 u = 1.6605×10^-24 g espressa in grammi sarà 12 × 1.6605×10^-24 g.

numero di atomi ¹²C = 12 g / 12 × 1.6605×10^-24 g

ossia: numero di atomi ¹²C = 1/1.6605×10^-24

che è pari a 6.022 x 10²³ atomi di ¹²C. Questo numero si definisce numero di Avogadro NA.

6.022 ×10²³ mol^-1 = N_A Numero di Avogadro

Da notare che N_A è l’inverso dell’uma!

N_A = 1/uma oppure uma × N_A = 1 Questa relazione torna utile per definire la massa molare.

Massa molare (gmol-1)

La massa in grammi di una mole di qualsiasi elemento è espressa dallo stesso numero che ne esprime il peso atomico relativo o in uma.

La massa di una mole (PM) di atomi sarà:

PM = Mr (u) ×N_A

1 u = 1.6605 ×10^-24 g e N_A = 6.022 ×10²³ mol^-1

ma siccome 1 u (g)×N_A(mol^-1) = 1 g mol^-1 allora

PM = M_r(g mol^-1)

Massa molare (gmol-1): esempi

1 atomo di Ne pesa 20.179 u

1 mole di atomi di Ne pesa 20.179 g

Ciò vale anche per le molecole.

Esempio: M_r(CH₄) = 12.0 + 4×1.0 = 16.0 o M(CH₄) = 16.0 u

La massa di una mole di metano è 16.0 gmol^-1.

Il termine mole si applica sia alle molecole che agli atomi: si parla di “una mole di atomi di Ne” e di “una mole di molecole di CH₄”.

1 mole di qualsiasi sostanza è una quantità in grammi uguale al peso molecolare della sostanza espresso in u.m.a.

Stesso numero (18) per esprimere la massa di una molecola e di una mole, ma diverse unità (uma e grammi).

Se si riportano entrambi in grammi ci si rende conto della differenza: una molecola di H₂O ha una massa di 2.99×10^-23 g, mentre una mole di H₂O ha una massa di 18 g.

Relazione mole-particella

Esercizio 1.

A quante moli di atomi di nichel corrisponde un insieme costituito da 6.6540×10²² atomi di questo elemento?

Moli (n) = N particelle/N_A = 6.6540×10²² / 6.022×10²³ = 1.105×10^-1 mol

Esercizio 2.

Quanti atomi di potassio sono contenuti in 1.167×10^-2 moli di questo elemento?

N particelle = Moli × N_A

N_atomi K = 1.167×10^-2 mol × 6.022×10²³ mol^-1 = 7.029×10²¹ atomi

Relazione mole-grammi

m = massa in grammi [g]

PM = massa in grammi di una mole [gmol^-1]

n = numero di moli [mol]

numero di moli = massa (g) / massa molare (gmol^-1)

n = m /PM

Relazione mole-grammi: esempi

Esercizio 3.

Calcolare quante moli di cloruro di ammonio, NH₄Cl, sono contenute in 1.0821 g di composto.

Moli = grammi / PM

PM di NH₄Cl = 53.492 g mol^-1

Moli di NH₄Cl = 1.0821 g / 53.492 g mol^-1 = 0.020229 mol

Esercizio 4.

Calcolare la massa di 5.3 mol di nitrato di piombo, Pb(NO₃)₂, e quante moli di atomi di piombo, azoto e ossigeno sono contenute in questo campione.

m (grammi) = moli / PM

PM di Pb(NO₃)₂ = 331.20 gmol^-1

m (g) = 5.3 mol × 331.20 gmol^-1 = 1.8×10³ g

n Pb = n Pb(NO₃)₂ = 5.3 mol

n N = n Pb(NO₃)₂ × 2= 5.3 × 2 mol = 10.6 mol

n O = n Pb(NO₃)₂ × 6= 5.3 × 6 mol = 31.8 mol