Introduzione alla Chimica Inorganica – Le Basi e La Storia


La parola “CHIMICA” deriva da:

“KHEMEIA” : “Arte/Scienza degli abitanti della terra di Cam”. Secondo Dumas la chimica sarebbe nata dai fabbri, dai vetrai, dai vasai.

La CHIMICA studia la struttura, la composizione, le proprietà e le trasformazioni dei corpi. E’ la scienza delle molecole, ed influenza tutto ciò che ci circonda (Linus Pauling).

CLASSIFICAZIONE DELLA MATERIA

SOSTANZA: Forma di materia che ha una composizione definita e costante, e proprietà definite

ELEMENTO: Sostanza che non può essere separata in sostanze più semplici.

MISCELA OMOGENEA: Miscela che ha proprietà identiche in ogni punto.

MISCELA ETEROGENEA: Gli elementi che la compongono mantengono ciascuno la propria identità (es: Fe+S (limatura)).

Fu grazie al chimico italiano Amedeo Avogadro che abbiamo la prima effettiva definizione di molecola:

“Si formano le molecole quando due atomi uguali o diversi si combinano insieme” (A. Avogadro)

Tutta la natura è fatta di molecole, sotto forma di stati di aggregazione, di cui i principali sono: 1) solido; 2) liquido; 3) gas. Questi sono i principali, perché diversi in maniera evidente sia microscopicamente che macroscopicamente.

NUMERO DI ATOMICO, DI MASSA E GLI ISOTOPI

Gli isotopi furono scoperti da Soddy: egli osservò che esistevano alcune sostanze che avevano lo stesso numero di protoni, ma diverso numero di neutroni; questi conservano le stesse proprietà chimiche dell’elemento base, mentre le fisiche risultano molto simili.

Prendono il nome di “ISOTOPI”: “stesso posto”, poiché occupano la stessa casella dell’elemento normale nella tavola periodica. Questi elementi possiedono Z= ma diverso A(protoni+neutroni).

Anche proprio per questo motivo, e che cioè gli isotopi hanno stesso numero atomico Z, che essi sono collocati nella stessa casella del loro elemento base.

Z nella tavola periodica può essere omesso dalla casella, poiché facilmente ottenibile osservando la stessa.

Se A non è scritto, ci si riferisce all’elemento e a tutti i suoi isotopi.

IL NUMERO ATOMICO “Z”

Indica il numero di protoni, che in caso di elementi neutri, è uguale al numero di elettroni.

IL NUMERO DI MASSA “A”

E’ dato dalla somma del numero di protoni+neutroni. Sottraendo Z ad A troveremo N=n° neutroni.

LA MASSA ATOMICA

Per misurare la massa atomica, si scelse come riferimento il Carbonio-12 (con A=12); presero 1/12° del 12C e lo definirono come 1u.m.a.

1UMA= 1,67×10-24g 1molC=12g/6,022×1023(n°Avogadro)

Massa Atomica Media di un Atomo: 12×1,67×10-24g

1/12 è= 1,67×10-24g L’UMA e il n°Avogadro sono all’incirca reciproci

LA MASSA ATOMICA MEDIA (PESO MEDIO)

Quando diciamo che 1H pesa 1,008, ci riferiamo alla sua massa atomica media (PESO MEDIO), comprendente anche gli isotopi; infatti viene calcolata in base alla diffusione in percentuale degli elementi e dei loro isotopi sul nostro pianeta.

Esempio:

Il Boro “normale” è 5B; I suoi isotopi sono 10B e 11B.

Il Boro-11 è diffuso per l’80%, il Boro-10 per il 20%.

Allora si calcola: 10×20 + 11×80 = 1080/100 = 10,8 UMA.

-Nessun atomo di Boro pesa 10,8UMA, è la massa media !

  • Se prendo “1N°Avogadro di Boro” esso è 10,8UMA, e di quesi l’80% è il Boro-11, il 20% è il Boro-10

 

  • SPETTROMETRO DI MASSA

E’ lo strumento più diretto ed accurato per determinare le masse atomiche e molecolari. In esso un campione di gas viene bombardato da un flusso di elettroni ad alta energia. Le collisioni generate da questo flusso contro gli atomi gassosi producono specie cariche positivamente, dette IONI, per l’allontanamento di un elettrone dagli atomi o dalle molecole.

  • IONI: ANIONI E CATIONI

ANIONE: IONE NEGATIVO (-) = GUADAGNO DI ELETTRONI

CATIONE: IONE POSITIVO (+) = PERDITA DI ELETTRONI

11Na = 11 protoni=11 elettroni ==> 11Na+ = 11 protoni e 10 elettroni

 

…Un po’ di storia della chimica…

  • DEMOCRITOFu il primo ad affermare che gli ATOMI, immersi nel vuoto, vanno a costituire tutto ciò che ci circonda.

  • BOYLELe reazioni chimiche si hanno quando atomi legati ad altri, ma con scarsa affinità, vengono sostituiti da atomi con maggiore affinità. Un elemento non può essere scisso in sostanze più semplici; un composto è formato dall’unione di due o più elementi. Queste erano semplici intuizioni, tutt’altro che frutto di sperimentazioni, ma geniali.

  • NEWTON I corpi sono formati da particelle dette “minima”, che non si separano o rompono mai.

  • DALTON E’ considerato il fondatore dell’atomistica chimica moderna: usando miscele gassose studiò le relazioni tra gli elementi.
  • PRIESTLEY E’ lo scopritore dell’Ossigeno; suo fu “l’esperimento della pianta e del topolino”, in seguito alla quale affermò che l'”aria non è vuota”.

  • LAVOISIER Costruiva, per essere estremamente preciso, delle bilancie molto accurate. Superò totalmente la teoria del flogisto. Notò nel suo esperimento che, facendo reagire ad alte temperature il Mercurio con l’Ossigeno, si formava l’ossido di mercurio; misurando il tutto, giunse alla conclusione che:

LEGGE DI CONSERVAZIONE DELLA MATERIA (e dell’Energia) di LAVOISIER:

Nulla si crea, nulla si distrugge, ma tutto si trasforma: La somma delle masse delle sostanze che reagiscono è uguale alla somma delle masse delle sostanze che vengono prodotte.

Infatti osservando la reazione chimica del suo esperimento:

40gr 2Hg + 3,2gr O2 -> 2HgO -> 43,2gr Hgo (ossido di Mercurio)

DEFINIZIONE DI ATOMO

L’ATOMO è la più piccola parte di un elemento, e che conserva tutte le proprietà chimiche dello stesso

  • L. J. PROUST ci ha tramandato la:

LEGGE DELLE PROPORZIONALITA’ DEFINITE E COSTANTI

Quando due sostanze si legano per formare un composto, le loro masse si combinano in proporzioni definite e costanti.

  • DALTONsua è la:

LEGGE DELLE PROPORZIONI MULTIPLE di DALTON

Se due elementi vanno a formare diversi composti, posta fissa la quantità di uno degli elementi, essa sta, rispetto la quantità dell’altro elemento necessaria a reagire per formare un nuovo composto, in rapporti esprimibili con numeri interi piccoli.

  • AMEDEO AVOGADRO

Ebbe eccezionali intuizioni, come quella secondo cui le molecole di gas fossero biatomiche; questa ed altre sue teorie furono a lungo respinte dalla comunità scientifica, per poi essere riconosciute come vere e rimaste tali. Sua è l’importantissima legge seguente:

Volumi uguali di gas diversi, nelle stesse condizioni di temperatura e pressione, contengono lo stesso numero di particelle.(Dunque troviamo una prima realistica distinzione di “molecola”, intesa qui come particella)

  • CANNIZZARO

Italiano, allievo di Avogadro, riuscì a trovare il modo per calcolare il peso degli atomi, basandosi sulla misura della densità del vapore.

Fu grazie a lui che, nel 1860 in Germania, le tesi di Avogadro furono accettate, come la distinzione tra “elemento” e “molecola”.

  • MENDELEEV

Fu tra le persone che ascoltarono Cannizzaro in Germania nel 1860.

E’ l’inventore della tavola periodica, sebbene la sua fosse in realtà molto diversa dalla nostra; sin da subito comunque capì che qualche elemento mancava, doveva cioè essere ancora scoperto.

  • BUNSEN & KIRCHOFFInventarono lo SPETTROSCOPIO, di grandissima utlità, visto che grazie alle radiazioni possiamo comprendere quale elemento le sta emettendo, poiché ciascuno ha il suo spettro specifico, diverso da tutti gli altri.

  • A. VOLTA

Inventò la PILA DI VOLTA, il primo generatore statico di energia, adoperando dischi di rame e zinco, separati tra loro da dischi di feltro imbevuti di sostanza acida.

  • M. FARADAY

Lavorava nel laboratorio di Henry Davis per poter pagare le sue lezioni; qui però potè:

1) 1821: produrre un campo magnetico impiegando un conduttore attraversato da corrente eletttrica:

2)1831: scoprire l’induzione elettromagnetica.

A Faraday si deve la scoperta che la corrente elettrica può essere generata da variazioni di campo magnetico, scoprendo quindi l’elettromagnetismo, ed inventò la “Gabbia di Faraday”.