Chimica: Modelli Atomici, Legami e Proprietà della Materia

Modelli atomici

Lo studio della struttura dell'atomo si è sviluppato attraverso numerose scoperte sperimentali e teoriche.

Scoperte sperimentali sull'elettrone

• Faraday: studi sull'elettricità e sul concetto di elettrone.
• Stoney: attribuì il nome di elettrone alla carica elettrica elementare.
• Tubo a raggi catodici (CRT): strumento per lo studio dei raggi catodici.
• Thomson: determinò il rapporto massa/carica dell'elettrone.
• Millikan: misurò la carica dell'elettrone.
• Goldstein: scoprì i raggi canale (positivi).
• Aston: sviluppò lo spettrometro di massa.

Evoluzione dei modelli atomici

• Thomson: modello a "panettone"; l'atomo è una sfera carica positivamente con elettroni incastonati. Studi su metalli, gas, dispersione e particelle alfa.
• Rutherford: l'atomo ha un nucleo centrale denso e positivo, con gli elettroni in orbita; il modello classico era instabile perché gli elettroni dovrebbero emettere energia. Successivamente Chadwick scoprì il neutrone.
• Bohr: combinò il modello di Rutherford con la teoria dei quanti di Planck. Gli elettroni occupano orbite con livelli di energia definiti, il momento angolare è quantizzato (n·h/2π) ed emettono o assorbono energia in forma di radiazione elettromagnetica quando passano tra livelli.
• Sommerfeld: introdusse le orbite ellittiche.
• Modello attuale: basato sul principio di indeterminazione di Heisenberg e sull'equazione di Schrödinger, che descrivono l'elettrone tramite orbitali.

Classificazione periodica degli elementi

Tentativi storici

• Triadi (Döbereiner)
• Vite tellurica (De Chancourtois)
• Ottave (Newlands)
• Tavola orizzontale (Mendeleev)
• Meyer e il bordo corto

Applicazioni della tavola periodica

La tavola periodica permette di prevedere la scoperta di nuovi elementi e di dedurre proprietà fisiche e chimiche, validando così le ipotesi sperimentali. Alcuni limiti dei primi modelli riguardavano l'idrogeno, la continuità delle proprietà e la mancanza di una chiara distinzione tra metalli e non metalli.

Legami chimici

Legame ionico

Secondo la teoria di Lewis, gli atomi tendono a completare l'ottetto e formano un reticolo cristallino.

Ciclo di Born-Haber: l'energia reticolare è calcolata come

-Q = S + 0,5·D + I − EA − U

dove S è la sublimazione, D la dissociazione, I l'energia di ionizzazione, EA l'affinità elettronica e U l'energia reticolare.

Proprietà:

• punto di fusione elevato;
• alta entalpia di vaporizzazione;
• rapporto r⁺/r⁻ determinante nella struttura;
• solubilità in solventi polari;
• conducibilità allo stato fuso o in soluzione (elettrolisi).

Legame covalente

Secondo Lewis gli atomi condividono elettroni per raggiungere l'ottetto. Le molecole possono essere omonucleari o eteronucleari, polari o non polari, con carattere ionico parziale in base alla differenza di elettronegatività.

Teorie: lunghezza di legame, energia di legame, risonanza e orbitali molecolari.

Legame metallico

Gli elettroni sono delocalizzati in bande di energia. Le leghe possono essere:

• Soluzioni solide: sostituzionali o interstiziali;
• Composti intermetallici: di composizione stechiometrica.

Stato gassoso

Leggi dei gas

• Avogadro: a pressione e temperatura costanti, V è proporzionale a n.
• Boyle-Mariotte: a temperatura e massa costanti, V è inversamente proporzionale a P.
• Gay-Lussac: a massa e volume costanti, P è proporzionale a T.
• Dalton: la pressione totale è la somma delle pressioni parziali (P = P₁ + P₂ + … , pᵢ = xᵢP).
• Graham: legge dell'effusione e della diffusione.

Gas reali

L'equazione di Van der Waals descrive il comportamento dei gas reali, tenendo conto del volume molecolare e delle interazioni intermolecolari.

Stato solido

Solidi molecolari

Nei nodi del reticolo sono presenti molecole legate da legami deboli. Hanno punti di fusione e di ebollizione bassi e sono generalmente morbidi e poco conduttori. Le interazioni possono essere:

• apolari (forze di London);
• polari (le restanti).

Solidi atomici

Sono duri, hanno punti di fusione molto alti e non sono conduttori (con eccezioni).

Solidi ionici

Sono solidi con legami ionici, duri e fragili, soggetti alle regole di struttura cristallina.

Soluzioni

Solubilità

• Solido-liquido: "il simile scioglie il simile". Dipendono dalla natura del soluto, dall'agitazione e dalla temperatura.
• Liquido-liquido: legge di Parkes.
• Gas-liquido: legge di Henry (a T costante, la solubilità è K·P).

Colloidi

Proprietà colloidali

• Effetto Tyndall
• Moto browniano
• Elettroforesi

Stabilità dei colloidi

• Colloidi liofili: stabilizzati da micelle solvatate; sono detti peptizzati.
• Colloidi liofobi: stabilizzati dall'adsorbimento di ioni; tendono a coagulare con l'aggiunta di elettroliti.
• Dialisi: separazione delle particelle colloidali dalle soluzioni ioniche.