Cultura & Informazione da...

Associazione culturale

Idee & Sapori

P.IVA e Cod.fisc.:

04 87 64 90 28 7

 

e-mail: Questo indirizzo email è protetto dagli spambots. E' necessario abilitare JavaScript per vederlo.

Pec: Questo indirizzo email è protetto dagli spambots. E' necessario abilitare JavaScript per vederlo.

 

Contatti

Presidente: Bartolomei Loris

Vice-Presidente: Zaupa Orietta

 

Informativa sulla Privacy
e sulla navigazione del sito

Cerca nel sito

Collaborazioni

Partnes istituzionali

 

 

AssoCuochi Treviso

 

 Il Guado dell'Antico Mulino

 

Loco card

 

Progetti e partecipazioni

 

Comunità dei

Bisicoltori Veneti

 

 Tavolo di coordinamento

dei Prodotti tipici

della Provincia di Padova

 

Tesseramento

 

 

Promozione eventi

Aiutaci a crescere,

clicca Mi Piace ...

 

Promozione eventi:

 

 

 Chimica

 

Descrizione

«Nulla si crea, nulla si distrugge, tutto si trasforma».

(Antoine-Laurent de Lavoisier)

 

La chimica (dall'arabo "al kimiaa", الكيمياء) è la scienza, o più precisamente quella branca delle scienze naturali, che interpreta e razionalizza la struttura, le proprietà e le trasformazioni della materia.

Lo studio della chimica ha interessato, anche per motivi pratici derivanti dalle sue applicazioni tecnologiche, le varie popolazioni dell'umanità fin dai tempi antichi. Dal II secolo a.C. si sviluppò, a partire dall'Egitto tolemaico, l'alchimia, un insieme di conoscenze sulla materia e le sue trasformazioni legate a convinzioni filosofiche ed esoteriche; da essa derivò la chimica moderna (in seguito alla rivoluzione scientifica, e più precisamente alla rivoluzione chimica alla fine del XVIII secolo). Anche nel periodo seguente la chimica continuò ad evolversi, perché sempre nuove scoperte ne ampliarono i campi di interesse e i metodi impiegati.

Oggetto di studio della chimica sono le proprietà e le strutture dei costituenti della materia (atomi, molecole, cristalli e altri aggregati) e le loro interazioni reciproche, da cui hanno origine gli stati della materia.

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.

Sono studiati anche gli effetti di tali proprietà e interazioni tra i componenti della materia su quelle degli oggetti e della materia con cui comunemente abbiamo a che fare, e le relazioni tra di essi, il che determina un'ampia importanza pratica di tali studi. Si tratta quindi di un campo di studi molto vasto, i cui settori sono tradizionalmente suddivisi in base al tipo di materia di cui si occupano o al tipo di studio.

La conoscenza della struttura elettronica degli atomi è alla base della chimica convenzionale, mentre la conoscenza della struttura del nucleo atomico e delle sue trasformazioni spontanee ed indotte è alla base della chimica nucleare.

La rottura e la formazione dei legami tra gli atomi e le molecole sono responsabili della trasformazione della materia.

La chimica è anche stata definita come "la scienza centrale" (in inglese central science) perché connette le altre scienze naturali, come l'astronomia, la fisica, le scienze dei materiali, la biologia e la geologia.

 

Storia della chimica

Due erano le principali scuole di pensiero della filosofia naturale elaborata dai Greci: Democrito sosteneva che la natura fosse formata da corpuscoli indivisibili (gli atomi) che si uniscono e separano in uno spazio vuoto, mentre Aristotele ipotizzava la struttura continua della materia risultante dalla combinazione degli elementi acqua, aria, terra e fuoco.

Tra il II e V secolo d.C. si sviluppa ad Alessandria d'Egitto l'alchimia, che conservava le origini filosofiche unite a una forte connotazione esoterica. In questo contesto l'alchimista, o "mago naturale", si poneva come tramite tra macrocosmo e microcosmo, divino e umano. Due erano gli obiettivi fondamentali degli alchimisti, da realizzare con l'ausilio della pietra filosofale: la trasmutazione dei metalli in oro, che corrispondeva anche all'elevazione verso la perfezione delle qualità spirituali umane, e la possibilità di curare ogni genere di malattia e creare la vita. Nel XVI secolo assumeva autonomia propria la branca definita iatrochimica, che ebbe i maggiori contributori in Paracelso e Jean Baptiste van Helmont e che si prefissava di correlare i processi chimici che avvengono all'interno dell'organismo umano con gli stati patologici e con i possibili rimedi.

Nella seconda metà del XVII secolo, con l'introduzione del metodo sperimentale da parte di Robert Boyle, si pongono le basi per lo sviluppo della chimica moderna. Lo spartiacque tra alchimia e chimica può essere considerato l'anno 1661, con l'uscita del libro di Boyle Il chimico scettico.

Successivamente il lavoro di Antoine Lavoisier, che enunciò per primo la legge della conservazione della massa e confutò la teoria del flogisto, segnò il definitivo superamento dell'alchimia. Nel 1807 Jöns Jacob Berzelius fu uno dei primi a utilizzare il termine "chimica organica" in riferimento alla chimica che caratterizzava i composti prodotti dal regno animale, contrapposti a quelli di origine minerale e di pertinenza della chimica inorganica; sarà Friedrich Wöhler nel 1828 a dimostrare che i composti organici possono essere ottenuti anche da sintesi in laboratorio, riuscendo a sintetizzare l'urea a partire da sostanze inorganiche.

Nel 1869 Dmitrij Mendeleev e Julius Lothar Meyer ordinarono gli elementi chimici sistemandoli all'interno della tavola periodica, disposti ordinatamente in base al loro peso atomico. Nel 1937 l'italiano Emilio Segrè scoprì il tecnezio, primo elemento chimico artificiale, e negli anni seguenti verranno sintetizzati artificialmente molti altri nuovi elementi che andranno ad arricchire la tavola periodica.

 

Concetti base

Atomi e molecole

La materia è formata da particelle elementari, chiamate atomi: in natura ne esistono un centinaio di tipi, e ognuno di essi ha struttura e proprietà differenti.

Quando gli atomi si combinano fra loro si generano delle molecole. Queste ultime possono essere costituite da atomi tutti uguali fra loro, formando quelle che vengono definite le sostanze semplici (ad esempio N2, O2 e S8), mentre le molecole costituite da atomi diversi sono caratteristiche delle sostanze composte (ad esempio H2O, C12H22O11 e H2SO4).

Per indicare la quantità di sostanza si fa uso della "mole". Una mole di sostanza risulta costituita da un numero di Avogadro (6,022 x 1023) di atomi o molecole. Considerando che una mole di acqua pesa circa 18 grammi, è facile intuire che la materia che ci circonda è costituita da un enorme numero di particelle elementari.

 

I legami chimici e le forze di attrazione intermolecolare

Gli atomi possono legarsi fra loro, e la forza di natura elettrostatica che li unisce viene definita legame chimico. Tale legame, caratterizzato da intensità differente in relazione al composto a cui dà origine, è fondamentale nel conferire la particolare reattività e stabilità del composto stesso, nonché nel determinarne la struttura e geometria molecolare caratteristica.

Esistono poi forze intermolecolari, di minore intensità rispetto al legame chimico, che attraggono atomi e molecole fra di loro. Tali forze originano quello che viene comunemente definito legame chimico secondario e hanno un ruolo importante nel determinare lo stato fisico di una sostanza. Sono inoltre responsabili anche della struttura secondaria, terziaria e quaternaria delle proteine.

 

Stati e aggregazione della materia

I composti chimici possono presentarsi in diversi stati di aggregazione, tra cui solido, liquido, aeriforme (vapore o gas) ed infine plasma.

La temperatura di un corpo è direttamente legata al movimento microscopico (o meglio all'energia cinetica microscopica) delle particelle elementari (molecole): in particolare a bassa temperatura le molecole sono attratte fra loro tramite legami più energetici, per cui l'unico moto a cui possono essere sottoposte è quello vibrazionale; lo stato della materia associato a questa condizione è lo stato solido.

All'aumentare della temperatura, le molecole acquistano energia in quanto sono legate da legami meno energetici, per cui hanno la capacità di esprimere tre tipologie di moto: traslazionale, rotazionale e vibrazionale; lo stato della materia associato a questa condizione è lo stato liquido.

Un ulteriore aumento di temperatura indebolisce ulteriormente i legami che intercorrono tra le molecole, per cui aumentano ulteriormente le distanze tra le molecole e quindi il volume occupato dall'intero sistema; lo stato della materia associato a questa condizione è lo stato di aeriforme.

Infine, ionizzando un gas, otteniamo il plasma, che si ritiene costituisca il 99% della materia nell'Universo.

Si parla inoltre di "fase" per indicare una porzione omogenea di un sistema termodinamico. A seconda dello stato di aggregazione, si parla di "fase solida", "fase liquida" o "fase aeriforme". I concetti di "fase" e "stato di aggregazione" non vanno confusi: infatti un sistema può essere in un determinato stato di aggregazione ma presentare più fasi. Un esempio è dato dai liquidi immiscibili (come acqua e olio), che condividono lo stesso stato di aggregazione (cioè liquido) ma sono pertinenti a due fasi distinte (infatti l'olio se versato in un contenitore contenente acqua forma uno strato sulla superficie del liquido, diviso in maniera netta dall'acqua sottostante).

Un sistema composto da una singola fase è quindi omogeneo, mentre un sistema composto da più fasi è eterogeneo.

 

I composti chimici e le miscele

Quando gli atomi si legano fra loro in proporzioni definite e costanti si ottengono dei composti chimici (ad esempio l'acqua, H2O ). I composti, oltre ad avere composizione chimica differente rispetto alle sostanze originarie che li hanno prodotti, hanno anche differenti proprietà chimiche e fisiche rispetto a tali sostanze.

I sistemi formati da più composti chimici sono detti miscele, e possono essere a loro volta omogenei o eterogenei. Un particolare tipo di miscela omogenea sono le soluzioni, formate da un solvente (composto presente in quantità maggiore) e da uno o più soluti (composto presente in quantità minore).

 

Reazioni chimiche

Una reazione chimica è un processo chimico tramite il quale atomi, ioni o molecole che costituiscono le sostanze iniziali (chiamate reagenti) si combinano fra loro originando le sostanze finali (chiamate prodotti). La composizione e le proprietà chimico-fisiche dei prodotti sono differenti rispetto ai reagenti.

I reagenti prendono parte alla reazione secondo rapporti in massa ben stabiliti, in base al loro coefficiente stechiometrico; la stechiometria di reazione permette di calcolare il quantitativo teorico di prodotti ottenibili.

Una reazione che avviene producendo calore viene detta esotermica, mentre una reazione che avviene assorbendo calore dall'ambiente esterno viene detta endotermica.

Mentre la termochimica permette di stabilire se una data reazione può avvenire spontaneamente in determinate condizioni, la cinetica chimica si occupa di analizzare il meccanismo di reazione e di determinare se una data reazione chimica possa procedere con una velocità di reazione accettabile. Molte reazioni spontanee non avrebbero luogo senza la presenza di un catalizzatore, proprio perché presenterebbero altrimenti una velocità bassissima. La presenza del catalizzatore è necessaria a superare un "muro" energetico che impedisce alla reazione di avvenire. Una volta che la reazione è iniziata, può in certi casi "autoalimentarsi", per cui la presenza del catalizzatore non è più necessaria da un certo momento in poi. Un meccanismo simile avviene nelle reazioni di combustione: queste infatti hanno bisogno di un innesco iniziale per avere luogo (ad esempio una scintilla), ma una volta che la combustione ha avuto origine, si ha produzione di calore che autoalimenta la reazione stessa.

 

Alcuni esempi di reazioni chimiche sono:

- Ossido-riduzioni:

---- Es. K2Cr2O7 + 6 FeSO4 + 7 H2SO4 → Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 3 Fe2(SO4)3 + 7 H2O

- Reazioni acido-base:

---- Es. NaOH + HCl → NaCl + H2O

- Decomposizione:

---- Es. CaCO3 → CaO + CO2

- Doppio scambio:

---- Es. KCl + NH4NO3 → KNO3 + NH4Cl

- Precipitazione:

---- Es. AgNO3 + NaCl → NaNO3 + AgCl ↓

- Complessazione:

---- Es. CuCl2 + NH3 → [Cu(NH3)4]Cl2

- Reazioni organiche:

---- Es. l'acetilazione dell'acido salicilico con anidride acetica a formare acido acetilsalicilico e acido acetico:

---- C7H6O3 + C4H6O3 → C9H8O4 + C2H4O2

 

La freccia verso destra (→) sta indicare il verso in cui la reazione avviene. In questo caso bisogna anche specificare le condizioni in cui si opera (tra cui temperatura e pressione), in quanto la reazione inversa (cioè da destra verso sinistra) può essere favorita per talune condizioni. Nel caso più generale, i reagenti (primo membro) e i prodotti (secondo membro) sono separati dal segno "=". <span style="font-size: medium;">Il simbolo della freccia verso il basso (↓) indica una sostanza che precipita come corpo di fondo. La precipitazione però non avviene se le condizioni in cui si opera sono tali che da rendere la solubilità del prodotto nella soluzione molto elevata. Nella notazione chimica si utilizza talvolta anche il simbolo di una freccia verso l'alto (↑), ad indicare che il prodotto è gassoso alle condizioni in cui avviene la reazione.

 

Equilibrio chimico

L'equilibrio chimico è una condizione di equilibrio dinamico che si ha quando i prodotti di una reazione chimica reagiscono a loro volta fra loro riformando i reagenti di partenza.

Una reazione di equilibrio viene indicata utilizzando le doppie frecce che puntano in verso opposto, invece di utilizzare la classica freccia che punta dai reagenti verso i prodotti. Un esempio è il seguente:


 

In teoria tutte le reazioni chimiche possono essere considerate di equilibrio, ma nella pratica comune quelle caratterizzate da valore di costante di equilibrio molto alta sono considerate reazioni "a completamento" (cioè che avvengono verso una sola direzione). La costante d'equilibrio K è definita dal rapporto dell'operazione di moltiplicazione delle concentrazioni delle sostanze prodotte, ognuna elevata al proprio coefficiente stechiometrico, rispetto all'operazione di moltiplicazione delle concentrazioni delle sostanze reagenti, ognuna elevata al proprio coefficiente stechiometrico. Considerando l'esempio precedente di due reagenti e due prodotti, vale la relazione:


 

La costante di equilibrio K è una costante in condizioni di temperatura costante (e pressione costante, nel caso dei gas. La costante di equilibrio può essere espressa anche in termini di rapporti tra pressioni parziali o anche frazioni molari.

 

Leggi della chimica e della fisica

Tutte le reazioni chimiche e le trasformazioni fisiche avvengono secondo leggi chimico-fisiche. Di seguito viene presentato un elenco degli enunciati di alcune leggi di particolare importanza nell'ambito della chimica.

- Leggi sui gas:

---- Legge dei gas perfetti: mette in relazione fra loro le funzioni di stato quantità di sostanza, pressione, volume e temperatura di un gas perfetto.

---- Legge delle pressioni parziali: la pressione totale esercitata da una miscela ideale di gas ideali è uguale alla somma delle pressioni parziali che sarebbero esercitate dai gas se fossero presenti da soli in un eguale volume.

---- Legge di Boyle-Mariotte: in condizioni di temperatura costante la pressione di un gas è inversamente proporzionale al suo volume.

---- Prima legge di Gay-Lussac: in condizioni di pressione costante il volume di un gas aumenta linearmente all'aumentare della temperatura.

---- Seconda legge di Gay-Lussac: in condizioni di volume costante la pressione di un gas aumenta linearmente all'aumentare della temperatura.

---- Legge di van der Waals: mette in relazione fra loro le funzioni di stato quantità di sostanza, pressione, volume e temperatura di un gas reale.

---- Legge di Henry: a temperatura costante, la quantità di gas che passa in soluzione in un determinato liquido è direttamente proporzionale alla pressione parziale del gas in equilibrio con il liquido stesso.

- Legge di conservazione della massa: in una reazione chimica, la massa dei reagenti è esattamente uguale alla massa dei prodotti.

- Legge delle proporzioni definite: in un determinato composto chimico allo stato puro gli elementi che lo formano stanno fra loro in proporzioni di massa definite e costanti.

Legge delle proporzioni multiple: quando due elementi si combinano in modi diversi per formare diversi composti, una certa massa di un elemento si combina con masse dell'altro che stanno tra loro in un rapporto che si può esprimere con frazioni semplici.

- Legge dell'azione di massa: la velocità di una reazione chimica è proporzionale alla concentrazione delle sostanze che vi partecipano.

- Principio di Le Chatelier: ogni sistema in equilibrio tende a reagire ad una modifica impostagli dall'esterno minimizzandone gli effetti.

- Legge di Raoult: mette in relazione la pressione di vapore di un liquido in soluzione con la sua pressione di vapore allo stato puro e la sua concentrazione in termini di frazione molare.

- Legge di Hess: la variazione di entalpia di una reazione chimica è indipendente dal percorso intermedio attraverso il quale dai reagenti si ottengono i prodotti.

- Legge di Debye-Hückel: definisce il coefficiente di attività medio delle soluzioni di elettroliti.

- Legge dell'indipendente mobilità degli ioni: la conduttanza equivalente di una soluzione di un elettrolita a diluizione infinita è uguale alla somma della mobilità del catione e dell'anione dai quali è formato l'elettrolita, mobilità che a diluizione infinita non si influenzano reciprocamente.

- Legge di Lambert-Beer: mette in relazione la quantità di luce assorbita da una sostanza con la sua natura chimica, la sua concentrazione e lo spessore del mezzo attraversato.

 

Meccanica quantistica

La meccanica quantistica è stato il settore della chimica-fisica (una disciplina di confine con la fisica) che ha dato maggior impulso allo sviluppo della chimica moderna, spiegando la struttura e le caratteristiche degli atomi e creando i presupposti basilari per la trattazione matematica del legame chimico.

Lo spunto iniziale fu dato da De Broglie che nel 1924 ipotizzò la possibilità di associare a una particella in movimento quale l'elettrone un'onda di lunghezza d'onda λ ricavabile dalla relazione:

 

λ = h / mv


dove h rappresenta la costante di Planck mentre il prodotto mv è la quantità di moto. Quindi, secondo De Broglie, una particella in movimento ha una doppia natura corpuscolo-ondulatoria e tanto minore è la massa tanto maggiore risulterà la lunghezza d'onda dell'onda associata alla massa stessa: a titolo di esempio per un elettrone (massa 9 x
10-31 kg e velocità di rotazione attorno al nucleo di 2 x 2 x 106 m/s) si ricava una λ = 3,68 Å, mentre a un pallone del peso di 500 g che si muove a velocità di 30 m/s corrisponde un'onda con λ = 4,4 x 10-35 m.

Nel 1926 Erwin Schrödinger, basandosi sulla teoria di De Broglie, descrisse un'equazione (l'equazione di Schrödinger, appunto) che rappresenta la propagazione dell'onda materiale tridimensionale associata a un elettrone che orbita attorno al nucleo di un atomo idrogenoide. Le soluzioni matematiche di questa equazione costituiscono la funzione d'onda; sono fisicamente accettabili tutte quelle funzioni d'onda i cui numeri quantici (n, l, m) che le caratterizzano sottostanno alle regole di quantizzazione dettate dalla meccanica quantistica. L'orbitale è formalmente definito come la proiezione della funzione d'onda sulla base della posizione, ovvero rappresenta la componente spaziale della funzione d'onda. In accordo col principio di indeterminazione di Heisenberg, non è possibile conoscere contemporaneamente con la medesima accuratezza la posizione è la quantità di moto dell'elettrone. Approssimativamente, l'orbitale viene considerato come regione dello spazio in cui è massima la probabilità (90%) di rinvenire l'elettrone. Acquisendo o emettendo un quanto di energia l'elettrone è suscettibile di passare a livelli energetici rispettivamente maggiori o minori.

 

Discipline fondamentali della chimica

Chimica inorganica

La chimica inorganica si occupa dello studio dei composti inorganici, ovvero dei composti non formati da atomi di carbonio (anche se in realtà una ristretta classe di composti del carbonio sono considerati inorganici). Essa tratta lo studio del legame chimico e della simmetria delle molecole; si sofferma sulla caratterizzazione strutturale ed energetica dei solidi cristallini e di quelli metallici. In modo sistematico viene descritta la chimica degli elementi chimici, raggruppando gli elementi in base ai gruppi della tavola periodica. Vengono studiate le reazioni di ossido-riduzione, acido-base e la sintesi e caratterizzazione dei composti di coordinazione e dei composti metallorganici (contenenti un legame metallo-carbonio). Infine la chimica bioinorganica si occupa del ruolo degli elementi metallici nei processi vitali.

 

Chimica organica

La chimica organica studia i composti del carbonio. La sistematica raggruppa le classi di composti organici in base alla presenza di determinati gruppi funzionali, studiandone le proprietà chimico-fisiche, le metodologie di sintesi e le reazioni caratteristiche. La stereochimica e i meccanismi di reazione sono un ambito di studio fondamentale in chimica organica. Nell'ambito di questa disciplina rientrano anche i composti aromatici, composti ciclici dotati di particolare stabilità, e biomolecole quali carboidrati, amminoacidi, proteine, lipidi e acidi nucleici. I polimeri organici sono una variegata classe di composti di elevato interesse industriale e con diverse applicazioni pratiche. I metodi fisici applicati alla chimica organica (NMR, spettroscopia IR, spettrometria di massa, spettroscopia UV) consentono il riconoscimento dei principali gruppi funzionali e della struttura molecolare.

Chimica fisica

La chimica fisica si propone di studiare e descrivere le reazioni e i fenomeni chimici utilizzando le metodologie e gli strumenti propri della fisica. Vengono studiate le fasi della materia e le transizioni di fase, ponendo enfasi sulle leggi che governano lo stato gassoso, sulla struttura dei solidi cristallini e sui diagrammi di fase. La termodinamica viene affrontata in modo dettagliato così come le sue implicazioni nell'ambito delle reazioni chimiche (termochimica), arrivando a stabilire la spontaneità o meno di una reazione in base al calcolo dell'energia libera di Gibbs di reazione. Analogamente vengono analizzati i fattori in grado di influenzare l'equilibrio chimico e la termodinamica di miscele e soluzioni. Partendo dalle basi della meccanica quantistica, si giunge a descrivere il legame chimico in modo rigoroso su basi matematiche. Appositi modelli risultano utili nello studio del potenziale dovuto alle interazioni intermolecolari (legami chimici secondari). Dalla struttura atomica si passa alla struttura molecolare, determinata applicando l'approssimazione di Born-Oppenheimer. La spettroscopia e le varie tecniche spettroscopiche vengono trattate evidenziandone i fondamenti fisici, piuttosto che le applicazioni pratiche. Altro campo di studio della chimica fisica è rappresentato dai fenomeni di trasporto. L'elettrochimica si occupa dello studio dell'interconversione tra energia chimica ed energia elettrica e di tutto ciò che ne viene implicato. La cinetica chimica si occupa del calcolo della velocità di reazione e della formulazione dei singoli processi elementari di cui si compone una reazione (meccanismi di reazione), mentre la dinamica molecolare applica i principi della dinamica ai sistemi atomici e molecolari. Infine la fotochimica studia l'influenza della luce sulla reattività chimica.

 

Chimica analitica

La chimica analitica applica un insieme di tecniche, strumentali e non, allo scopo di riconoscere e quantificare un dato analita. Nello specifico l'analisi qualitativa si occupa del riconoscimento della sostanza oggetto di indagine, mentre l'analisi quantitativa determina la quantità di sostanza presente in un dato campione. In passato l'analisi qualitativa era condotta manualmente in modo sistematico, sfruttando opportuni reattivi; oggigiorno le tecniche strumentali quali quelle spettroscopiche hanno soppiantato tale approccio sistematico e puramente manuale da parte dell'analista. Nell'ambito dell'analisi quantitativa invece convivono tecniche puramente affidate all'operatore, quali le classiche titolazioni, con svariate tecniche strumentali automatizzate. Quest'ultime, come già detto, possono più comunemente essere spettroscopiche, cromatografiche, elettroanalitiche, o termiche (come l'analisi termica differenziale, la calorimetria differenziale a scansione, la termogravimetria). Occorre sottolineare che la chimica analitica si occupa anche della corretta elaborazione statistica del dato analitico, nonché della qualità e affidabilità di tale dato.

 

Biochimica

La biochimica studia i composti e i processi chimici che contraddistinguono gli organismi viventi. Essa si occupa della biosintesi delle biomolecole, del loro ruolo e funzionalità biologica: acidi nucleici e informazione genetica, proteine, lipidi e carboidrati. Studia inoltre gli enzimi e la catalisi enzimatica, fino a giungere alla cinetica di Michaelis-Menten. La biochimica si concentra sugli aspetti chimici del metabolismo, del trasporto di ossigeno tramite emoglobina e mioglobina, della respirazione cellulare, della fotosintesi clorofilliana, dell'omeostasi e della trasduzione del segnale all'interno delle cellule. I canali di membrana e le pompe ioniche consentono il passaggio di ioni e molecole attraverso la membrana cellulare. La biosintesi degli anticorpi e la loro interazione con l'antigene ha un ruolo fondamentale nell'ambito della risposta immunitaria.

 

Altre discipline

Esistono numerosissime specializzazioni e discipline della chimica, che possono essere considerate parte delle discipline fondamentali e spesso anche parte di altre discipline scientifiche affini; ad esempio: la chimica farmaceutica, la chimica industriale, la chimica dei polimeri e delle macromolecole, la chimica degli alimenti, la chimica dello stato solido e delle superfici, l'astrochimica, la cosmochimica, l'elettrochimica, la geochimica, la citochimica, l'istochimica, la chimica clinica, la chimica nucleare, la radiochimica, la metallorganica, la stereochimica, la chimica ambientale, la chimica verde, la fotochimica, la sonochimica, la chimica del suolo, la chimica dell'atmosfera, la chimica radiofarmaceutica, l'aerotermochimica, la chimica del restauro, la chimica dei beni culturali, la strutturistica chimica, la magnetochimica, la chimica quantistica, la chimica dei colloidi, la chimica delle interfasi, la chimica combinatoria, la chimica computazionale, la chimica matematica, la chemioinformatica, la chemiometria, la chimica dei materiali, la merceologia.

 

Applicazioni della chimica

Chimica e industria

La chimica industriale si occupa della sintesi su vasta scala di prodotti chimici destinati a vari utilizzi, ottimizzando il ropporto costi/benefici dell'intero ciclo produttivo chimico. In particolare, disponendo delle opportune materie prime, tramite un insieme di processi realizzati all'interno di un impianto chimico, si giunge a ottenere semilavorati o prodotti finiti in grado di soddisfare le specifiche e i requisiti tecnici richiesti per il loro utilizzo pratico. A titolo di esempio, per indicare alcuni dei processi chimici industriali più noti, si cita il processo Haber-Bosch per la sintesi dell'ammoniaca e il processo Ostwald per la sintesi dell'acido nitrico. L'industria petrolchimica e dei polimeri sintetici è un altro vasto campo molto attivo.

 

Chimica e medicina

La chimica farmaceutica costituisce il campo di ricerca per la sintesi e applicazione terapeutica dei nuovi farmaci. Pone le sue basi sullo studio teorico delle proprietà chimico-fisiche delle molecole e sui modelli di interazione farmacologica con l'organismo. Si giunge quindi a formulare una conveniente strategia di sintesi, sfruttando anche l'approccio della chimica combinatoria, e il nuovo farmaco ottenuto può iniziare la fase di sperimentazione che se culminerà con esito positivo potrà permettergli l'immissione sul mercato. Oltre questi aspetti farmacologici, la chimica risulta un utile ausilio in medicina diagnostica grazie alla possibilità di effettuare appositi esami chimico clinici di laboratorio. Isotopi radioattivi vengono utilizzati in medicina nucleare.

 

Chimica e tecnologia

L'utilizzo di tecniche chimiche e chimico-fisiche consente in scienza dei materiali di studiare e caratterizzare la struttura e le proprietà dei materiali, permettendo in questo modo di assicurare l'adeguatezza agli standard di utilizzo, di sviluppare nuovi materiali o di migliorare quelli già esistenti. La chimica dei polimeri concentra la propria attività in particolare sui meccanismi di polimerizzazione e sulla relazione esistente tra la struttura e le caratteristiche proprie dei polimeri. La galvanostegia e la fosfatazione sono degli esempi di processi chimici utilizzati per la protezione dalla corrosione, così come possono citarsi apposite vernici e rivestimenti in grado di conferire particolari peculiarità ai materiali. La chimica dello stato solido, tra gli altri campi applicativi, è impegnata attivamente nella sintesi di semiconduttori innovativi destinati a diverse applicazioni tecnologiche. Lo sviluppo della chimica supramolecolare riveste un ruolo fondamentale per le nanotecnologie, consentendo la sintesi di dispositivi molecolari come le nanomacchine.

 

Chimica e ambiente

La crescente sensibilità verso un basso impatto ambientale e la necessità di applicare politiche di sviluppo sostenibile hanno condotto alla nascita della cosiddetta chimica verde. Questa disciplina si propone di ridurre l'impatto dei processi chimici mettendo in pratica concetti quali l'utilizzo di materie prime ricavate da fonti rinnovabili, la riduzione di reflui e scarti, l'utilizzo di composti biosostenibili ed ecosostenibili. D'altra parte la chimica ambientale è focalizzata sullo studio del chimismo e biochimismo implicato nell'ambito ambientale: si interessa della chimica delle acque dolci e marine, della chimica del suolo e dell'atmosfera. Non si limita a comprendere i fondamenti chimici, ma estende il proprio campo di studio e ricerca ai fenomeni legati all'inquinamento e all'effetto dei tossici rilasciati in ambiente proponendosi di trovare un rimedio.

 

Chimica e beni culturali

La chimica applicata ai beni culturali si occupa dei materiali utilizzati in ambito artistico e delle tecniche analitiche, invasive e non, utilizzate per le indagini strumentali sulle opere d'arte. Si interessa inoltre della datazione dei reperti, dei metodi di restauro e di conservazione. Studia i meccanismi e i fattori che contribuiscono al degrado dei manufatti artistici cercando di rimediare al loro effetto.

 

Voci correlate

- Scienza;

- Scienze naturali;

- Fisica;

- Particella;

- Energia;

 

Tratto da Wikipedia, elaborato e modificato.

 

 

Torna: Scienza

 

 

 

 

 


 Elemento chimico

 

Descrizione

In chimica, si dice che due o più atomi appartengono allo stesso elemento chimico se sono caratterizzati dallo stesso numero atomico (Z).

Se una sostanza chimica è costituita da atomi dello stesso elemento viene detta "sostanza pura", mentre se è costituita da atomi di elementi differenti viene detta "composto chimico".

 

Sostanze pure e forme in cui si presentano

Le sostanze pure possono presentarsi in diverse forme:

- sotto forma monoatomica: i gas nobili (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn);

- sotto forma molecolare: alcuni esempi sono H2, N2, O2, O3, F2, P4, S8, Cl2, Br2, I2;

- sotto forma di insieme continuo (cristallino o amorfo) di atomi legati in modo covalente: per esempio C, Si, B, Sb;

- sotto forma metallica: la maggior parte degli elementi sono metalli, alcuni esempi sono il ferro, il sodio, l'oro, il calcio, l'uranio.

La stessa sostanza può esistere in diverse forme allotropiche: ad esempio il diamante e la grafite (che sono entrambe sostanze pure formate da carbonio) si presentano in strutture cristalline diverse; un altro esempio è dato dall'ossigeno diatomico (O2) e dall'ozono (O3), i quali sono entrambi costituiti da ossigeno, ma differiscono per la struttura molecolare.

 

La tavola periodica e gli isotopi

Gli elementi vengono classificati nella tavola periodica.

Gli atomi dello stesso elemento possono differire per il numero di massa (A), ossia per il numero di nucleoni. Tali varietà sono dette isotopi, in quanto occupano lo stesso posto nella tavola periodica.
Gli elementi rinvenuti sulla Terra sono 96 (dall'idrogeno al berkelio con esclusione del promezio) di cui 81 hanno almeno un isotopo stabile, al momento ne sono stati preparati artificialmente altri 21, quindi in totale sono noti 118 elementi. L'elemento più pesante è l'Ununoctio con un numero atomico di 118, dell'elemento Ununseptio con il numero atomico 117 ne è stata dimostrata sperimentalmente l'esistenza nel 2010 da una equipe mista di scienziati russi e americani. Il tecnezio e i primi 5 elementi transuranici nettunio, plutonio, americio, curio e berkelio, un tempo ritenuti artificiali, sono stati rinvenuti in ultratracce in materiali uraniferi come prodotti di fissione ed attivazione rispettivamente.

Si riporta di seguito una tabella che raccoglie alcune informazioni sugli elementi, elencati per numero atomico; per un elenco in ordine alfabetico si veda la relativa categoria.

 

N

Elemento

Simbolo

Peso atomico

Configurazione
elettronica

EI1 (eV)

AE (eV)

Χ (Pauling)

Anno
di scoperta

1

Idrogeno

H

1,0079

1s

13,59844

0,754

2,1

1766

2

Elio

He

4,0026

1s2

24,58741

− 0,5

-

1895

3

Litio

Li

6,941

[He]2s

5,39172

0,618

1,0

1817

4

Berillio

Be

9,0122

[He]2s2

9,32263

− 0,5

1,5

1797

5

Boro

B

10,81

[He]2s22p

8,29803

0,277

2,0

1808

6

Carbonio

C

12,011

[He]2s22p2

11,26030

1,263

2,5

antichità

7

Azoto

N

14,0067

[He]2s22p3

14,53414

− 0,07

3,0

1772

8

Ossigeno

O

15,9994

[He]2s22p4

13,61806

1,461

3,5

1774

9

Fluoro

F

18,9984

[He]2s22p5

17,42282

3,399

4,0

1886

10

Neon

Ne

20,179

[He]2s22p6

21,56454

− 1,2

-

1898

11

Sodio

Na

22,98977

[Ne]3s

5,13908

0,548

0,9

1807

12

Magnesio

Mg

24,305

[Ne]3s2

7,64624

− 0,4

1,2

1808

13

Alluminio

Al

26,9815

[Ne]3s23p

5,98577

0,441

1,5

1825

14

Silicio

Si

28,0855

[Ne]3s23p2

8,15169

1,385

1,8

1824

15

Fosforo

P

30,9738

[Ne]3s23p3

10,48669

0,747

2,1

1669

16

Zolfo

S

32,06

[Ne]3s23p4

10,36001

2,077

2,5

antichità

17

Cloro

Cl

35,453

[Ne]3s23p5

12,96764

3,617

3,0

1774

18

Argon

Ar

39,948

[Ne]3s23p6

15,759

− 1,0

-

1894

19

Potassio

K

39,0983

[Ar]4s

4,34066

0,502

0,8

1807

20

Calcio

Ca

40,08

[Ar]4s2

6,11316

−0,3

1,0

1808

21

Scandio

Sc

44,9559

[Ar]3d4s2

6,56144

0,188

1,3

1879

22

Titanio

Ti

47,88

[Ar]3d24s2

6,8282

0,079

1,5

1791

23

Vanadio

V

50,9415

[Ar]3d34s2

6,746

0,524

1,6

1830

24

Cromo

Cr

51,996

[Ar]3d54s

6,76664

0,666

1,6

1798

25

Manganese

Mn

54,9380

[Ar]3d54s2

7,43402

0

1,5

1774

26

Ferro

Fe

55,847

[Ar]3d64s2

7,9024

0,163

1,8

antichità

27

Cobalto

Co

58,9332

[Ar]3d74s2

7,8810

0,660

1,9

1737

28

Nichel

Ni

58,69

[Ar]3d84s2

7,6398

1,161

1,9

1751

29

Rame

Cu

63,546

[Ar]3d104s

7,72638

1,227

1,9

antichità

30

Zinco

Zn

65.38

[Ar]3d104s2

9,3940

0

1,6

XV secolo

31

Gallio

Ga

69,72

[Ar]3d104s24p

5,99930

0,300

1,6

1875

32

Germanio

Ge

72,59

[Ar]3d104s24p2

7,899

1,233

1,8

1886

33

Arsenico

As

74,9216

[Ar]3d104s24p3

9,8152

0,808

2,0

XV secolo

34

Selenio

Se

78,96

[Ar]3d104s24p4

9,75238

2,021

2,4

1818

35

Bromo

Br

79,904

[Ar]3d104s24p5

11,81381

3,365

2,8

1826

36

Kripton

Kr

83,80

[Ar]3d104s24p6

13,99961

− 1,0

-

1898

37

Rubidio

Rb

85,4678

[Kr]5s

4,17713

0,486

0,8

1860

38

Stronzio

Sr

87,62

[Kr]5s2

5,69484

0

1,0

1808

39

Ittrio

Y

88,9059

[Kr]4d5s2

6,217

0,307

1,2

1794

40

Zirconio

Zr

91,224

[Kr]4d25s2

6,63390

0,426

1,4

1789

41

Niobio

Nb

92,9064

[Kr]4d45s1

6,75885

0,892

1,6

1801

42

Molibdeno

Mo

95,94

[Kr]4d55s

7,09243

0,745

1,8

1782

43

Tecnezio

Tc

(98)

[Kr]4d55s2

7,28

0,549

1,9

1939

44

Rutenio

Ru

101,9055

[Kr]4d75s1

7,36050

1,050

2,2

1844

45

Rodio

Rh

102,9055

[Kr]4d85s1

7,45890

1,137

2,2

1803

46

Palladio

Pd

106,42

[Kr]4d105s0

8,3369

0,557

2,2

1803

47

Argento

Ag

107,868

[Kr]4d105s

7,57624

1,302

1,9

antichità

48

Cadmio

Cd

112,41

[Kr]4d105s2

8,9937

0

1,7

1817

49

Indio

In

114,82

[Kr]4d105s25p

5,78636

0,300

1,7

1863

50

Stagno

Sn

118,71

[Kr]4d105s25p2

7,34381

1,112

1,8

antichità

51

Antimonio

Sb

121,75

[Kr]4d105s25p3

8,64

1,070

1,9

XV secolo

52

Tellurio

Te

127,60

[Kr]4d105s25p4

9,0096

1,971

2,1

1783

53

Iodio

I

126,9045

[Kr]4d105s25p5

10,45126

3,060

2,5

1811

54

Xeno

Xe

131,29

[Kr]4d105s25p6

12,12987

0

-

1898

55

Cesio

Cs

132,9054

[Xe]6s

3,89390

0,472

0,7

1860

56

Bario

Ba

137,33

[Xe]6s2

5,21170

0

0,9

1808

57

Lantanio

La

138,9055

[Xe]5d6s2

5,5770

0,470

1,1

1839

58

Cerio

Ce

140,12

[Xe]4f5d6s2

5,5387

0,955

1,1

1803

59

Praseodimio

Pr

140,9077

[Xe]4f36s2

5,464

< 0,518

1,1

1885

60

Neodimio

Nd

144,24

[Xe]4f46s2

5,5250

< 0,518

1,2

1885

61

Promezio

Pm

(145)

[Xe]4f56s2

5,55

< 0,518

1,2

1945

62

Samario

Sm

150,36

[Xe]4f66s2

5,6437

< 0,518

1,2

1880

63

Europio

Eu

151,96

[Xe]4f76s2

5,6704

< 0,518

1,1

1901

64

Gadolinio

Gd

157,25

[Xe]4f75d6s2

6,1502

< 0,518

1,1

1880

65

Terbio

Tb

158,9254

[Xe]4f96s2

5,8639

< 0,518

1,2

1843

66

Disprosio

Dy

162,50

[Xe]4f106s2

5,939

< 0,518

1,2

1886

67

Olmio

Ho

164,9304

[Xe]4f116s2

6,0216

< 0,518

1,2

1879

68

Erbio

Er

167,26

[Xe]4f126s2

6,1078

< 0,518

1,2

1843

69

Tulio

Tm

168,9342

[Xe]4f136s2

6,18431

1,029

1,2

1879

70

Itterbio

Yb

173,04

[Xe]4f146s2

6,25416

< 0,518

1,1

1879

71

Lutezio

Lu

174,967

[Xe]4f145d6s2

5,426

0,52

1,2

1907

72

Afnio

Hf

178,49

[Xe]4f145d26s2

6,82507

0

1,3

1923

73

Tantalio

Ta

180,9479

[Xe]4f145d36s2

7,89

0,32

1,5

1802

74

Tungsteno

W

183,85

[Xe]4f145d66s

7,98

0,815

1,7

1783

75

Renio

Re

186,207

[Xe]4f145d56s2

7,88

0,150

1,9

1925

76

Osmio

Os

190,2

[Xe]4f145d66s2

8,7

1,100

2,2

1804

77

Iridio

Ir

192,22

[Xe]4f145d76s2

9,1

1,565

2,2

1804

78

Platino

Pt

195,08

[Xe]4f145d106s0

9,0

2,128

2,2

1748

79

Oro

Au

196,9665

[Xe]4f145d106s

9,22567

2,309

2,4

antichità

80

Mercurio

Hg

200,59

[Xe]4f145d106s2

10,43750

0

1,9

antichità

81

Tallio

Tl

204,383

[Xe]4f145d106s26p

6,10829

0,199

1,8

1861

82

Piombo

Pb

207,2

[Xe]4f145d106s26p2

7,4167

0,364

1,9

antichità

83

Bismuto

Bi

208,9804

[Xe]4f145d106s26p3

7,2855

0,945

1,9

1753

84

Polonio

Po

(209)

[Xe]4f145d106s26p4

8,41671

1,900

2,0

1898

85

Astato

At

(210)

[Xe]4f145d106s26p5

9,2

2,799

2,2

1940

86

Radon

Rn

(222)

[Xe]4f145d106s26p6

10,74850

0

-

1900

87

Francio

Fr

(223)

[Rn]7s

4,0712

n.d.

0,7

1939

88

Radio

Ra

226,0254

[Rn]7s2

5,27892

n.d.

0,9

1898

89

Attinio

Ac

227,028

[Rn]6d7s2

5,17

n.d.

1,1

1899

90

Torio

Th

232,0381

[Rn]6d26s2

6,308

n.d.

1,3

1828

91

Protoattinio

Pa

231,0359

[Rn]5f26d7s2

5,89

n.d.

1,4

1917

92

Uranio

U

238,0289

[Rn]5f36d7s2

6,19405

n.d.

1,4

1789

93

Nettunio

Np

237,0482

[Rn]5f46d7s2

6,2655

n.d.

1,4

1940

94

Plutonio

Pu

(244)

[Rn]5f66s2

6,0262

n.d.

1,3

1940

95

Americio

Am

(243)

[Rn]5f77s2

5,9738

n.d.

1,3

1944

96

Curio

Cm

(247)

[Rn]5f76d7s2

6,02

n.d.

1,3

1944

97

Berkelio

Bk

(247)

[Rn]5f97s2

6,229

n.d.

1,3

1949

98

Californio

Cf

(251)

[Rn]5f107s2

6,30

n.d.

1,3

1950

99

Einsteinio

Es

(252)

[Rn]5f117s2

6,422

n.d.

1,3

1954

100

Fermio

Fm

(257)

[Rn]5f127s2

6,50

n.d.

1,3

1954

101

Mendelevio

Md

(258)

[Rn]5f137s2

6,58

n.d.

1,3

1955

102

Nobelio

No

(259)

[Rn]5f147s2

6,65

n.d.

1,3

1958

103

Laurenzio

Lr

(260)

[Rn]5f146d7s2

n.d.

n.d.

1,3

1961

104

Rutherfordio

Rf

(261)

[Rn]5f146d27s2

n.d.

n.d.

n.d.

1968

105

Dubnio

Db

(262)

[Rn]5f146d37s2

n.d.

n.d.

n.d.

1970

106

Seaborgio

Sg

(266)

[Rn]5f146d47s2

n.d.

n.d.

n.d.

1974

107

Bohrio

Bh

(264)

[Rn]5f146d57s2

n.d.

n.d.

n.d.

1981

108

Hassio

Hs

(269)

[Rn]5f146d67s2

n.d.

n.d.

n.d.

1984

109

Meitnerio

Mt

(268)

[Rn]5f146d77s2

n.d.

n.d.

n.d.

1982

110

Darmstadtio

Ds

(269)

[Rn]5f146d97s

n.d.

n.d.

n.d.

1994

111

Roentgenio

Rg

(272)

[Rn]5f146d107s

n.d.

n.d.

n.d.

1994

112

Copernicio

Cn

(277)

[Rn]5f146d107s2

n.d.

n.d.

n.d.

1996

113

Ununtrio

Uut

(284)

[Rn]5f146d107s27p

n.d.

n.d.

n.d.

2004

114

Ununquadio

Uuq

(289)

[Rn]5f146d107s27p2

n.d.

n.d.

n.d.

1999

115

Ununpentio

Uup

(288)

[Rn]5f146d107s27p3

n.d.

n.d.

n.d.

2004

116

Ununhexio

Uuh

(292)

[Rn]5f146d107s27p4

n.d.

n.d.

n.d.

2000

117

Ununseptio

Uus

(310)

[Rn]5f146d107s27p5

n.d.

n.d.

n.d.

2010

118

Ununoctio

Uuo

(314)

[Rn]5f146d107s27p6

n.d.

n.d.

n.d.

1999

 

Origine degli elementi

L'origine degli elementi chimici presenti nell'Universo si fa usualmente derivare dalla teoria astrofisica del ciclo di vita delle stelle. Stelle di grandi dimensioni (supernove) terminano infatti la loro esistenza continuando a bruciare carburante nucleare: a partire dalle prime reazioni nucleari di fusione che coinvolgono l'idrogeno per formare elio, al cessare del carburante rappresentato dall'idrogeno e al successivo collasso gravitazionale della stella (per mancanza di equilibrio dovuta all'assenza di reazioni) l'aumento conseguente di temperatura innesca successive reazioni nucleari che coinvolgono l'elio per formare altri elementi più pesanti e complessi e così via in una lunga catena di reazioni nucleari che portano alla formazione di tutti gli altri elementi chimici. L'esplosione finale della supernova porta alla dispersione nell'universo dei vari elementi chimici.

 

Voci correlate

Scienza;

Scienze naturali;

Fisica;

Particella;

Energia;

 

Tratto da Wikipedia, elaborato e modificato.

 

 

Torna: Scienza

 

 

 

 

 


Tavola periodica degli elementi

 

Descrizione

La tavola periodica degli elementi (o semplicemente tavola periodica) è lo schema con il quale vengono ordinati gli elementi sulla base del loro numero atomico Z.

Ideata dal chimico russo Dmitrij Mendeleev nel 1869, contemporaneamente ed indipendentemente dal chimico tedesco Julius Lothar Meyer (1830 – 1895), inizialmente contava numerosi spazi vuoti, previsti per gli elementi che sarebbero stati scoperti in futuro, alcuni nella seconda metà del 1900.

In onore del chimico russo, la tavola periodica degli elementi è anche detta tavola periodica di Mendeleev.

 

La tavola periodica

La tavola periodica si articola in gruppi e periodi:

- ogni gruppo (colonna della tabella) comprende gli elementi che hanno la stessa configurazione elettronica esterna (modo in cui gli elettroni si dispongono attorno al nucleo). All'interno di ogni gruppo si trovano elementi con caratteristiche chimiche simili;

- ogni periodo (riga della tabella) inizia con un elemento il cui atomo ha come configurazione elettronica esterna un elettrone di tipo ns dove n è il numero quantico principale, e procedendo verso gli atomi successivi del periodo, il numero atomico Z aumenta di una unità ad ogni passaggio.

 

Gruppo

1

2

3

 

4

5

6

7

8

9

10

11

12

13

14

15

16

17

18

 

Periodo

 

1

1
H

 

2
He

 

2

3
Li

4
Be

 

 

5
B

6
C

7
N

8
O

9
F

10
Ne

 

3

11
Na

12
Mg

 

 

13
Al

14
Si

15
P

16
S

17
Cl

18
Ar

 

4

19
K

20
Ca

21
Sc

 

22
Ti

23
V

24
Cr

25
Mn

26
Fe

27
Co

28
Ni

29
Cu

30
Zn

31
Ga

32
Ge

33
As

34
Se

35
Br

36
Kr

 

5

37
Rb

38
Sr

39
Y

 

40
Zr

41
Nb

42
Mo

43
Tc

44
Ru

45
Rh

46
Pd

47
Ag

48
Cd

49
In

50
Sn

51
Sb

52
Te

53
I

54
Xe

 

6

55
Cs

56
Ba

57
La

*

72
Hf

73
Ta

74
W

75
Re

76
Os

77
Ir

78
Pt

79
Au

80
Hg

81
Tl

82
Pb

83
Bi

84
Po

85
At

86
Rn

 

7

87
Fr

88
Ra

89
Ac

**

104
Rf

105
Db

106
Sg

107
Bh

108
Hs

109
Mt

110
Ds

111
Rg

112
Cn

113
Uut

114
Uuq

115
Uup

116
Uuh

117
Uus

118
Uuo

 

 

* Lantanoidi

58
Ce

59
Pr

60
Nd

61
Pm

62
Sm

63
Eu

64
Gd

65
Tb

66
Dy

67
Ho

68
Er

69
Tm

70
Yb

71
Lu

 

** Attinoidi

90
Th

91
Pa

92
U

93
Np

94
Pu

95
Am

96
Cm

97
Bk

98
Cf

99
Es

100
Fm

101
Md

102
No

103
Lr

 

 

Serie chimiche della tavola periodica

 

Metalli alcalini

Metalli alcalino terrosi

Lantanoidi

Attinoidi

Metalli del blocco d

Metalli del blocco p

Semimetalli

Non metalli

Alogeni

Gas nobili

 

L'invenzione della tavola periodica

La necessità di ordinare le conoscenze che (grazie a ricerche empiriche) venivano accumulandosi sulle diverse sostanze venne sentita fin dai primordi della chimica, e Lavoisier propose (nel 1789) una prima forma di sistematica chimica. Bisogna, però, aspettare all'incirca il 1870 affinché si giunga al modello che, con le opportune aggiunte, è utilizzato ai giorni nostri.

La tavola originaria fu creata prima della scoperta delle particelle subatomiche o della formulazione delle teorie attuali per quanto riguarda la meccanica quantistica e l'atomo.

Se gli elementi vengono disposti in ordine crescente di numero atomico, inserendo in seguito altre proprietà, si può notare una ondulazione o una periodicità di queste proprietà in funzione del numero atomico dell'elemento stesso. Il primo che riconobbe queste ricorrenze fu il chimico tedesco Johann Wolfgang Döbereiner, che nel 1829 per primo notò una certa quantità di triadi, gruppi di tre elementi con queste similarità.

A questa intuizione fece seguito l'inglese John Newlands, che sottolineò (nel 1865) come gli elementi di tipo simile fossero ricorrenti ad intervalli regolari di 8 posizioni, che lui assimilò alle ottave musicali, anche se questa sua cosiddetta legge delle ottave venne messa in ridicolo dai suoi contemporanei.

Fu proprio in quel periodo che Meyer e Mendeleev (indipendentemente l'uno dall'altro) assunsero il peso atomico come parametro per la classificazione periodica degli elementi, il che costituì un passo decisivo verso il più raffinato concetto di numero atomico (del quale, nella chimica odierna, le proprietà fisico-chimiche degli elementi sono considerate funzioni periodiche). Meyer pubblicò i propri risultati qualche mese dopo Mendeleev, ed è per questo che molto spesso ci si riferisce alla tavola periodica degli elementi con il solo nome di quest'ultimo. Egli ipotizzò anche che esistessero altri elementi, al momento non conosciuti, che occupavano le celle vuote della tabella; teoria che trovò conferme con la scoperta della struttura elettronica degli elementi tra la fine del XIX e gli inizi del XX secolo.

Negli anni '40, Glenn Theodore Seaborg sintetizzò e separò con metodi radiochimici i primi 5 elementi transuranici, che sono stati sistemati all'interno della tabella (o in alcuni casi al di sotto). Negli anni successivi i primi di tali transuranici furono identificati in "ultratracce" nei minerali uraniferi, come prodotti naturali di attivazione. Dal 2003 la IUPAC ha attribuito il nome definitivo alla serie 4f dei lantanoidi Ln e 5f degli attinoidi An.

La ragione della particolare periodicità per serie di lunghezza diversa (2, 8 , 8, 18, 18, 32, 32) è stata scoperta solo in seguito (ad opera principalmente di Niels Bohr), ed è da ricercarsi nella tendenza al massimo riempimento possibile degli orbitali atomici da parte degli elettroni, che ha valore diverso a seconda del tipo di orbitale interessato, e al modo in cui si susseguono i diversi tipi orbitali per numeri atomici crescenti; si hanno infatti al massimo due elettroni per orbitale di tipo s, al più sei elettroni per orbitali di tipo p, al più dieci per orbitali d, ed al più quattordici per orbitali tipo f; inoltre gli orbitali si possono susseguire solo nell'ordine: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p 8s (secondo la regola di Aufbau).

A diversi gradi di riempimento dell'orbitale più esterno corrisponde una diversa reattività dell'intero atomo, per cui ad orbitali "completi" corrisponde la configurazione energetica più stabile (e quindi una reattività nulla), e ad orbitale esterno parzialmente "completo" corrispondono reattività via via maggiori quanto più il numero di elettroni si allontana da quello di una configurazione stabile; questa diversa reattività a livello macroscopico determina molte delle proprietà chimiche dell'elemento, che si ripetono in modo simile al crescere del numero atomico Z. Pertanto, a diversi numeri atomici (ossia ad elementi diversi ordinati per massa) corrispondono diverse proprietà chimiche macroscopiche, che si ripetono periodicamente in modo simile per configurazioni elettroniche che hanno una stabilità energetica comparabile, e questo accade per analoghi gradi di riempimento dell'orbitale, che si ripetono con periodo variabile perché variabile è il massimo riempimento dei vari orbitali.

La forma corretta della tavola periodica degli elementi fu pertanto inizialmente determinata solo da osservazioni macroscopiche, senza la presenza di un modello microscopico a cui fare riferimento. Successivamente questa forma è stata "confermata" con la scoperta della struttura microscopica degli atomi e quindi delle loro modalità di interazione.

 

Variazione periodica

Le varie caratteristiche degli elementi chimici che variano periodicamente (indicate nell'elenco precedentemente) sono utilizzate per categorizzare l'elemento stesso (come ad esempio il gruppo di appartenenza).

Più precisamente, il raggio atomico aumenta nello stesso gruppo se ci spostiamo verso gli elementi in basso e diminuisce se avanziamo da sinistra a destra nello stesso periodo; questo è dovuto al fatto che scendendo nel gruppo il numero quantico principale n aumenta e ciò fa sì che l'atomo abbia una nuvola elettronica più sviluppata, mentre andando da sinistra a destra nel periodo n rimane uguale, mentre varia il numero di protoni all'interno del nucleo, facendo aumentare le forze nucleari di attrazione tra gli elettroni e il nucleo attorno al quale gravitano, con la conseguente diminuzione del raggio atomico.

Sia l'energia di ionizzazione, l'elettronegatività che l'affinità elettronica diminuiscono scendendo in un gruppo ed aumentano avanzando da sinistra verso destra nel periodo. Questo è dovuto al fatto che scendendo nel gruppo gli elettroni nell'ultimo livello energetico sono attirati sempre con meno forza per diminuzione delle forze nucleari (gli atomi sono meno elettronegativi) e questo fa diminuire l'energia necessaria per strapparli (diminuisce l'energia di ionizzazione) e l'energia liberata quando l'atomo acquista un elettrone (affinità elettronica). Andando da sinistra verso destra in un periodo invece gli elettroni saranno attirati sempre con maggior forza dalle forze nucleari (aumenta l'elettronegatività) e questo fa aumentare l'energia per strappargli un elettrone (aumenta l'energia di ionizzazione) e l'energia liberata per acquisto di un elettrone (affinità elettronica). Secondo la teoria di Niels Bohr, in cui il numero di elettroni aumenta con l'aumentare del numero degli orbitali (k=2×1²=2; l=2×2²=8; m=2×3²=18), anche la forma della tavola dovrebbe cambiare. Questa teoria porrebbe fine anche al problema della collocazione delle terre rare. Bisogna prendere il Z dei gas nobili che è:

 

2, 10, 18, 36, 54, 86, 118.

 

Occorre fare la differenza tra due gas adiacenti per trovare il numero degli elementi contenuti nel proprio periodo:

 

10-2=8; 18-10=8; 36-18=18; 54-36=18; 86-54=32; 118-86=32

 

Si noti che il risultato è identico al risultato delle moltiplicazioni sopra scritte e che si ripete 2 volte prima di cambiare.

In questo modo si capisce il perché dei "salti di due caselle": dopo l'elio si salta, poi ci sono due periodi che combaciano (2 e 3), poi ci sono i metalli di transizione (4 e 5), le terre rare (6 e 7). In tal modo si può anche scoprire il Z del prossimo gas nobile, 118+(2×5²)= 168.

 

Gruppo della tavola periodica

Un gruppo di elementi è costituito da quelli che compaiono in una stessa colonna della tavola periodica. Gli elementi di uno stesso gruppo sono caratterizzati da una medesima configurazione elettronica esterna, quindi formano legami con gli stessi elementi. Questo comporta notevoli analogie nel loro comportamento chimico, che possono essere maggiori o minori a secondo del gruppo preso in esame.

Esistono tre diverse convenzioni di numerazione per i gruppi chimici. La più recente, dal 1990 raccomandata dalla IUPAC, utilizza i numeri arabi, mentre la vecchia numerazione IUPAC e la numerazione CAS utilizzano i numeri romani e le lettere A e B. Nella vecchia numerazione IUPAC la lettera A si riferisce alla parte sinistra della tabella, mentre la lettera B a quella destra; nella numerazione CAS la lettera A si riferisce agli elementi del gruppo principale e la lettera B agli elementi di transizione.

 

I gruppi

I gruppi sono 20 e vengono di seguito elencati.

 

IUPAC

IUPAC vecchia

CAS

nome

Gruppo 1

IA

IA

metalli alcalini

Gruppo 2

IIA

IIA

metalli alcalino terrosi

Gruppo 3

IIIA

IIIB

gruppo dello scandio

Gruppo 4

IVA

IVB

gruppo del titanio

Gruppo 5

VA

VB

gruppo del vanadio

Gruppo 6

VIA

VIB

gruppo del cromo

Gruppo 7

VIIA

VIIB

gruppo del manganese

Gruppo 8

VIIIA

VIIIB

gruppo del ferro

Gruppo 9

VIIIA

VIIIB

gruppo del cobalto

Gruppo 10

VIIIA

VIIIB

gruppo del nichel

Gruppo 11

IB

IB

gruppo del rame, anche detti metalli nobili

Gruppo 12

IIB

IIB

gruppo dello zinco

Gruppo 13

IIIB

IIIA

gruppo del boro, anche detti terrosi

Gruppo 14

IVB

IVA

gruppo del carbonio

Gruppo 15

VB

VA

gruppo dell'azoto

Gruppo 16

VIB

VIA

calcogeni

Gruppo 17

VIIB

VIIA

alogeni

Gruppo 18

VIIIB o 0

VIIIA

gas nobili

Gruppo 19

-

-

lantanoidi

Gruppo 20

-

-

attinoidi

 

Le vecchie numerazioni avevano il difetto di poter essere ambigue, indicando con numeri uguali gruppi diversi, soprattutto considerando il fatto che la vecchia numerazione IUPAC era prevalentemente usata in Europa mentre negli Stati Uniti d'America si preferiva la numerazione CAS. La nuova numerazione punta a risolvere queste ambiguità. Tuttavia il vantaggio principale di entrambe le vecchie numerazioni consiste nel fatto che il numero del gruppo corrisponde al numero di legami che formano nella maggior parte dei casi gli elementi che gli appartengono.

 

Voci correlate

Scienza;

Scienze naturali;

Fisica;

Particella;

Energia;

 

Tratto da Wikipedia, elaborato e modificato.

 

 

Torna: Scienza

 

 

 

 

 


Elementi della Tavola periodica

 

Descrizione

Elenchiamo la lista degli elementi chimici conosciuti in ordine di alfabetico.

Sono 118 ma solo una buona parte di essi è presente in natura, precisamente 90: dall'Idrogeno all'Uranio. In questo caso sarebbero 92 ma vengono esclusi il 43° e il 61°.

Sono sei i cosiddetti "gas nobili" ovvero elementi chimici la cui caratteristica è quella di non reagire con gli altri elementi grazie agli elettroni presenti sull'ultimo orbitale che risulta essere completo.

Proprio per questo è stato dato l'appellativo di "nobili" (non mescolandosi con atomi ed elementi chimici "comuni").

 

A

- Afnio,

- Alluminio,

- Americio,

- Antimonio,

- Argento,

- Argon,

- Arsenico,

- Astato,

- Attinio,

- Azoto,

 

B

- Bario,

- Berillio,

- Berkelio,

- Bismuto,

- Bohrio,

- Boro,

- Bromo,

 

C

- Cadmio,

- Calcio,

- Californio,

- Carbonio,

- Cerio,

- Cesio,

- Cloro,

- Cobalto,

- Copernicio,

- Cromo,

- Curio,

 

D

- Darmstadtio,

- Disprosio,

- Dubnio,

 

E

- Einsteinio,

- Elio,

- Erbio,

- Europio,

 

F

- Fermio,

- Ferro,

- Fluoro,

- Fosforo,

- Francio,

 

G

- Gadolinio,

- Gallio,

- Germanio,

 

H

- Hassio,

 

I

- Idrogeno,

- Indio,

- Iodio,

- Iridio,

- Itterbio,

- Ittrio,

 

K

- Kripton,

 

L

- Lantanio,

- Laurenzio,

- Litio,

- Lutezio,

 

M

- Magnesio,

- Manganese,

- Meitnerio,

- Mendelevio,

- Mercurio,

- Molibdeno,

 

N

- Neodimio,

- Neon,

- Nettunio,

- Nichel,

- Niobio,

- Nobelio,

 

O

- Olmio,

- Oro,

- Osmio,

- Ossigeno,

 

P

- Palladio,

- Piombo,

- Platino,

- Plutonio,

- Polonio,

 

P

- Praseodimio,

- Promezio,

- Protoattinio,

 

R

- Radio,

- Radon,

- Rame,

- Renio,

- Rodio,

- Roentgenio,

- Rubidio,

- Rutenio,

- Rutherfordio,

 

S

- Samario,

- Scandio,

- Seaborgio,

- Silicio,

- Sodio,

- Stagno,

- Stronzio,

 

T

- Tallio,

- Tantalio,

- Tecnezio,

- Tellurio,

- Terbio,

- Titanio,

- Torio,

- Tulio,

- Tungsteno,

 

U

- Unbinilio,

- Ununennio,

- Ununhexio,

- Ununoctio,

- Ununpentio,

- Ununquadio,

- Ununseptio,

- Ununtrio,

- Uranio,

 

V

- Vanadio,

 

X

- Xeno,

 

Z

- Zinco,

- Zirconio,

- Zolfo.

 

Voci correlate

Scienza;

Scienze naturali;

Fisica;

Particella;

Energia;

 

Tratto da Wikipedia, elaborato e modificato.

 

 

Torna: Scienza

 

 

  

 

 

 


Legame chimico

 

Descrizione

Si ha un legame chimico quando una forza di natura elettrostatica tiene uniti più atomi in una molecola o in un cristallo (legami forti o intramolecolari) o più molecole in una sostanza allo stato condensato (legami deboli o intermolecolari).

I legami chimici "più forti" hanno un contenuto energetico maggiore e sono più difficili da sciogliere, mentre i legami "più deboli" hanno un contenuto energetico minore e sono più facili da sciogliere. Da ciò deriva che le molecole che hanno al loro interno legami chimici più deboli sono più instabili.

Inoltre tanto più un legame è forte, tanto minore è la lunghezza del legame, essendo la forza che tiene uniti gli atomi maggiore.

 

Natura elettrostatica del legame chimico

La natura del legame chimico si può spiegare facilmente osservando le forze coulombiane interagenti tra le molecole. Prendiamo ad esempio il catione H2+: esso è costituito da due nuclei di H e da un elettrone. Indichiamo con Ha il primo nucleo di idrogeno e con Hb l'altro nucleo di idrogeno. A ciascuno dei due nuclei è associata una funzione d'onda elettronica, rispettivamente 1sa e 1sb, la cui combinazione lineare forma l'orbitale molecolare Ψ.

Ψ avrà valori bassi tra i due nuclei, mentre crescerà avvicinandosi ad essi e poi decrescerà allontanandosi nuovamente da essi. Quindi se si considera un elettrone, ovvero una carica negativa posta tra i due nuclei, esso sarà sottoposto a forze attrattive da parte dei due nuclei che saranno controbilanciate da quelle repulsive fino a quando non si sarà raggiunta la stabilità del sistema; quindi l'elettrone sarà caduto in una buca di potenziale dalla quale gli sarà difficile uscire. In tal modo si è formato un legame chimico.

 

Legami forti

I legami chimici forti sono le forze che tengono uniti gli atomi che formano le molecole.

Un legame forte è attuato dalla condivisione o dal trasferimento di elettroni tra atomi e dall'attrazione elettrostatica tra protoni ed elettroni. Tali legami generano il trasferimento di un numero intero di elettroni, detto ordine di legame, anche se in alcuni sistemi vi sono quantità intermedie di carica, come nel benzene, in cui l'ordine di legame è 1,5 per ogni atomo di carbonio. I legami forti sono generalmente classificati in tre classi, in ordine di polarità crescente:

 

Legame covalente

Il legame covalente (in generale) è il legame che si instaura tra due atomi non metalli (uguali o aventi differenza di elettronegatività, scala di Pauling, compresa tra 0 e 0,4) che mettono in compartecipazione una coppia di elettroni (detti coppia di legame) in un orbitale esterno che abbraccia entrambi gli atomi. Il legame covalente viene rappresentato da un trattino che congiunge i due atomi legati.

 

- Legame covalente puro

Un legame covalente puro (o omopolare) è un legame covalente che s'instaura fra due atomi appartenenti allo stesso elemento. In pratica si stabilisce una interazione (cioè il legame) tra atomi dello stesso tipo: è il caso tipico dell'idrogeno, dell'ossigeno, dell'azoto atmosferico, ecc...

 


 

Essendo la nube elettronica distribuita simmetricamente, il legame risulta non polarizzato.

I legami covalenti che si formano fra due atomi che condividono due coppie di elettroni prendono il nome di doppio legame. I legami covalenti che si formano fra due atomi che condividono tre coppie di elettroni prendono il nome di triplo legame.

Per constatare il numero di legami covalenti formatisi fra due atomi bisogna conoscere la valenza dell'atomo degli elementi considerati e dopo aver fatto questo scoprire quanti elettroni gli mancano per essere stabili (regola dell'ottetto).

es. N = azoto; V gruppo = 5 elettroni di valenza ( + 3 elettroni per completare l'ottetto)

I legami fra due azoti sono un triplo legame.

 

Qui a fianco vediamo ciò che accade all'interno della molecola di cloro. Ogni atomo condivide un elettrone con l'altro, creando una coppia di elettroni condivisa che terrà uniti i due atomi finché qualche forza esterna non li separerà.

I composti covalenti hanno, di solito, forma ridotta e sono caratterizzati da una precisa formula che, in questo caso rappresenta gli atomi costituenti e il loro numero. L'ammoniaca NH3 è formata da un atomo di azoto e da tre atomi di idrogeno.

 

- Legame covalente polare

Il legame covalente polare si instaura tra due atomi con differenza di elettronegatività compresa tra 0,4 e 1,9. In questo caso, gli elettroni coinvolti nel legame risulteranno maggiormente attratti dall'atomo più elettronegativo, il legame risulterà quindi polarizzato elettricamente, cioè ognuno degli atomi coinvolti nel legame presenterà una carica elettrica parziale.

 

 

Quando una molecola è tenuta coesa da soli legami covalenti puri o possiede una simmetria tale da annullare reciprocamente le polarità dei suoi legami covalenti risulterà complessivamente apolare. Invece una molecola costituita da due atomi legati fra loro da un legame covalente polare è polare (o dipolo elettrico); ciò non significa, in genere, però che la molecola abbia una carica elettrica perché nella sua totalità essa è elettricamente neutra. Si può prevedere facilmente la struttura polare di una molecola nel caso essa sia biatomica.

 

Legame di coordinazione

È un tipo particolare di legame covalente detto, in passato, dativo in quanto i due elettroni coinvolti nel legame provengono da uno solo dei due atomi detto donatore (in sostanza tale atomo "dona" gli ioni presenti sull'orbitale più esterno, cioè entrambi gli elettroni appaiati presenti in un suo orbitale), mentre l'altro, che deve essere in grado di mettere a disposizione un orbitale esterno vuoto (cioè con due posti vuoti che possono essere occupati da due elettroni) oppure di riorganizzare la sua configurazione elettronica per accogliere la coppia di elettroni (cioè ad esempio spostare due elettroni presenti su di un orbitale dispari su di un altro orbitale dispari, liberando di fatto un orbitale) viene detto accettore. Il legame dativo può essere rappresentato con una freccia, dal donatore all'accettore, o più impropriamente può essere indicato con un doppio trattino.

 

Legami delocalizzati e legame metallico

Alcuni legami covalenti, detti delocalizzati, possono legare insieme tre o più atomi contemporaneamente, come nei borani e nei composti aromatici.

- Legame metallico

La forma più estrema di delocalizzazione del legame covalente si ha nel legame metallico. Secondo questo modello un metallo può essere rappresentato come un reticolo cristallino di ioni positivi tenuti uniti da una nube di elettroni condivisi estesa a tutto il reticolo; essendo tali elettroni non legati a nessun atomo particolare, risultano essere estremamente mobili; tale mobilità è responsabile della elevata conducibilità elettrica dei metalli.

 

Legame ionico

Il legame ionico è un legame tra ioni di segno opposto. Tali ioni si formano da atomi aventi differenza di elettronegatività superiore al limite convenzionale di 1,9: in queste condizioni, l'atomo più elettronegativo priva l'altro di un elettrone: il primo atomo diventa uno ione con carica negativa, il secondo uno ione con carica positiva.


L'elettrone del sodio viene catturato dal cloro; il sodio diventa uno ione positivo e il cloro diventa uno ione negativo. Tra i due ioni si stabilisce un'attrazione elettrostatica che terrà legati i due atomi nel nuovo composto, il cloruro di sodio. 
La struttura macroscopica del cloruro di sodio, a cristalli di forma cubica, dipende dalla posizione che gli ioni sodio e cloro occupano nello spazio.

Le proprietà dei composti ionici sono legate al modo con cui gli ioni si legano.
I composti ionici sono solidi a temperatura ambiente, molto resistenti alla compressione ma non alla trazione. Non sono conduttori di elettricità in quanto le cariche elettriche (gli ioni) sono bloccati nel reticolo cristallino. Ma se vengono sciolti in acqua, liberano gli ioni e la soluzione diventa conduttrice (viene chiamata soluzione elettrolitica ogni soluzione in cui siano sciolti dei sali).

I composti ionici non hanno una molecola vera e propria; la loro forma dipende dal numero degli ioni che si sono uniti. La formula con la quale si rappresentano indica il rapporto minimo che si registra tra gli ioni. Il cloruro di sodio (NaCl) è formato da ioni sodio e cloro in rapporto 1:1, mentre il cloruro di magnesio (MgCl2) è costituito da ioni magnesio e cloro nel rapporto 1:2.

Questo legame è di natura prettamente elettrostatica; l'arrangiamento degli atomi nello spazio non ha la direzionalità del legame covalente: il campo elettrico generato da ciascuno ione si diffonde simmetricamente nello spazio attorno ad esso.

 

Legami deboli (legami chimici secondari)

I dipoli molecolari possono originare delle forze di attrazione intermolecolari.

I legami intermolecolari sono essenzialmente costituiti dalla reciproca attrazione tra dipoli statici  (è il caso delle molecole polari) o tra dipoli ed ioni (è il caso, ad esempio, di un sale che si scioglie in acqua).

Nel caso dei gas nobili o di composti formati da molecole apolari la possibilità di liquefare viene spiegata tramite la formazione casuale di un dipolo temporaneo quando gli elettroni, nel loro orbitare, si trovino casualmente concentrati su un lato della molecola; tale dipolo induce nelle molecole vicine a sé uno squilibrio di carica elettrica (il cosiddetto dipolo indotto) che genera reciproca attrazione e provoca la condensazione del gas. Il legame viene quindi prodotto da queste particolari forze di attrazione dette forze di dispersione o di Van der Waals.

Un caso particolare di legame intermolecolare, che può anche essere intramolecolare quando la geometria della molecola lo consente, è il legame idrogeno.

Un atomo di idrogeno legato ad un atomo di ossigeno (o di fluoro), a causa della sua polarizzazione positiva e delle sue ridotte dimensioni, attrae con un'intensità relativamente elevata gli atomi di ossigeno (e di fluoro e, in misura minore, di azoto) vicini. Tale legame, benché debole, è responsabile della conformazione spaziale delle proteine e degli acidi nucleici, conformazione da cui dipende l'attività biologica dei composti stessi.

Come ordine di grandezza, l'entità delle varie forze di legame può essere indicato dalla seguente tabella:

 

 

Forza relativa

Legame ionico

1000

Interazioni dipolari e Legame idrogeno

10 - 100

Forza di van der Waals

1

 

 

Voci correlate

Scienza;

Scienze naturali;

Fisica;

Particella;

Energia;

 

Tratto da Wikipedia, elaborato e modificato.

 

 

Torna: Scienza

 

 

 

 

 


Stato della materia & Fase

 

Descrizione

Con stato della materia o stato di aggregazione si intende una classificazione convenzionale dello stato di aggregazione della materia a seconda delle sue proprietà meccaniche.

 

Tre stati classici

Solido

Nello stato solido i costituenti della materia sono legati da forze molto intense che consentono soltanto moti di vibrazione, nella maggior parte dei casi le molecole si distribuiscono secondo un reticolo cristallino o in maniera amorfa. L'unico modo per variare la forma di un solido consiste nell'applicazione di forze abbastanza intense da spezzare i legami, causando però la rottura o il taglio del corpo.

 

Liquido

Nello stato liquido le forze agenti tra i costituenti sono meno intense ed essi sono liberi di scorrere gli uni sugli altri. Un liquido va incontro a variazioni di volume molto meno marcate rispetto ai gas e tende ad assumere la forma del recipiente nel quale è contenuto.

 

Aeriforme

Nello stato aeriforme le interazioni sono estremamente deboli ed ai costituenti è consentito muoversi indipendentemente, non hanno dunque forma propria e tendono ad espandersi ed occupare tutto il volume disponibile, risultando comprimibili.

 

Altri stati

Nella scienza moderna in realtà questa semplice classificazione risulta inadeguata a descrivere esaustivamente le numerose possibilità che ha la materia di organizzarsi. Il plasma è stato probabilmente il primo nuovo stato della materia ad essere aggiunto a questa catalogazione, ma ce ne sono molti altri, i quali compaiono in condizioni particolari di temperatura e pressione come i vari tipi di ghiaccio (denominati ghiaccio I, ghiaccio II, ghiaccio III e così via fino al ghiaccio X) e lo stato superfluido che l'elio raggiunge a bassissime temperature. Altri stati della materia di moderna concezione sono lo stato supercritico, superfluido, supersolido, colloidale, neutronio, materia fortemente simmetrica, materia fortemente asimmetrica, materia strana, condensato chirale, materia degenere, plasma di quark e gluoni, condensato di Bose-Einstein e lo stato di cristallo liquido.

 

Fase

Si definisce fase una porzione omogenea di un sistema termodinamico (sia dal punto di vista macroscopico che microscopico). Un sistema omogeneo è detto quindi monofasico, mentre un sistema eterogeneo è detto polifasico.

Spesso il concetto di fase corrisponde al concetto di stato di aggregazione, per cui si parla di fase solida, fase liquida e fase gassosa. La materia può essere presente in natura in diverse fasi (o stati), caratterizzati da uniforme composizione chimica e proprietà fisiche (densità, struttura cristallina, indice di rifrazione, ...). Gli esempi più familiari di stati della materia sono costituiti dagli stati solido, liquido e gassoso. Esempi meno familiari di stati (o fasi) della materia includono plasmi, stati condensati di Bose-Einstein, condensati fermionici, cristalli liquidi, superfluidi e supersolidi, fasi paramagnetiche o ferromagnetiche dei materiali magnetici.

 

Definizioni

Sebbene gli stati della materia siano concettualmente semplici, risulta difficile definirli con precisione. Si può definire fase di un sistema la regione nello spazio parametrico delle variabili termodinamiche del sistema in cui l'energia libera è una funzione analitica. Equivalentemente, due stati di un sistema sono nella stessa fase se possono essere trasformati l'uno nell'altro con semplici variazioni delle proprietà termodinamiche.

Tutte le proprietà termodinamiche di un sistema (entropia, capacità termica, magnetizzazione, comprimibilità ...) possono essere espresse in termini di energia libera e delle sue derivate. Ad esempio, l'entropia è semplicemente la derivata prima dell'energia libera rispetto alla temperatura. Finché l'espressione dell'energia libera rimane analitica, resteranno analitiche anche tutte le proprietà termodinamiche del sistema.

Quando un sistema passa da una fase ad un'altra, esiste uno stadio intermedio in cui l'espressione dell'energia libera non è più analitica. Questo stadio è detto transizione di fase. Esempi semplici di transizione di fase sono la fusione (passaggio da solido a liquido), l'ebollizione (da liquido a gas) o la condensazione (da gas a liquido). Le energie libere di fasi diverse saranno descritte da funzioni diverse, quindi una, o più, proprietà termodinamiche avranno comportamenti molto diversi dopo tale trasformazione. La proprietà generalmente esaminata in questo contesto è la capacità termica, durante la transizione la capacità termica raggiunge valori infiniti e, in seguito, terminata la trasformazione, assume valori diversi da quelli iniziali, esibendo una discontinuità della sua derivata.

In pratica ogni stato della materia è caratterizzato da una serie di proprietà importanti, ad esempio, la re un liquido in un contenitore si concentra nella parte inferiore.

 

Diagramma di fase

Le diverse fasi di un sistema possono essere rappresentate mediante il diagramma di fase. Sugli assi di tale diagramma vengono riportate le variabili termodinamiche rilevanti, solitamente pressione e temperatura, la figura che segue mostra un diagramma di fase per una sostanza che può essere presente nelle tre fasi: solida, liquida e gassosa.

Le linee del diagramma di fase rappresentano i punti dove l'energia libera non è analitica (la funzione è continua, ma la sua derivata prima non lo è ed ha un punto angoloso in corrispondenza della transizione di fase), quindi le transizioni di fase (del I ordine). Le aree sono invece i valori di temperatura e pressione del sistema per cui l'energia libera è analitica e corrispondono alle diverse fasi della materia. Le fasi sono dunque separate da linee di non analiticità dove avviene la transizione di fase.

Nel diagramma il confine tra fase liquida e gassosa non continua indefinitamente, ma termina in un punto del diagramma detto punto critico, questo riflette il fatto che, a valori estremamente alti di temperatura e pressione, le fasi liquida ed aeriforme diventano indistinguibili (fase gassosa). Per l'acqua il punto critico si ha intorno ai 647 K (374 °C o 705 °F) e 221 bar (22 064 000 Pa).

L'esistenza del punto critico evidenzia una sottile ambiguità nelle definizioni date in precedenza, passando da una fase liquida ad una gassosa normalmente dobbiamo attraversare un passaggio di fase, invece è possibile scegliere un percorso "alternativo" che ci permette di evitarlo spostandoci a destra del punto critico, dunque le fasi possono, in alcuni, casi mescolarsi in modo continuo tra loro. Va comunque sottolineato che questo non succede sempre. Per esempio, è impossibile che il confine tra le fasi liquida e solida termini in un punto critico, questo perché tali fasi hanno diverse simmetrie.

È interessante notare che il confine tra le fasi solida e liquida nel diagramma di molte sostanze, come quello qui illustrato, ha pendenza positiva. Ciò è dovuto al fatto che la fase solida ha una densità maggiore di quella liquida, quindi, aumentando la pressione aumenta anche la temperatura di fusione. Questo non è vero per il diagramma di fase dell'acqua, dove il confine tra liquido e solido ha una pendenza negativa, questo perché il ghiaccio ha una densità minore dell'acqua, proprietà particolare di questa sostanza.

 

Polimorfismo

Molte sostanze possono esistere in una varietà di fasi solide, ognuna corrispondente ad un'unica struttura cristallina. Queste variazioni di struttura cristallina di una stessa sostanza sono dette polimorfismo. Il diamante e la grafite sono due strutture polimorfiche del carbonio. La grafite è composta da strati di atomi di carbonio organizzati in strutture esagonali, dove ogni atomo di carbonio è fortemente legato ai tre atomi vicini nello stesso strato e debolmente legato agli atomi degli strati adiacenti. Nel diamante, invece, ogni atomo di carbonio è fortemente legato ai quattro atomi di carbonio vicini nella struttura cristallina cubica che lo compone. Le diverse strutture cristalline di diamante e grafite sono l'unica causa delle enormi differenze tra le proprietà di questi due materiali.

Ogni forma polimorfa di una sostanza è stabile solo in un certo intervallo di condizioni specifiche, ad esempio il diamante risulta stabile solo a pressioni estremamente elevate, mentre la grafite è la forma stabile per il carbonio alla pressione atmosferica. Tuttavia, sebbene il diamante sia instabile e a pressione atmosferica e dovrebbe trasformarsi in grafite, i diamanti resistono a tali condizioni, questo perché alle normali temperature la velocità di trasformazione da diamante a grafite è estremamente bassa. Fasi che possono esistere in condizioni di non-equilibrio, come il diamante, per lunghi periodi di tempo, sono dette metastabili.

 

Separazione di fase

In un sistema possono coesistere diverse fasi, separate tra loro da superfici di separazione.

La regola delle fasi di Gibbs descrive il numero di fasi che possono essere presenti in un sistema in equilibrio al variare delle condizioni. La regola delle fasi indica che per un singolo componente di un sistema possono coesistere in equilibrio al massimo tre fasi (solitamente liquida solida e gassosa). Le tre fasi possono coesistere esclusivamente ad un solo valore di temperatura e pressione, caratteristico del materiale, detto punto triplo. La regola delle fasi indica anche che due fasi possono coesistere in equilibrio per specifiche combinazioni di temperatura e pressione; dato un sistema liquido/gas ad una data temperatura, all'equilibrio la pressione avrà un valore definito, se il sistema si trovasse a valori di pressione inferiore una parte della fase liquida evaporerà fino a raggiungere il valore di pressione appropriato o fino a consumarsi completamente. Allo stesso modo, se la pressione della fase gassosa fosse troppo elevata, avremmo la condensazione del gas fino al raggiungimento del valore di equilibrio.

 

Tipico diagramma di fase per un materiale; sono mostrate le fasi solide, liquide e gassose.

 

 

Voci correlate

Scienza;

Scienze naturali;

Fisica;

Particella;

Energia;

 

Tratto da Wikipedia, elaborato e modificato.

 

 

Torna: Scienza