Chimica Generale

L'atomo è la più piccola unità di un elemento che ne conserva le proprietà chimiche. È formato da un nucleo centrale, che contiene protoni (carica positiva) e neutroni (neutri), collettivamente detti nucleoni, circondato da una nube di elettroni (carica negativa) che si muovono negli orbitali.

Il numero atomico $Z$ indica il numero di protoni nel nucleo ed è il vero "numero di targa" dell'elemento: tutti gli atomi con $Z=6$ sono carbonio, con $Z=8$ ossigeno, ecc. Il numero di massa $A = Z + N$ è la somma di protoni e neutroni.

• Nuclidi e isotopi: nuclidi dello stesso elemento (stesso $Z$) con diverso numero di neutroni $N$ sono detti isotopi. Esempio: $^{12}\mathrm{C}$ (6p+6n), $^{13}\mathrm{C}$ (6p+7n), $^{14}\mathrm{C}$ (6p+8n). Gli isotopi hanno stesse proprietà chimiche ma masse diverse, e alcuni sono radioattivi.
• Decadimento radioattivo: nuclei instabili (radioisotopi) emettono radiazioni per diventare più stabili: $\alpha$ (nucleo di $^4\mathrm{He}$, 2p+2n), $\beta^-$ (un neutrone si trasforma in protone + elettrone), $\beta^+$ (positrone), $\gamma$ (fotone ad alta energia).
• Fissione nucleare: un nucleo pesante (es. $^{235}\mathrm{U}$) assorbe un neutrone e si spacca in due nuclei più leggeri, rilasciando energia e neutroni che innescano una reazione a catena (alla base dell'energia nucleare).
• Fusione nucleare: due nuclei leggeri (es. $^2\mathrm{H}$ e $^3\mathrm{H}$) si uniscono formando un nucleo più pesante, rilasciando enormi quantità di energia — è il processo che alimenta il Sole e le stelle.

Applicazioni reali: datazione al carbonio-14 ($t_{1/2}=5730$ anni), radioterapia ($^{60}\mathrm{Co}$), diagnostica PET ($^{18}\mathrm{F}$), produzione di energia nucleare (fissione dell'uranio), fusione termonucleare (reattori a confinamento magnetico).

La massa atomica relativa $A_r$ di un elemento è la media pesata delle masse dei suoi isotopi naturali, misurata rispetto all'unità di massa atomica u (1/12 della massa del $^{12}\mathrm{C}$, pari a $1.6605\times10^{-27}\,\mathrm{kg}$). Poiché gli isotopi hanno abbondanze percentuali diverse in natura, la massa atomica che leggiamo sulla tavola periodica è una media ponderata. Esempio: il cloro naturale è composto dal 75.78% di $^{35}\mathrm{Cl}$ (34.97 u) e dal 24.22% di $^{37}\mathrm{Cl}$ (36.97 u) → $A_r(\mathrm{Cl}) = 35.45$ u.

La massa molecolare relativa $M_r$ si ottiene sommando le masse atomiche di tutti gli atomi presenti nella formula chimica del composto: $$M_r = \sum_i n_i\,A_{r,i}$$ dove $n_i$ è il numero di atomi dell'elemento $i$-esimo nella formula.

La formula minima (o empirica) esprime il rapporto tra gli atomi degli elementi presenti nel composto nella forma più semplice possibile (numeri interi piccoli). La formula molecolare indica il numero effettivo di atomi di ciascun elemento presenti in una singola molecola: è un multiplo intero della formula minima ($k = M_r/M_{minima}$). Esempio: il glucosio ha formula minima $\mathrm{CH_2O}$ e molecolare $\mathrm{C_6H_{12}O_6}$ ($k=6$).

Applicazioni reali: la determinazione della formula minima e molecolare è alla base dell'identificazione di nuovi farmaci e composti naturali tramite analisi elementare e spettrometria di massa.

La mole è l'unità di misura della quantità di sostanza nel Sistema Internazionale: 1 mole contiene esattamente $N_A = 6.022\times10^{23}$ entità elementari (atomi, molecole, ioni, o particelle), dove $N_A$ è la costante di Avogadro. È l'"dozzina del chimico": come una dozzina indica sempre 12 oggetti, una mole indica sempre $6.022\times10^{23}$ particelle, indipendentemente dalla sostanza.

La massa di una mole di sostanza è la massa molare $M$, espressa in g/mol, ed è numericamente uguale alla massa atomica o molecolare relativa. Ad esempio: $M(\mathrm{H_2O}) = 18\,\mathrm{g/mol}$ significa che 1 mole di acqua (cioè $6.022\times10^{23}$ molecole) ha massa 18 grammi.

Il legame fondamentale che collega massa ($m$), quantità di sostanza ($n$) e numero di particelle ($N$): $$n = \dfrac{m}{M} = \dfrac{N}{N_A}$$
Intuizione sulla scala: $6.022\times10^{23}$ è un numero immenso. Se avessimo una mole di biglie di 1 cm³ ciascuna, coprirebbero l'intera superficie terrestre con uno strato spesso oltre 10 km! Per questo usiamo la mole per pesare sostanze su scale di laboratorio (grammi) contando implicitamente un numero enorme di atomi.

Applicazioni reali: la mole è indispensabile in qualsiasi laboratorio chimico per preparare soluzioni di concentrazione nota, dosare reagenti, e interpretare le reazioni in termini quantitativi.

Un'equazione chimica bilanciata rappresenta una reazione nel rispetto della legge di conservazione della massa: il numero di atomi di ogni elemento è identico a sinistra (reagenti) e a destra (prodotti) della freccia. I coefficienti stechiometrici indicano i rapporti molari tra reagenti e prodotti.

Bilanciamento: si procede per tentativi, iniziando dagli atomi che compaiono in meno specie chimiche e lasciando H e O per ultimi. Per reazioni più complesse si usa il metodo algebrico (sistema di equazioni lineari) o il metodo ionico-elettronico (per reazioni redox).

Il reagente limitante è quello che si consuma per primo nella reazione, determinando la quantità massima di prodotto ottenibile. Gli altri reagenti sono in eccesso e una parte di essi rimarrà inalterata al termine della reazione.

Per identificare il limitante si confrontano i rapporti $n/\nu$ (moli diviso coefficiente stechiometrico) di ciascun reagente: il valore più piccolo corrisponde al reagente limitante. Immaginatelo come una ricetta: se per fare un panino servono 2 fette di pane e 1 fetta di formaggio, e avete 10 fette di pane e 4 di formaggio, il formaggio è il limitante (fermerete a 4 panini).

La resa di reazione $\eta$ misura l'efficienza della reazione: $$\eta\% = \dfrac{\text{resa reale (ottenuta)}}{\text{resa teorica (massima)}}\times100$$ La resa reale è sempre inferiore a quella teorica a causa di reazioni collaterali, perdite meccaniche, equilibri incompleti.

Applicazioni reali: in campo industriale, identificare il reagente limitante permette di ottimizzare i costi (si usa in eccesso il reagente più economico). Il calcolo della resa è cruciale per valutare l'efficienza di un processo chimico (es. sintesi farmaceutiche, produzione di ammoniaca col processo Haber-Bosch).