Chimica

chìmica  s.f. (dal gr. chemía, mescolanza). Scienza che studia la struttura e le trasformazioni delle sostanze in altre diverse, determinandone la composizione e le proprietà.

 u Definizione

La chimica studia il modo di reagire dei corpi quando vengono posti a contatto tra loro e le conseguenti modificazioni permanenti della loro natura, che possono essere provocate o favorite da agenti fisici (calore, luce, elettricità, ecc.). Ciò avviene secondo leggi chimiche che regolano queste reazioni e che per la loro importanza sono oggetto di continuo studio. Di ogni sostanza si determinano le proprietà per poterla classificare e riconoscere; se ne studia la struttura, cioè si determina la natura degli atomi costituenti la molecola e la loro mutua posizione. Mentre la fisica studia i fenomeni più generali della materia, considerando le proprietà globali dei corpi senza tener conto della loro natura, la chimica studia ogni sostanza ricercandone l'origine, i modi di formazione e l'attitudine a reagire, cioè a subire l'azione delle altre sostanze con cui viene a contatto. Ad es., prendendo un solido come lo zolfo e scaldandolo in assenza di aria, questo diventa prima liquido e poi evapora. Raffreddando il vapore si riottiene la medesima quantità dello stesso zolfo solido. Durante questi cambiamenti di stato fisico, come la fusione, l'evaporazione, la condensazione e la solidificazione che sono perciò detti fenomeni fisici, le proprietà dello zolfo non sono state modificate.

Lo stesso zolfo bruciato in presenza di aria emana un odore soffocante, poichè si combina con uno dei costituenti dell'aria, l'ossigeno, dando luogo al biossido di zolfo; questo composto anche riportato alla temperatura dell'ambiente conserva il suo odore e le sue proprietà caratteristiche, diverse da quelle dello zolfo; inoltre la sua massa è nettamente superiore a quella dello zolfo bruciato. Le proprietà dello zolfo originario sono quindi state sostituite da nuove proprietà, quelle del biossido di zolfo. Questo è il carattere peculiare dei fenomeni chimici, come la combustione. Nonostante la differenza fondamentale tra fenomeni fisici e fenomeni chimici, lo studio della chimica non si può concepire senza la fisica e viceversa; infatti le proprietà chimiche e fisiche sono entrambe determinanti perchè un certo fenomeno avvenga. Il primo problema che si pone al chimico è di ottenere sostanze pure per studiarne le proprietà. Consideriamo, ad es., l'acqua. Un esame anche superficiale indica che le acque presenti in natura mostrano differenze notevoli secondo la loro origine. Da ciascuna si può, mediante distillazione o congelamento, ottenere una sostanza molto meglio definita le cui proprietà non cambiano qualunque siano i “trattamenti” fisici a cui venga sottoposta, cioè acqua chimicamente pura. Le sue caratteristiche servono come riferimento per lo studio delle acque naturali. Queste in realtà sono miscele di acqua pura con altre sostanze (delle quali è possibile stabilire le singole proprietà), la cui presenza fa sì che l'insieme non abbia esattamente le identiche proprietà dell'acqua pura, pur conservandone molte. L'esempio descritto mostra la prima operazione che si compie quando si studia chimicamente una sostanza: è necessario infatti anzitutto stabilire se si tratta di una miscela o di un corpo puro: nel primo caso occorre isolare e identificare i vari corpi puri che formano la miscela. Uno dei primi esempi noti nella storia della chimica è lo studio della composizione dell'aria, compiuto da Lavoisier, il quale potè dimostrare che essa era prevalentemente costituita da due diversi corpi puri e semplici: l'ossigeno e l'azoto atmosferico.

I corpi puri, detti anche specie chimiche, sono definiti dalle loro proprietà. L'operazione o l'insieme di operazioni che permette di isolarli, prende il nome di analisi immediata. I procedimenti usati sono spesso di applicazione lunga e delicata; si ricorre a tecniche differenti secondo che la miscela sia eterogenea od omogenea, che si trovi allo stato solido, liquido o gassoso. Nel caso di due solidi si può ricorrere a procedimenti meccanici (classificazione, separazione magnetica, levigazione, flottazione, uso di un liquido di densità intermedia) o fisicochimici (uso di solventi selettivi, fusione, soluzione o cristallizzazione frazionata, oppure soluzione in opportuno solvente e applicazione dei metodi usati per i liquidi). Parimenti la separazione di un solido da un liquido può farsi per decantazione o sifonamento, filtrazione, centrifugazione, essiccamento, evaporazione; quella di due liquidi miscibili, per congelamento o distillazione frazionata, assorbimento selettivo, diffusione attraverso una parete porosa, o cromatografia. Ogni operazione d'analisi immediata tende a suddividere la sostanza studiata in due o più frazioni, che vengono poste nelle stesse condizioni onde compararne le proprietà; se queste sono diverse, il frazionamento è riuscito: la sostanza è una miscela, ammesso che le operazioni eseguite non abbiano provocato una decomposizione. Se le proprietà sono identiche, non c'è stato frazionamento; possiamo dire che una sostanza è un corpo puro se resiste a ogni tentativo di frazionamento.

I corpi puri sono di due tipi: alcuni, non frazionabili con l'analisi immediata, si trasformano in miscele quando si sottopongono a operazioni fisiche o chimiche in adatte condizioni: sono i corpi composti o combinazioni o semplicemente composti. Così l'acqua, quando è portata a una temperatura dell'ordine di 1.500 ºC o quando è fatta attraversare da una corrente elettrica o quando viene trattata a caldo con ferro fornisce una miscela di due nuove specie chimiche, l'idrogeno e l'ossigeno. Si può d'altra parte ottenere l'acqua partendo soltanto da questi due corpi, per es., per azione di una scintilla. Queste due operazioni descritte, dette rispettivamente analisi elementare e sintesi, permettono di affermare che l'acqua è formata dalla combinazione di idrogeno e ossigeno. Altri corpi puri non si possono decomporre con alcun procedimento perciò vengono detti corpi semplici, come per es. l'idrogeno e l'ossigeno.

Fondamentali in natura, i corpi semplici e i composti possono essere definiti dall'insieme delle seguenti caratteristiche:

• fondono (o solidificano) a una temperatura determinata che resta costante durante tutta la durata della fusione (o della solidificazione); se la pressione varia, cambia anche la temperatura di fusione (o di solidificazione), ma la composizione resta immutata;

• a pressione costante bollono a una temperatura determinata, che resta invariabile durante tutta l'ebollizione; se la pressione varia, muta anche la temperatura di ebollizione, ma la composizione della sostanza in causa resta invariata;

• la solubilità è determinata;

• restano identici a se stessi dopo dialisi o diffusione.

Esistono altre proprietà generali dei corpi puri, che sono altrettanti criteri di purezza: densità, tensione di vapore, conduttività, indice di rifrazione, spettro visibile e ultravioletto, forma cristallina, coefficiente di dilatazione, costante capillare, viscosità, composizione chimica, attività ottica, ecc. La maggior parte di esse, però, è caratteristica di più corpi puri, tuttavia è abbastanza raro che il loro insieme sia comune a molti corpi puri; quando invece si passa allo studio di specie pure molto complesse, è abbastanza frequente che molte proprietà fisiche siano comuni ad alcune di esse. Si ricorre in questo caso ad analisi particolari: dello spettro delle polveri ai raggi X, dello spettro di risonanza magnetica nucleare, di quello infrarosso e di quello cosiddetto di massa, che sono tutti assai più specifici dei tradizionali metodi di riconoscimento, richiedendo per l'analisi minime quantità di sostanza. Mentre si conoscono più di un milione e mezzo di corpi composti, i corpi semplici sono pochi, dell'ordine di qualche centinaio: essi sono le sostanze da cui si possono ottenere tutti i composti e ciò conferisce loro un'importanza particolare. Alla nozione di corpo semplice, il chimico Urbain aggiunse quella di elemento. Ad es., il corpo semplice ossigeno può, in certe circostanze, trasformarsi nel corpo semplice ozono; entrambi agiscono sul carbonio e sul rame, dando biossido di carbonio e ossido di rame, perciò hanno proprietà comuni, ma non si può asserire che questa parte comune sia il corpo semplice ossigeno in quanto potrebbe essere anche il corpo semplice ozono. Questa parte comune è detta elemento e si dice che l'ossigeno, l'ozono, il biossido di carbonio, l'ossido di rame contengono tutti l'elemento ossigeno. Parimenti il biossido di carbonio può essere ottenuto per combustione del diamante o della grafite; il biossido di pentafosforo per combustione del fosforo bianco o del fosforo rosso, ecc. Diamante e grafite sono due corpi semplici formati dallo stesso elemento, il carbonio; fosforo bianco e fosforo rosso sono pure due corpi semplici formati dallo stesso elemento, il fosforo. Da quanto osservato deriva che esistono più varietà di uno stesso elemento (nel nostro caso l'ossigeno, il carbonio e il fosforo); questo è dovuto a un particolare fenomeno chiamato allotropia. Tutti i corpi semplici sono pertanto formati da elementi; più precisamente un corpo semplice non contiene che un elemento mentre un composto è costituito da elementi diversi. Si conoscono attualmente centosette elementi; di questi, ventisei sono instabili perchè radioattivi. Degli elementi radioattivi diciotto sono stati ottenuti artificialmente. Ogni elemento possiede proprietà fisiche che conserva in tutti i composti: le più importanti sono quelle collegate con gli spettri di emissione e con quelli ottenuti con i raggi X. Lo spettro di emissione di un gas è costituito da radiazioni la cui lunghezza d'onda è caratteristica degli elementi che lo compongono; per ottenerlo, si rende il gas luminoso facendo passare una corrente ad alta tensione nel tubo che lo contiene e in cui è stato fatto preventivamente il vuoto; oppure si fa scoccare una scintilla tra due armature costituite dal corpo in esame. Per ottenere uno spettro di raggi X, che caratterizza meglio l'elemento in esame, si usa l'elemento stesso come costituente dell'anticatodo del tubo generatore dei raggi X.

Quando viene realizzata una miscela di corpi puri e dopo che è stata sottoposta per un certo tempo a condizioni esterne determinate, se l'analisi immediata mette in evidenza sia nuovi corpi puri, sia gli stessi corpi in proporzioni diverse da quelle iniziali, si dice che si è verificata una reazione chimica. In tutte le reazioni chimiche si osserva un principio fondamentale detto di conservazione degli elementi: cioè i corpi fatti reagire e i corpi ottenuti contengono gli stessi elementi e la massa totale di ognuno di essi resta costante. Questo principio, che regge tutta la chimica classica, non è valido nelle disintegrazioni e nelle trasmutazioni nucleari che costituiscono argomenti di studio della chimica nucleare. Il principio della conservazione degli elementi ha per corollario il principio della conservazione della massa: cioè la massa di un sistema di corpi resta invariabile, qualunque sia la trasformazione fisica o chimica che si verifica. Tale principio fu enunciato nel 1789 da Lavoisier con la formulazione: il peso di un composto è uguale alla somma dei pesi dei componenti. Le teorie moderne hanno fuso questo principio con quello più generale della conservazione dell'energia. Quando una reazione chimica libera o assorbe una quantità di energia E l'insieme dei corpi interessati alla reazione subisce una perdita o un aumento di massa m, che si può calcolare mediante la formula:

m = E/c2

dove c = 3 × 10¹º cm/s è la velocità della luce nel vuoto. Nelle reazioni chimiche classiche questa variazione di massa è troppo debole per poter essere messa in evidenza; nelle reazioni nucleari, invece, l'energia messa in gioco è molto più considerevole ed è stato possibile trasformare in energia particelle materiali (dematerializzazione) e, inversamente, trasformare in materia energia radiante (materializzazione dell'energia).

 

u Divisione della chimica

I rami fondamentali della chimica sono oggi: chimica fisica, chimica inorganica, chimica organica, biochimica; un posto a parte occupano la chimica nucleare e la chimica analitica. Ognuno di essi può suddividersi, a seconda degli scopi che si prefigge, in altri più specializzati.

La chimica fisica, nata dalla chimica generale, studia i princìpi fondamentali, cercando d'interpretare, con metodi fisici e matematici, i fenomeni chimici. A seconda del particolare campo di ricerca si divide in chimica teorica quando studia i princìpi teorici della chimica; termochimica quando indaga il fenomeno in relazione al calore scambiato con l'ambiente; termodinamica chimica quando studia l'andamento della reazione dal punto di vista energetico; cinetica chimica quando studia l'andamento della reazione dal punto di vista della velocità con cui questa avviene; strutturistica quando ha per scopo lo studio della struttura delle sostanze; elettrochimica quando studia gli effetti dell'elettricità sulla materia; spettroscopia quando si interessa delle proprietà spettroscopiche, ecc.

La chimica inorganica è la chimica dei metalli, semimetalli e non metalli e delle loro combinazioni; di ogni sostanza ottenibile dai centotré elementi noti, tranne che dal carbonio, studia la struttura e la reattività.

La chimica organica è la chimica dei composti del carbonio, che richiedono uno studio a sè, per la caratteristica propria di questo elemento, solo raramente e in misura limitata osservabile in altri elementi (silicio, zolfo e boro), di legarsi con se stesso in modi molto diversi. Pertanto il numero dei composti organici è estremamente elevato. Il campo delle ricerche è molto complesso perchè la chimica organica studia la sintesi di nuove sostanze, il meccanismo per passare dallo stato iniziale allo stato finale di una reazione, la struttura delle sostanze naturali e la loro formazione, i processi per ottenere grandi molecole dal concatenamento di piccole molecole (chimica macromolecolare), ecc. Un suo settore particolare, ormai ampiamente differenziatosi, è la chimica organometallica che riguarda i composti con uno o più legami metallo-carbonio. Da ricordare il nichel tetracarbonile Ni(CO)4, e i catalizzatori Ziegler-Natta, derivati organometallici del titanio.

La biochimica, usando i mezzi della chimica e della biologia, studia le reazioni che avvengono nella materia vivente, le cause e gli agenti fisici e chimici che le provocano.

La chimica analitica, usando le tecniche delle varie branche, ha per scopo il riconoscimento (analisi qualitativa), l'isolamento e la determinazione quantitativa (analisi quantitativa) delle sostanze in esame.

La chimica nucleare, sviluppatasi in questi ultimi anni, si occupa delle trasformazioni della materia che, a differenza delle reazioni chimiche ordinarie, interessano i nuclei atomici e determinano per conseguenza un mutamento delle specie atomiche che reagiscono; le reazioni nucleari sono prodotte dalla collisione, con i nuclei atomici, di fotoni e particelle dotate di vari gradi di energia, elettricamente cariche (protoni, ioni di atomi diversi, mesoni, elettroni, ecc.) o neutre (neutroni).

L'applicazione delle leggi e delle tecniche chimiche per un particolare fine porta a branche non meno importanti quali la chimica industriale, che ha per scopo la fabbricazione su scala industriale delle varie sostanze; la chimica agraria, che studia dal punto di vista chimico il terreno e i suoi prodotti; la chimica farmaceutica, che si occupa di ottenere farmaci adatti a prevenire o a debellare le varie malattie; la chimica tossicologica, che si occupa del riconoscimento chimico e del modo d'azione delle sostanze tossiche; la geochimica, che studia la formazione e le trasformazioni, la diffusione e la concentrazione dei minerali sulla Terra.

Come tutte le scienze, anche la chimica è in continuo divenire e allo studioso si aprono sempre nuove vie di ricerca. Così, con lo studio dei meteoriti, si gettano le basi della cosmochimica, che potrà nel futuro avere sviluppi imprevedibili. 

 v Teoria atomica

Lavoisier, enunciando il principio di conservazione della massa, trasformò la chimica da disciplina puramente qualitativa e descrittiva in scienza quantitativa; grazie ai progressi che da ciò derivarono, all'inizio del XIX sec., Dalton potè elaborare un'ipotesi, detta teoria atomica, che doveva rivoluzionare tutte le concezioni della chimica e, in parte, della fisica. Da tale ipotesi, infatti, si sviluppò in seguito la teoria atomica, tuttora alla base della chimica; essa si fonda su numerose conferme sperimentali e sulla definizione di molecola e di atomo. Chiamiamo molecola la più piccola particella capace di esistenza fisica indipendente: la materia risulta pertanto costituita da molecole separate da spazi vuoti. Tutte quindi le molecole di uno stesso corpo puro sono identiche e a due corpi differenti corrispondono molecole diverse; inoltre le molecole di un corpo qualunque sono sottoposte a un incessante movimento la cui velocità cresce con la temperatura.

L'ipotesi di Avogadro, enunciata dal chimico italiano nel 1811, sostiene che volumi uguali di gas, nelle stesse condizioni di temperatura e di pressione, contengono un egual numero di molecole. Questa ipotesi, che è limitata ai gas, ha ricevuto numerose e dirette conferme, tanto che può essere ormai considerata una legge fondamentale.

L'esistenza delle molecole è stata pienamente dimostrata: nei gas, per i quali i risultati della teoria cinetica hanno confermato la loro struttura molecolare; in molti liquidi, che risultano formati da molecole scorrenti le une sulle altre e orientate a caso; infine in un certo numero di solidi cristallini (iodio, zolfo, biossido di carbonio solido, ecc.) formati dall'insieme regolare di molecole legate tra loro, sia pure debolmente.

La definizione di atomo deriva dalla constatazione che la maggior parte delle sostanze, e quindi le loro più piccole quantità come le molecole, non sono corpi semplici. L'acqua, considerata un tempo indivisibile, contiene in realtà gli elementi idrogeno e ossigeno. La più piccola quantità di questi elementi contenuta nella molecola viene chiamata atomo. Anche i corpi semplici si presentano generalmente come molecole, solo che queste sono costituite esclusivamente da atomi dello stesso elemento. Gli atomi di uno stesso elemento sono quindi identici fra loro e a elementi diversi corrispondono atomi diversi.

Durante le reazioni chimiche tra le molecole venute a contatto si ha uno scambio di atomi per dar luogo a nuove molecole, ma l'individualità di ogni atomo non cambia; questo fatto permette di spiegare il principio della conservazione della massa. La teoria atomica consente anche di interpretare l'allotropia, l'isomeria, le leggi ponderali e volumetriche. In molti solidi cristallini la nozione di molecola viene sostituita da quella, più aderente alla realtà, di struttura atomica o ionica; ad es., un cristallo di cloruro di sodio è formato da un insieme regolare di ioni sodio [Na+] e ioni cloro [Cl-]; un cristallo di diamante è formato invece da un complesso regolare di atomi di carbonio.

 

v Leggi delle combinazioni

Le masse dei corpi che reagiscono tra loro obbediscono a un certo numero di leggi; altrettanto si verifica per i loro volumi allorché essi sono allo stato gassoso. Queste leggi furono enunciate agli inizi del XIX sec. e permisero l'introduzione delle notazioni chimiche.

 leggi ponderali

Legge delle proporzioni definite e costanti o legge di Proust. I rapporti delle masse, secondo cui due o più elementi si combinano, sono determinati e non suscettibili di variazioni continue; questa legge, che precisa la costanza di composizione di una specie chimica, permette di distinguere le miscele e i composti.

Legge delle proporzioni multiple o legge di Dalton. Quando due elementi formano più composti, le masse di un elemento, che si uniscono nei diversi composti a una stessa massa dell'altro elemento, stanno tra loro in rapporti a termini interi e generalmente semplici.

Legge dei numeri proporzionali o legge di Richter. Se b e c sono le masse di B e C che si uniscono alla stessa massa a di un elemento A, il rapporto delle masse, secondo cui B e C si uniscono tra loro, è b/c; questo rapporto varia anche quando viene moltiplicato per un rapporto di numeri interi semplici m/n. I numeri a, b, c sono detti numeri proporzionali degli elementi A, B, C.

  leggi volumetriche

Leggi di Gay-Lussac. 1. I volumi di due gas che si combinano, misurati alla stessa temperatura e alla stessa pressione, sono tra loro in rapporto semplice.

2. Quando il composto è gassoso il suo volume è in rapporto semplice con quello dei suoi costituenti gassosi.

Queste leggi, come tutte le leggi relative allo stato gassoso della materia, sono approssimative e sono pertanto verificate soltanto per i gas perfetti (o per i gas reali a basse pressioni).

 

v Notazione chimica

Essa  permette una sintetica descrizione qualitativa e quantitativa dei composti e delle trasformazioni chimiche: in primo luogo rappresenta ogni elemento con un simbolo formato da una o due lettere iniziali del suo nome; es.: ossigeno O, carbonio C, cloro Cl, azoto N (da nitrogeno), sodio Na (da natrium), ecc. In secondo luogo ogni composto viene rappresentato da una formula costituita dall'insieme dei simboli degli elementi che lo compongono. Si associano inoltre ai simboli A, B, C, ecc. degli elementi masse determinate a, b, c, ecc. di questi, in modo che la formula di un composto tra A, B e C sia del tipo Aa Bb Cg; la legge di Richter mostra che a, b, g possono essere interi, generalmente non troppo grandi, se a, b, c sono scelti tra valori proporzionali degli elementi A, B, C. Il giusto numero proporzionale da associare al simbolo di un elemento richiede innanzi tutto la scelta di un elemento di riferimento (si prende attualmente l'isotopo 12 del carbonio); in secondo luogo, il valore proporzionale dell'elemento di riferimento (convenzionalmente preso uguale a 12) e infine la scelta tra i numeri proporzionali di ogni elemento. Tale scelta si fa considerando tutte le proprietà del composto: così CO2 è la formula migliore per il biossido di carbonio, poichè da essa si può prevedere la riduzione di questo corpo a ossido di carbonio, in cui è presente una quantità di ossigeno metà di quella presente nel biossido di carbonio. Quest'ultimo contiene 32 g di ossigeno per 12 di carbonio, perciò la formula CO2 esige che si prenda O = 16. Inoltre poichè la miglior formula del metano è CH4 data l'esistenza di quattro derivati clorurati di sostituzione e tenuto conto che il metano contiene 1 g di idrogeno per ogni 3 g di carbonio, si deve prendere H = 1; ne consegue che la formula dell'acqua che contiene 8 g di ossigeno per 1 g di idrogeno è necessariamente H2O, che ben si accorda con le sue proprietà chimiche, e così via. In questo modo, gradualmente, dopo molte controversie, è stata elaborata la notazione chimica attuale; successivamente si è constatato che le formule così stabilite sono, a volte, immagini reali delle molecole; così, ad es., la molecola del biossido di carbonio CO2 è effettivamente formata da un atomo di carbonio unito a due atomi di ossigeno, la molecola dell'acqua da due atomi di idrogeno uniti a un atomo di ossigeno, ecc. Nei numerosissimi casi in cui non si può parlare di molecola in senso stretto, es. cloruro di sodio Nacl, allume KAl(SO4)2·12H2O, ecc., la formula è l'espressione globale più semplice della composizione atomica di un corpo. Occorre però notare che generalmente le formule chimiche non esprimono il modo secondo il quale i vari atomi sono legati tra loro, cosa fondamentale per prevedere le reazioni. Si fa uso perciò di formule più complicate dette formule di struttura che, con particolari notazioni, permettono di riconoscere più facilmente alcune delle proprietà della sostanza considerata. Le regole per scrivere e leggere le formule chimiche sono state codificate dall'Unione internazionale di chimica pura e applicata (IUPAC) soltanto da pochi anni.

 

² Peso atomico, grammoatomo

Il  peso atomico di un elemento è definito come il rapporto tra il peso dell'atomo dell'elemento e 1/12 del peso dell'isotopo 12 del carbonio; il peso atomico del carbonio è 12,0111, quello dell'idrogeno 1,00797, ecc. Il grammoatomo di un elemento equivale a una sua certa quantità, espressa in grammi, corrispondente al numero che rappresenta il peso atomico; il grammoatomo di ossigeno vale 15,9994 g di questo elemento, ecc., cioè è il peso di N = 6,023 × 10²³ (numero di Avogadro) atomi dell'elemento.

 

² Peso molecolare, grammomolecola o mol, grammoformula

Peso  molecolare, grammomolecola o mol, grammoformula. Il peso molecolare di un corpo è il rapporto tra il peso della sua molecola e 1/12 del peso dell'isotopo 12 del carbonio; si ottiene quindi dai pesi atomici degli elementi che entrano nella costituzione della molecola; ad es., la molecola d'acqua H2O contiene un atomo di ossigeno e due atomi di idrogeno, il suo peso molecolare è quindi 15,9994 + 2 × 1,00797 = 18,0153; le molecole di idrogeno H2, di ossigeno O2, di azoto N2, di cloro Cl2 sono biatomiche, cioè formate da due atomi; i pesi molecolari di questi corpi semplici sono rispettivamente:

2 × 1,00797 = 2,01594;

2 × 15,9994 = 31,9988;

2 × 14,0067 = 28,0134;

2 × 35,453 = 70,906.

La grammomolecola o mol di un corpo è una certa massa di questo corpo esprimibile in grammi corrispondenti al numero del peso molecolare; così la grammomolecola di ossigeno vale 31,9988 g di questo corpo semplice, la grammomolecola d'acqua vale 18,0153 g di questo composto. Corrisponde alla massa di N = 6,023 × 10²³ molecole di questo corpo. Nei molti casi in cui il corpo considerato non abbia costituzione molecolare e in cui, conseguentemente, non si possa parlare nè di peso molecolare nè di grammomolecola, è tuttavia necessario, per svolgere i calcoli relativi alle reazioni chimiche, potere ragionare su una massa di questo corpo che sia caratteristica; si considera perciò la grammoformula che si può definire, per analogia con quanto sopra, come la massa rappresentata dalla formula; così, per il cloruro di sodio di formula Nacl, la grammoformula rappresenta 22,9898 + 35,453 = 58,4428 g di questo corpo.

Grammoatomo, grammomolecola, grammoformula sono utilizzati correntemente nei calcoli inerenti alle reazioni chimiche (calcoli stechiometrici); ad es., si può determinare quale massa di calcare puro (CaCO3) occorra calcinare per ottenere 140 g di calce viva (CaO). La reazione chimica che avviene si traduce con CaCO3DCaO + CO2che si legge così: 40,08 + 12,0111 + 3 × 15,9994 = 100,09 g di CaCO3 danno, decomponendosi per azione del calore, 40,08 + 15,9994 = 56,08 g di CaO e 12,0111 + 31,9988 = 44,01 g di biossido di carbonio CO2; con una semplice proporzione si ottiene la massa di calcare cercata, cioè

100,09 × 140/56,08 = 250 g.

² Leggi fisiche a cui obbediscono grammoatomo o grammomolecola

Leggi  fisiche a cui obbediscono grammoatomo o grammomolecola. Il grammoatomo di un corpo semplice e la grammomolecola di un composto contengono, indipendentemente dalla loro natura, lo stesso numero N = 6,023 × 10²³ di atomi del corpo semplice o di molecole del composto; bisogna quindi presumere che le masse corrispondenti obbediscano a leggi fisiche che esprimono i fenomeni in cui intervengono soltanto le proprietà dell'atomo e della molecola, indipendentemente dalla loro natura. Questo vale, ad es., in maniera molto approssimativa per la legge di Dulong e Petit enunciata nel 1819: il calore atomico dei corpi semplici solidi nelle condizioni ordinarie è indipendente dalla loro natura e vale circa 6 calorie per grado. Per i gas vale la legge di Avogadro: il volume occupato in condizioni normali (a 0 ºC e alla pressione di 760 mm di mercurio) dalla grammomolecola di un gas è indipendente dalla sua natura e l'esperienza gli assegna in queste condizioni il valore di 22,4 l, corrispondenti al volume molecolare V.

Se conosciamo il peso p del gas cui corrisponde, a 0 ºC e a 1 atmosfera di pressione, il volume v, possiamo ottenere il suo peso molecolare applicando la semplice formula PM = 22,4 × p/v. Importanti sono anche le leggi di Raoult, relative alla crioscopia, all'ebullioscopia , ecc.

 

v Classificazione degli elementi

I  corpi semplici vengono divisi in tre grandi categorie, soprattutto in relazione alle loro proprietà chimiche, cioè in non metalli, semimetalli e metalli.

 

² Proprietà fisiche

Alla  temperatura ordinaria i non metalli si presentano allo stato solido (zolfo, carbonio), liquido (bromo) o gassoso (cloro, ossigeno); i metalli e i semimetalli sono solidi a eccezione del mercurio, che è liquido.

I metalli sono caratterizzati dalla lucentezza, detta metallica (puliti, hanno un potere di riflessione elevato), sono buoni conduttori del calore e dell'elettricità e possiedono inoltre un certo numero di proprietà meccaniche (malleabilità, duttilità, tenacia, durezza) che spiegano i loro numerosi impieghi.

 

² Proprietà chimiche

I  metalli sono elettropositivi  e per elettrolisi danno cationi; i loro ossidi e idrossidi sono basi forti. I non metalli hanno invece proprietà elettronegative (escluso l'idrogeno) e danno spesso anioni; i loro ossidi sono anidridi di acidi. I semimetalli posseggono in varia misura i caratteri di entrambe le classi; possono dare acidi e basi, comportarsi da cationi o dare anioni, comportamento tipico, per es., dell'arsenico, dell'antimonio e dello stagno. L'idrogeno e i gas rari, per le loro proprietà fisiche e chimiche, devono essere considerati a parte.

 

² Classificazione periodica

Nel  1869 il chimico russo Mendeleev notò che certe proprietà degli elementi erano funzioni periodiche dei loro pesi atomici e pose le basi di una classificazione che contribuì all'edificazione delle teorie moderne sulla costituzione della materia. Se si dispongono gli elementi in ordine di peso atomico crescente, si constata che a partire dal nono i corpi presentano grandi analogie con gli otto precedenti. Così il decimo, il neon, risultava scritto sotto l'elio, il sodio sotto il litio, il magnesio sotto il berillio, ecc.

Gli elementi noti possono quindi essere disposti in sette periodi costituenti le linee di una tabella in cui le diverse colonne raggruppano famiglie di elementi chimicamente simili. Nella 1 colonna è posto l'idrogeno, seguito dai metalli alcalini; nella 2 i metalli alcalino-terrosi; nella 3 il non metallo boro seguito da elementi trivalenti quali l'alluminio; nella 4 il carbonio, il silicio, ecc., elementi tetravalenti; nella 5, la famiglia dei non metalli e semimetalli trivalenti: azoto, fosforo, arsenico, antimonio; nella 6 l'ossigeno, lo zolfo e i non metalli analoghi; nella 7 gli alogeni fluoro, cloro, bromo, iodio e nella colonna 0, infine, i gas nobili.

L'elaborazione e la classificazione presentavano varie difficoltà; per rispettare le analogie chimiche bisognava infatti ammettere che esistessero lacune nella tabella. Mendeleev suppose che tali lacune corrispondessero a elementi sconosciuti e questa ipotesi si rivelò esatta: tutti i vuoti furono successivamente colmati grazie alla scoperta di elementi le cui proprietà corrispondevano alle previsioni. Si dovettero per altro invertire le posizioni di certi corpi come l'argo e il potassio, il tellurio e lo iodio; queste anomalie vennero spiegate quando gli studi di Moseley permisero di determinare che la successione doveva essere stabilita secondo il numero atomico, e non secondo il peso atomico. La tavola rappresenta la classificazione fino all'elemento 107. Si noti che mentre il primo periodo contiene solo due elementi e i due periodi successivi otto elementi, il quarto e il quinto contano diciotto elementi ognuno e il sesto trentadue. Il settimo contiene, oltre a sei elementi naturali, quelli ottenuti artificialmente per trasmutazione e classificabili dopo l'uranio: nettunio, plutonio e altri nove. Si può notare anche che certe proprietà variano periodicamente con il numero atomico, come ad es. la temperatura di fusione e di ebollizione, la densità dei corpi solidi, ecc.

La tavola periodica non viene uniformemente rappresentata in Europa e in America. Benchè da tutti sia usata la numerazione da 1 a 8 per i gruppi degli elementi, gli Americani usano nella ulteriore suddivisione la lettera A per caratterizzare sottogruppi che gli Europei, uniformandosi alle raccomandazioni della IUPAC (Unione internazionale di chimica pura e applicata), indicano con B e viceversa. Si noti che i simboli e quindi le denominazioni degli elementi usati a partire dal 104 non sono più di fantasia, come i 103 precedenti, ma, secondo una raccomandazione della IUPAC del 1979, sono quelli dei corrispondenti numeri atomici rappresentati da una lettera per ognuna delle cifre che compongono il numero; corrispondentemente le denominazioni sono formate dall'insieme di lettere che indicano le tre cifre del numero: n (nil) per zero, u (un) per 1, b (bi) per 2, t (tri) per 3, q (quad) per 4, p (pent) per 5, h (hex) per 6, s (sept) per 7, o (oct) per 8, e (enn) per 9 e terminano con ium. Ad esempio l'elemento di numero atomico 105 ha come simbolo Unp ed è denominato Unnilpentium. Agli eventuali scopritori di elementi superiori a 103 rimane comunque il diritto di proporre una loro denominazione alla comunità scientifica internazionale tramite la IUPAC.

 

v Classificazione dei composti

I composti sono di gran lunga più numerosi dei corpi semplici, perciò è ovvio che la loro classificazione sia molto più complessa. Tale classificazione si basa sull'esistenza delle funzioni chimiche, caratterizzate da un insieme di proprietà che alcuni corpi possiedono in comune; ad es., per moltissime sostanze inorganiche le funzioni acido, base e sale sono le più importanti.

 

v Natura dei legami chimici

Le proprietà chimiche degli elementi possono essere spiegate in base alla configurazione elettronica degli atomi. Un atomo evidentemente può entrare in contatto con altri mediante gli elettroni periferici; la spiegazione delle proprietà chimiche degli elementi richiede quindi che alla periodicità dei caratteri chimici corrisponda un'uguale periodicità della distribuzione degli elettroni attorno al nucleo. Più esattamente avviene come se gli elettroni dei livelli K, L, M, N, P, Q, secondo la rappresentazione di Bohr, si disponessero in orbite progressivamente più lontane dal nucleo. Di conseguenza, gli atomi degli elementi del 1º periodo del sistema periodico contengono solo elettroni nel livello K: 1 o 2 a seconda che si tratti dell'idrogeno o dell'elio. Quelli del 2º periodo possiedono in più elettroni nel livello L, che può avere da 1 (litio) a 8 (neon) elettroni; quelli del 3º periodo hanno anche il livello M contenente al massimo 8 elettroni. Per i periodi successivi la legge secondo cui si distribuiscono i nuovi elettroni diventa più complessa. Se, in effetti, nel 4º periodo gli elettroni più esterni si disponessero tutti allo stesso livello N, il cripto avrebbe uno strato esterno di 18 elettroni e questo gas raro non avrebbe una struttura comparabile a quella dei precedenti. Si deve quindi ammettere che certi elettroni si dispongano nel livello precedente in modo che l'atomo di cripto possieda 2 elettroni al livello K, 8 al livello L, 18 nell'orbita M e infine 8 nel livello periferico N. Questa sistemazione degli elettroni sulle orbite più interne si verifica anche per i periodi successivi, il che permette di comprendere le grandi analogie di certi elementi i cui numeri atomici sono vicini come quelli della triade ferro, cobalto, nichel o il gruppo delle terre rare: questi atomi hanno uno stesso strato esterno e differiscono per le orbite sottostanti. Quanto detto dianzi permette di interpretare la struttura di alcuni composti; supponiamo, ad es., che un atomo di sodio venga a contatto con un atomo di cloro: se la disposizione più stabile dell'atomo è quella che presentano i gas inerti, cioè (prescindendo dall'elio) quella per cui l'orbita esterna contiene 8 elettroni, l'unico elettrone del livello M dell'atomo di sodio tenderà a separarsi dal nucleo per andare a fissarsi sul livello esterno M dell'atomo di cloro, che ne possiede già sette. Questo trasferimento di elettroni costituisce la reazione chimica del sodio sul cloro: trasforma l'atomo di sodio in ione sodio [Na+] e l'atomo di cloro in ione cloro [Cl­]; questi, componendosi per attrazione elettrostatica, formano un cristallo di cloruro di sodio, il quale è elettricamente neutro, essendo costituito da un numero uguale di ioni dei due segni. La soluzione del cristallo in un liquido di elevata costante dielettrica, quale l'acqua, indebolisce sufficientemente la mutua attrazione degli ioni in modo che questi possono facilmente separarsi; tale fenomeno è rappresentato dalla dissociazione elettrolitica di un composto ionico. La reazione del sodio e del cloro mette in evidenza l'affinità dell'atomo di cloro per un elettrone, particella di elettricità negativa; dell'elemento cloro si dice che è, in questa reazione, e più generalmente in tutte quelle con i metalli, elettronegativo; al contrario il sodio e i metalli in generale che tendono a perdere elettroni si dicono elettropositivi. Il carattere di elettronegatività o di elettropositività dipende dall'atomo considerato e in particolare dalle sue dimensioni; così l'elettropositività dei metalli alcalini cresce con il raggio dell'atomo, cioè dal sodio al cesio; inversamente il carattere elettronegativo è molto più spiccato per il fluoro che per lo iodio, pur essendo entrambi degli alogeni. Il caso dell'idrogeno è particolare: è elettropositivo per la sua tendenza a diventare ione H+ (protone), ma può anche, per reazione con i metalli alcalini, captare i loro elettroni e dare lo ione idruro H­ la cui configurazione esterna è quella dell'elio; l'idrogeno è allora elettronegativo.

Il precedente schema di reazione è applicabile soltanto alla formazione dei composti detti “ionici” o anche “eteropolari”, come sono ad es. i sali metallici, mentre non è applicabile ai composti detti “omopolari” i cui costituenti hanno proprietà chimiche molto simili (ad es., le molecole poliatomiche dei corpi semplici). Studiando la formazione della molecola di cloro a partire da due atomi, come si verifica tutte le volte che in una reazione si libera cloro, vediamo subito che il trasferimento di elettroni da un atomo all'altro non è più concepibile; pertanto i due atomi di cloro devono svolgere un ruolo identico. Per la costruzione della molecola, l'orbita esterna di ognuno dei due atomi fornisce 1 elettrone; questi 2 elettroni, messi in comune, formano un doppietto detto “di covalenza”, che assicura il legame; poichè il doppietto messo in comune sta sull'orbita esterna di entrambi gli atomi, questa risulta completa, con 8 elettroni, in accordo con il principio di stabilità dell'ottetto. Questo tipo di legame per scambio di una o più covalenze, molto importante e molto generale, è per eccellenza il legame chimico delle molecole, in particolare in chimica organica. Contrariamente al legame ionico, la cui interpretazione è immediata in quanto fa appello a cognizioni elettrostatiche ben note, il legame covalente può essere interpretato solo con l'ausilio della meccanica ondulatoria. Altri tipi di legame sono il legame metallico e il legame di valenza residua o di polarizzazione. Il primo è responsabile delle forze che originano la coesione degli atomi in un elemento allo stato metallico; il secondo, che è il più debole fra tutti i vari tipi di legame, è responsabile delle forze che tengono unite molecole neutre in un cristallo, oppure gli atomi di argo o di cripto quando questi elementi sono allo stato solido.

Il legame dativo è un particolare tipo di legame covalente in cui la coppia degli elettroni di legame è fornita da uno solo dei due atomi. Nei composti di coordinazione il legame tra l’atomo metallico centrale e le varie specie di leganti viene detto legame coordinativo.

Le interazioni dipolari, come i ponti di idrogeno, e le forze di Van Der Waals non sono dei veri e propri legami perchè molto deboli, però sono molto importanti perchè spiegano molte proprietà chimico-fisiche delle diverse specie (punti fusione, di ebollizione, densità ecc.). Inoltre lo studio di questi legami intermolecolari ha aperto la strada a una nuova disciplina, la chimica supermolecolare, che si occupa delle strutture organizzate composte da più molecole, aventi proprietà complesse caratteristiche (non equivalenti alla semplice somma delle proprietà delle singole componenti): il suo campo di ricerca interessa svariati ambiti (ad esempio quello biologico) e promette grandi sviluppi. I sistemi macromolecolari più interessanti sono quelli macrociclici o macropoliciclici, in grado di ospitare nelle loro cavità altre speci chimiche dette ospiti in modo altamente selettivo: gli studi in questo campo hanno valso il premio Nobel per la chimica del 1987 ai ricercatori Pedersen, Cram e Lehn.

 

v Storia ed evoluzione della chimica

Alcune applicazioni pratiche delle trasformazioni chimiche sono note fin dalla remota antichità. I Cinesi, ancor prima dell'era cristiana, fabbricavano la ceramica, sapevano ottenere l'inchiostro, lavoravano i metalli, conoscevano la polvere da sparo; gli Egizi erano in grado di purificare l'oro, l'argento e un certo numero di metalli, fabbricavano leghe, applicavano le loro conoscenze chimiche all'imbalsamazione dei cadaveri ed erano abili nella preparazione di tinture; gli Indiani e gli orientali in genere conoscevano la tintura dei tessuti e la tempra dell'acciaio. Presso i Greci e i Romani si iniziò lo sfruttamento delle miniere d'oro, di rame e di ferro; i Romani fabbricavano stoviglie, vetri e saponi, conoscevano lo zolfo, l'arsenico, il salnitro, il sale marino, l'allume, il mercurio, e utilizzavano vari concimi naturali, zucchero, amido, resine; conoscevano anche la distillazione e il bagnomaria. La chimica teorica era però ignota agli antichi: le dottrine filosofiche non distinguevano le scienze dalla religione; anche le concezioni atomistiche di Leucippo, Democrito e Lucrezio erano soprattutto dottrine filosofiche, non sottoposte a controllo sperimentale. I primi esperimenti di un certo interesse storico, sia pure con intenti non scientifici, iniziarono nell' XI sec. e furono compiuti dagli alchimisti, eredi delle conoscenze egiziane e della filosofia alessandrina: i primi alchimisti furono arabi. Tra gli alchimisti celebri citiamo Geber, Rhazes, il medico Avicenna, Averroè. Gli alchimisti sapevano combinare lo zolfo con i metalli, preparavano gli amalgami, conoscevano il sublimato corrosivo (cloruro di mercurio), il borace, la pietra infernale (nitrato d'argento), l'acqua forte (acido nitrico), l'acqua ragia, la nafta, ecc. I procedimenti usati erano la distillazione o la sublimazione, la dissoluzione e la cristallizzazione, la copellazione, la calcinazione. Ai quattro elementi fondamentali di Empedocle: aria, acqua, terra e fuoco, aggiunsero il mercurio e lo zolfo. Dal XII al  XVI sec. gli alchimisti seppero isolare il bismuto, precisarono le conoscenze sull'arsenico e l'antimonio, gli acidi cloridrico e solforico, l'alcool etilico; sono da ricordare Alano di Lilla, Alberto Magno, che introdusse la nozione di affinità, Vincenzo di Beauvais, Ruggero Bacone, che fu perseguitato e condannato per le sue osservazioni contrastanti con i dogmi, Raimondo Lullo, Arnaldo di Villanova, Nicola Flamel, Basilio Valentino. Gli sforzi di tutti questi ricercatori erano volti soprattutto alla preparazione di medicamenti e alla trasmutazione dei metalli volgari in metalli preziosi; essi cercavano la panacea, ossia il rimedio universale a tutti i mali, e la pietra filosofale. Nel XVI sec. tre uomini, lo svizzero Paracelso, il tedesco Agricola e il francese Palissy, cominciarono a liberarsi dalle credenze degli alchimisti e a usare il metodo sperimentale: Paracelso diede inizio al progresso della medicina; Agricola studiò la metallurgia; Palissy creò l'industria della ceramica e dello smalto e cominciò ad applicare la chimica all'agricoltura. L'inizio dello sviluppo moderno della chimica si fa risalire al XVII sec. con Van Helmont che dimostrò l'inconsistenza degli assunti antichi, a cui sostituì metodi nuovi e scoprì e studiò gas diversi dall'aria. Determinante fu il contributo dato da Robert Boyle, che studiò la pressione dei gas, riconobbe la funzione dell'aria nelle combustioni, isolò l'idrogeno partendo dall'idrogeno fosforato e studiò le soluzioni saline; preparò il solfato di mercurio, ottenne l'acetone e definì la funzione acida. Nello stesso periodo operarono Glauber, che scoprì il solfato di sodio; Becher, che creò una teoria dell'acidità; Kunckel, che studiò il fosforo e scoprì l'ammoniaca; Lemery, autore di un'opera che spiegava meccanicamente le reazioni, e di una classificazione dei corpi; Homberg, che misurò la densità dell'aria e scoprì l'acido borico; Hoffmann, che distinse la calce dalla magnesia. Nel XVIII sec. si scoprirono nuovi metalli e numerosissimi composti e venne creata la chimica dei gas, da poco isolati. E' l'epoca del flogisto, teoria elaborata da Stahl verso il 1700: il flogisto era ritenuto il principio infiammabile presente In maggiore o minor quantità nei corpi, a seconda che questi fossero più o meno combustibili, e che passava da un corpo all'altro durante la combustione. Inoltre si pensava che i metalli riscaldati perdessero il loro flogisto per trasformarsi in “calce” (ossido). Le misure fisiche cominciarono ad acquistare importanza: si costruì la bilancia idrostatica, con cui fu possibile determinare le densità dell'oro, dello stagno, del marmo, del biossido di carbonio. Boerhaave scrisse nel 1732 un trattato sulla chimica flogistica; G. Brandt scoprì il cobalto, nel 1735; Cronstedt il nichel, nel 1750; Gahn il manganese, nel 1774; Marggraf studiò la trasformazione del fosforo in acido fosforico; Bergman tentò di spiegare l'affinità chimica. Per quanto riguarda i gas, ricordiamo che l'idrogeno solforato fu scoperto da Hales; il biossido di carbonio fu preparato da Black; l'ossigeno fu isolato da Priestley che preparò anche alcuni ossidi di azoto; l'azoto fu scoperto nel 1772 da Rutherford; il cloro fu isolato dall'acido cloridrico nel 1774 dallo svedese Scheele; l'anno successivo si preparò l'anidride solforosa. Cavendish dimostrò, con una celebre esperienza, che la combustione dell'idrogeno fornisce acqua. Nel frattempo si sviluppava parallelamente la chimica organica: si scoprì l'acido formico (1749), gli acidi ossalico, lattico, citrico, la glicerina (1779), ecc.

Il vero fondatore della chimica moderna è però Lavoisier, che introdusse l'uso della bilancia analitica in modo sistematico, il che costituisce il punto di partenza della scoperta delle leggi fondamentali. Grazie alla bilancia egli poté infatti stabilire la composizione quantitativa dell'aria e dell'acqua, distinguere i corpi semplici e i composti, nonchè scoprire il meccanismo della combustione. Allo stesso periodo risalgono le scoperte dello zirconio, dell'uranio, del cerio, del tellurio nonchè del titanio da parte di Klaproth, quelle del cromo e del berillio da parte di Vauquelin (1763-1829). La chimica generale si sviluppò nel XIX sec. sulle basi poste da Lavoisier. Tra il 1792 e il 1802 Richter formulò la legge degli equivalenti; tra il 1799 e il 1806 Proust enunciò la legge delle proporzioni definite e costanti; tra il 1802 e il 1808 Dalton scoprì la legge delle proporzioni multiple; Gay-Lussac confermò queste leggi con la scoperta di quelle relative alle combinazioni gassose. Nel 1811 Avogadro introdusse la sua ipotesi che permise la determinazione dei pesi molecolari; Berzelius compilò una prima lista dei numeri proporzionali di combinazione in base alla legge di Dulong e Petit (1819) sui calori atomici e di Mitscherlich (1818-1819) sull'isomorfismo. Essa prelude alla notazione degli equivalenti, ma la distinzione fra atomo e molecola e il concetto di peso atomico si devono a Stanislao Cannizzaro (1858).

La sintesi industriale del carbonato di sodio da parte di Leblanc e la costruzione delle prime fabbriche di acido solforico segnarono l'inizio dell'industria chimica. Le altre branche della chimica generale si svilupparono in seguito, grazie alle ricerche di Sainte- Claire Deville sui fenomeni di dissociazione, ai lavori di Berthelot, creatore della termochimica, alle scoperte di Raoult sulla crioscopia e sulla pressione osmotica, agli studi di Ostwald, di Van't Hoff, di Gibbs, di Le Chatelier, di Arrhenius, sulla chimica-fisica. Faraday cominciò a liquefare i gas nel 1823; Mendeleev stabilì nel 1869 la sua classificazione dei corpi semplici. Frattanto venivano scoperti moltissimi nuovi elementi e composti: nel 1807 Davy, applicando all'analisi chimica la pila, che Volta aveva inventato nel 1800, isolò i metalli alcalini e alcalino-terrosi; Courtois ottenne nel 1811 lo iodio; Gay-Lussac il cianogeno nel 1815 e Thenard, che nel 1808 aveva scoperto con Gay-Lussac il boro, preparò nel 1818 l'acqua ossigenata. Studiando i sali deposti nelle saline, Balard isolò il bromo nel 1826; Sainte-Claire Deville preparò l'alluminio nel 1854; i lavori di Bunsen e di Kirchhoff con lo spettroscopio condussero alla scoperta del rubidio e del cesio (1861), del tallio (1861), dell'indio (1863) da parte di Reich e Richter, del gallio (1875) da parte di Lecocq de Boisbaudran; Moissan, inventore del forno elettrico ad arco, riuscì a ottenere, nel 1886, il fluoro. Qualche anno dopo, Rayleigh e Ramsay isolarono dall'aria quattro nuovi elementi: argo, neon, cripto e xeno; da un minerale, la clevelite, estrassero l'elio, che l'analisi spettroscopica aveva già rivelato nell'atmosfera solare; Urbain separò le terre rare. La chimica organica ebbe nel XIX sec. un grande sviluppo: la teoria della tetravalenza del carbonio, con il necessario corollario che le molecole organiche possono svilupparsi in vari piani dello spazio, e l'ipotesi della costituzione esagonale del benzene, enunciate da Kekulé, furono fonti di numerose scoperte. Wöhler ottenne nel 1828 l'urea da composti inorganici, mentre fino allora si era ritenuto che la sintesi delle sostanze organiche fosse possibile soltanto nei tessuti viventi. In seguito Soubeiran ottenne il cloroformio; Liebig il cloralio e studiò i composti organici creando la chimica industriale dell'alimentazione e dell'agricoltura; Berthelot effettuò la sintesi dei gliceridi e dei grassi, quella dell'acido formico (1856), del metano (1858), dell'acetilene (1860). Citiamo la scoperta delle ammine e la teoria dell'aldolizzazione enunciata da Wurtz, il metodo generale di sintesi dei composti aromatici di Friedel e Crafts e dei loro derivati di sostituzione attraverso i sali di diazonio (Sandmeyer), la sintesi della chinolina (Skraup), la reazione di Cannizzaro, le idrogenazioni catalitiche di Sabatier, l'uso dei composti organo-magnesiaci di Grignard, la scoperta del radicale trifenilmetile (Gomberg), la sintesi di composti macrociclici (Ruzicka, 1926), la preparazione di sostanze organiche contenenti deuterio (Urey, 1932), la sintesi dell'ottatetraene di Reppe (1945), dei tropoloni (Erdtman), l'introduzione dell'idruro di alluminio e litio (Schlesinger, 1947), l'ossosintesi (Reppe, 1949).

Lo studio della costituzione e la sintesi delle sostanze organiche naturali più complesse richiesero l'introduzione di alcuni concetti come l'asimmetria ottica (Pasteur), l'isomeria geometrica (Wislicenus) e altri; grazie a ciò si poterono sintetizzare l'alizarina (Graebe), l'indaco (Heumann), la cui costituzione fu chiarita da A. von Baeyer. Il primo alcaloide sintetizzato fu la coniina (Ladenburg); successivamente furono ottenuti il glucosio (Fischer), la nicotina (Pictet) e la canfora (Komppa). L'introduzione della microanalisi organica (Pregl, 1912) permise di avvalersi, per lo studio, di minime quantità di sostanza e da allora fu possibile conoscere la struttura della maggior parte delle sostanze organiche naturali, anche se a volte si rese necessario l'impegno di decine di ricercatori per decine di anni: all'inizio della seconda guerra mondiale erano note le strutture di molti coloranti, ormoni, vitamine, coenzimi, ecc. Negli ultimi anni le nostre conoscenze si sono grandemente ampliate: si può dire che oggi conosciamo la struttura di quasi tutte le più significative sostanze naturali di non troppo grande peso molecolare: molte sono state ottenute sinteticamente, utilizzando nuovi metodi fisici e nuovi procedimenti. Questo favorì lo sviluppo di nuove branche della chimica: Schutzenberger studiò le sostanze proteiche, Pasteur le fermentazioni e diede inizio alla biochimica; Werner elaborò la teoria della coordinazione; Becquerel, Pierre e Marie Curie scoprirono la radioattività; Rutherford la trasmutazione artificiale degli elementi; più recentemente la scoperta della radioattività artificiale (F. e I. Joliot Curie, 1934) e quella della fissione dell'uranio (Fermi, 1934) resero possibile l'utilizzazione dell'energia nucleare (pila e bomba atomica) e la creazione di numerosi elementi artificiali.

In virtù dell’enorme mole di conoscenze acquisite, negli anni Ottanta e Novanta si è andata accentuando la progressiva specializzazione dei singoli settori all’interno dei principali indirizzi (organico, inorganico, chimico- fisico, analitico, elettronico): bisogna parlare perciò di stereochimica, cinetica chimica, chimica strutturistica, cristallochimica, chimica tossicologica, chimica dei composti di coordinazione, dei composti elemento-organici, tossicologia dell’ambiente, delle interfasi, teorica, dello stato solido, nucleare, quantistica, macromolecolare, biochimica, dei composti eterociclici, spettroscopia molecolare. 

Il prodigioso sviluppo dell'industria chimica è di giorno in giorno più imponente; tra i principali indirizzi citiamo: combustibili, naturali e artificiali, solidi, liquidi (sintesi dei carburanti), gassosi (gas illuminanti, acetilene, gas d'acqua, butano, ecc.); esplosivi (dinamite, cotonecollodio, cheddite, ossigeno liquido); vetrerie (processo Solvay); ceramica; calce e cementi; siderurgica (convertitori Bessemer e Thomas, forno Martin, acciai speciali) e metallurgia (leghe di proprietà diverse); concimi (sintesi dell'ammoniaca e dell'acido nitrico); legni e cellulosa (pasta per carta, raion e fibre tessili, vernici cellulosiche); coloranti (azoici); profumi; chemioterapia (sulfamidici, antibiotici di sintesi). Ricordiamo in modo particolare l'industria delle materie plastiche sorta in seguito alla scoperta della possibilità di ottenere sinteticamente macromolecole (Staudinger). L'origine di questa industria può essere fatta risalire alla produzione della celluloide (1869) e le sue tappe principali sono caratterizzate dalla produzione dell'acetato di cellulosa (1910), dei fenoplasti (1925), delle gomme sintetiche (1930) e del nailon, delle resine poliviniliche (1940), del polietilene (1950) e del polipropilene (1954). I più importanti studi su queste ultime sostanze si devono all'italiano G. Natta (premio Nobel, 1963).

Gli anni Ottanta e Novanta hanno visto l’inserimento della chimica in ogni ambito scientifico e il suo enorme sviluppo: non passa giorno senza che venga sintetizzato un nuovo composto.

Nei primi anni Novanta l’industria chimica era al quarto posto nel settore manifatturiero e si è posta come forza trainante del progresso tecnologico ed economico dei paesi industrializzati (Europa, Giappone e soprattutto Stati Uniti: anche in Italia, nonostante l’insuccesso di certe politiche aziendali).

Le attività di ricerca e gli investimenti sono stati rivolti anche alla produzione di nuovi materiali, che hanno ormai affiancato i prodotti commerciali tradizionali. Le applicazioni più interessanti sono avvenute in biomedicina e soprattutto in elettronica; in quest’ultimo caso gli studi chimico-fisici dello stato solido hanno portato non solo alla scoperta di nuovi semiconduttori e materiali magnetici, ma alla nascita di una nuova disciplina: la scienza dei materiali.

Tra i materiali più innovativi vi sono le leghe speciali (come i metalli amorfi), i ceramici, i composti a matrici polimerica e i vetri speciali (per la realizzazione di fibre ottiche).

Dopo decenni di inquinamento spesso indiscriminato, si è affermata una nuova sensibilità ai problemi di impatto ambientale della produzione industriale chimica: nei paesi più avanzati è cominciata e si va diffondendo la ricerca e la messa a punto di tecnologie “pulite” rispettose dell’ambiente, a cominciare da processi produttivi meno inquinanti (a questo scopo si rende necessario rivedere e trasformare la maggior parte dei processi esistenti della chimica di base e anche della chimica fine) per arrivare a metodi di migliorare la situazione ambientale, di bonifica e di smaltimento delle scorie di lavorazione. Il problema non è chiaramente nella disponibilità della tecnologia necessaria ma piuttosto nei costi di tali operazioni. In risposta a queste problematiche è nata la chimica dell’ambiente, che si occupa dell’impatto ambientale delle risorse in modo multidisciplinare.

² Chimica con il calcolatore

L'uso  del calcolatore, specialmente in chimica organica, è stato inizialmente piuttosto limitato a causa della difficoltà, insormontabile fino a pochi anni fa, di comunicare con il calcolatore attraverso le formule che rappresentano il linguaggio proprio della chimica, inoltre a causa del fatto che le reazioni chimiche non possono essere facilmente espresse in una forma adatta per l'approccio logico richiesto dalla programmazione con il calcolatore e infine perchè risulta estremamente elevato il numero delle possibilità teoriche di realizzazione della sintesi di un qualunque composto. Gli enormi sviluppi del software ottenuti negli ultimi anni hanno permesso di superare gli inconvenienti accennati, aprendo così la strada all'uso del calcolatore come valido aiuto al chimico organico. Attualmente l'utilizzazione del calcolatore da parte del chimico organico si realizza in tre diversi campi: 1. elucidazione delle proprietà e della reattività caratteristiche di un dato composto; 2. studio di una ben definita reazione, soprattutto per quanto riguarda le caratteristiche stereochimiche, per poter prevedere quale dei possibili stereomeri costituirà il prodotto principale, aspetto essenziale, ma non sempre raggiungibile con i metodi tradizionali; 3. pianificazione della sintesi di un determinato composto, cioè scelta ottimale, fra il gran numero di possibilità, sia dei composti di partenza sia della sequenza di reazioni necessarie, scelta che rappresenta il principale problema per il chimico, che in genere tende a effettuarla in modo non rigorosamente critico, ma lasciandosi influenzare da fattori contingenti, come l'esperienza personale o la conoscenza particolare di determinate reazioni. Per quanto riguarda il primo campo di applicazione, un composto chimico viene in genere rappresentato con la sua formula di struttura, che ha il vantaggio di essere inequivocabile, per quanto riguarda l'identificazione del composto. D'altra parte, essendo necessariamente bidimensionale, la formula di struttura non permette di conoscere la reale disposizione degli atomi nello spazio, vale a dire la conformazione più stabile, la cui conoscenza è peraltro essenziale per prevederne la reattività. Con appropriati programmi, basati su equazioni matematiche, è possibile determinare e rappresentare sul monitor la conformazione della molecola a minima energia, cioè la più stabile, usando parametri quali le interazioni di Van der Waals, le repulsioni elettrostatiche o le interazioni 1,3 non leganti, proprie della molecola e desunte da dati sperimentali, ad esempio tramite metodi spettroscopici. Oltre che per il chimico organico questa applicazione del calcolatore è importante anche per il chimico farmaceutico in quanto permette di ricavare informazioni, spesso non ottenibili con i metodi tradizionali, sulle relazioni fra struttura e attività biologica per un'ampia serie di composti. Per quanto riguarda la possibilità di prevedere quale sarà, fra tutti i possibili prodotti di una certa reazione, quello principale, sono utilizzati due diversi approcci. Il primo, di validità non generale, si basa sulla valutazione della conformazione assunta dai reagenti, tenuto conto anche dell'influenza del solvente, nell'imminenza dell'interazione reciproca e inoltre sulla determinazione dell'energia associata ai possibili complessi attivati intermedi, in modo da valutare quello energeticamente più favorito e quindi il composto a cui esso darà luogo, che sarà il prodotto principale della reazione. Un programma di questo tipo, messo a punto negli Stati Uniti alla Columbia University, è stato utilizzato per effettuare la sintesi diastereoselettiva dell'eucannabinolide, uno dei sedici possibili stereomeri:

Il secondo approccio è basato sull'immagazzinamento nella memoria del calcolatore del maggior numero possibile di dati relativi a reazioni desunti dalla letteratura, in modo che il programma, scegliendo con determinati criteri fra i dati disponibili in memoria, faccia comparire sul video le reazioni, con le relative condizioni operative, più simili a quella desiderata, fra le quali il chimico opera poi la scelta definitiva. I vantaggi di un programma di questo tipo, rispetto alla tradizionale ricerca in letteratura effettuata direttamente dal chimico, sono costituiti dalla completa e rapida disponibilità delle informazioni della letteratura e da una preventiva selezione effettuata dal calcolatore fra la grande massa di informazioni disponibili con conseguente notevole risparmio di tempo. Inoltre la selezione dei dati utili fra tutti quelli inseriti può essere ulteriormente affinata fornendo al calcolatore una combinazione di criteri restrittivi. La limitazione di un programma di questo tipo è rappresentata dal fatto che l'utilità e la qualità delle risposte ottenute dipendono molto dalle dimensioni della banca dati in memoria. E' soprattutto nei riguardi della pianificazione della sintesi di un dato composto, indicato anche come “molecola bersaglio”, che prevedibilmente l'uso del calcolatore avrà nel futuro la maggiore influenza nel campo della chimica. Gli attuali sviluppi in quest'area seguono due diversi approcci. Il primo è basato sull'introduzione nella memoria del calcolatore del maggior numero possibile di dati desunti dalla letteratura e relativi a trasformazioni delle molecole, che vengono poi utilizzati secondo una determinata logica insita nel programma. Il secondo approccio è invece esclusivamente matematico e non considera le conoscenze esistenti sulle proprietà delle molecole o dei gruppi funzionali, ma seleziona le sequenze sintetiche basandosi su un formalismo matematico. Nel primo caso il programma ricerca in memoria, e ne valuta l'applicabilità in base a certi parametri inseriti, tutte le reazioni teoricamente applicabili per la sintesi della molecola desiderata, utilizzando a questo scopo le caratteristiche del calcolatore e cioè la memoria infallibile, l'assenza di pregiudizi o condizionamenti e la capacità di valutare con elevata velocità un gran numero di informazioni. Inizialmente la molecola è analizzata in base alle sue caratteristiche strutturali, quali la presenza di determinati gruppi funzionali, di anelli aliciclici o aromatici condensati o meno, l'esistenza di simmetrie e considerazioni stereochimiche, dopo di che il programma individua le possibili retroreazioni, cioè reazioni che partendo da opportuni reagenti portano alla molecola in esame. Questa complessa analisi può avvenire anche in modo interattivo con l'operatore chimico. Se le retroreazioni individuate soddisfano determinati criteri inseriti nel programma, i precursori corrispondenti vengono a loro volta separatamente sottoposti a un'analisi analoga, individuandone i precursori opportuni, ciascuno dei quali viene nuovamente analizzato, e questo processo è ripetuto sino a quando l'ultima retroreazione porta a composti di partenza di solito disponibili commercialmente. In genere per ogni struttura intermedia analizzata il calcolatore individua diverse reazioni utilizzabili per ottenerla e quindi un numero più o meno elevato di possibili precursori, ognuno dei quali a sua volta sottoposto ad analisi porterà a diversi precursori. In conseguenza di ciò, se la molecola è relativamente complessa si otterrà un numero piuttosto elevato di possibili cammini sintetici utilizzabili in teoria ed è proprio a questo punto che deve intervenire il chimico a selezionare la via sintetica che gli sembra più opportuna per effettuare la sintesi. Il primo programma basato su un approccio di questo tipo fu elaborato nel 1967 negli Stati Uniti. I più recenti tengono conto anche degli aspetti stereochimici e permettono di generare centinaia di vie sintetiche, tra le quali sono poi in grado di proporre le tre o quattro più convenienti. Il secondo approccio è interamente matematico: i legami chimici nell'ambito di una molecola sono rappresentati da matrici numeriche e le reazioni chimiche sono espresse come differenze fra matrici. La soluzione delle complesse equazioni durante lo sviluppo del programma richiede parecchio tempo anche al calcolatore. Questo approccio, pur essendo ancora notevolmente limitato, ha un grande potenziale creativo ed è particolarmente utile per scoprire nuove reazioni. In conclusione si può affermare che il calcolatore può risultare di grande aiuto nella sintesi organica. Esso non sostituisce l'intervento dell'uomo nell'ideare una sintesi, ma permette un notevole risparmio di tempo e di lavoro nelle fasi preliminari ed ò prevedibile che il suo uso si diffonderà, contribuendo a cambiare profondamente gli attuali approcci alla sintesi dei composti organici.

L’uso di calcolatori abbinati ai vari strumenti di analisi in laboratorio (spettrometri di massa, RMN, IR, UV, gascromatografi, spettrofotometri …) è diventato un’esigenza nella chimica analitica.

Anche per i chimici fisici e teorici il computer è diventato il principale strumento di lavoro (soprattutto per la soluzione rapida di complessi problemi matematici, come le equazioni delle funzioni d’onda elettroniche).