Chimica inorganica

Chimica generale e inorganica

Corso dal 5 ottobre al 4 dicembre

raffaella.soave@unimi.it

Introduzione

Ci sono 2 tipi di trasformazioni:

• Trasformazioni chimiche (es. ruggine), mutano intimamente la materia;
• Trasformazioni fisiche (es. evaporazione), non mutano la materia.

La materia è costituita di particelle, cioè da atomi, molecole e ioni, che possono trovarsi in 3 diverse fasi: fase solida, fase liquida e fase gassosa. Inoltre può essere omogenea, se ha una composizione uniforme, o eterogenea, se non ha una composizione uniforme; il passaggio da un tipo di materia all'altro è permesso da una trasformazione fisica in grado di separare i componenti della materia eterogenea. La materia omogenea si può dividere ulteriormente in soluzioni, chiamate anche miscele omogenee, e sostanze pure, ovvero composti ed elementi.

N.B. Le miscele sono fisicamente separabili in sostanze. I composti sono chimicamente separabili in elementi.

Per poter quantificare univocamente la materia, si è adottato un Sistema Internazionale (S.I.) di misure. Esso comprende: la massa (kg), la lunghezza (m), il tempo (s), la temperatura (K), la quantità di sostanza (mol), l'intensità di corrente elettrica (A) e l'intensità luminosa (Cd). (N.B. K = °C + 273)

Da queste unità di misura fondamentali si possono ricavare grandezze derivate, come per esempio il volume, l'area e la velocità.

Massa

È una proprietà estensiva, cioè dipende dalla quantità di materia considerata. Deve rispettare la legge di conservazione della massa (Lavoisier, 1789), ovvero: in una reazione chimica, la somma delle masse dei reagenti è uguale alla somma delle masse dei prodotti. In altre parole: la materia non si crea, né si distrugge, ma si può solo trasformare.

Volume

È una grandezza derivata dalla lunghezza, espressa dalla formula: V=l³. Si esprime in litri, in millilitri, centimetri cubi o decimetri cubi, secondo la conversione: 1L=1000mL=1000cm³=1dm³.

Densità

È una proprietà intensiva della materia, ovvero non dipende dalla quantità di materia considerata. Esprime il rapporto massa/volume e si esprime in g/cm³.

Cifre significative

Una qualsiasi misura può essere:

• Accurata (indica quanto la misura sia vicina al valore corretto)
• Precisa (indica quanto le singole misure siano in accordo tra loro)

N.B. Se la misura è molto precisa, ma poco accurata, allora c'è un errore sistematico. Se la misura è molto accurata, ma poco precisa, allora c'è un errore casuale. I numeri ottenuti da misure non sono mai esatti, questo perché sono a tutti gli effetti delle stime, quindi affette da errori. Il numero di cifre con cui viene espresso il risultato di una misura di una grandezza fisica è detto numero di cifre significative e deve corrispondere all'accuratezza con cui è stata eseguita la misura.

N.B. Le misure scientifiche devono essere riportate in modo tale che ciascuna cifra è certa, tranne l'ultima che è approssimata.

Regole

Vi sono alcune regole per stabilire il numero di cifre significative da usare:

• Tutte le cifre diverse da zero sono significative;
• Gli zero tra due cifre sono significative;
• Gli zero che precedono il numero non sono significativi;
• Gli zero che seguono la virgola sono significativi.

Per stabilire durante i calcoli quante cifre significative devo usare, ricordo che:

• Nelle moltiplicazioni e nelle divisioni, il risultato avrà lo stesso numero di cifre significative del fattore con minor numero di cifre significative.
• Nelle addizioni e nelle sottrazioni, il risultato avrà lo stesso numero di cifre significative della quantità con minor numero di cifre significative.
• Se l'ultima cifra è minore (o uguale) a 4, si arrotonda per difetto; se l'ultima cifra è maggiore (o uguale) a 5, si arrotonda per eccesso.

La materia

La materia è costituita da elementi chimici che si combinano diversamente tra loro e originano composti diversi. Gli elementi chimici a loro volta sono costituiti da un'unica specie di atomi cui massa può variare leggermente. Ogni atomo è costituito da un nucleo centrale, composto da neutroni e protoni, ed elettroni esterni.

Come si evince dalla tabella, protoni ed elettroni hanno carica uguale in modulo, ma di segno opposto, mentre la massa dell'atomo è per lo più concentrata nel nucleo. Se l'atomo è elettricamente neutro, il numero di elettroni è uguale al numero di protoni.

Def. Unità di massa atomica = 1/12 della massa dell'atomo di carbonio che contiene 6 protoni e 6 neutroni.

La prima teoria atomica fu quella enunciata da Dalton nel 1808; egli ipotizzò che:

• Un elemento è formato da particelle molto piccole e indivisibili;
• Tutti gli atomi di un elemento sono uguali tra loro e hanno stessa massa;
• Gli atomi non possono essere creati, distrutti o trasformati in atomi di un altro elemento;
• Tutti gli atomi di un elemento hanno proprietà identiche tra loro e diverse da quelle di altri elementi;
• Gli atomi di un elemento si possono combinare con atomi di altri elementi solo secondo rapporti fissi, identificati da numeri interi e tendenzialmente piccoli (legge delle proporzioni multiple).

Def. Numero atomico (Z) = numero di protoni in un atomo.

Numero di massa (A) = somma di protoni e di neutroni di un atomo.

Def. Isotopi = elementi chimici che hanno stesso numero atomico, ma diverso numero di massa. La quantità relativa di ciascun isotopo di un campione naturale di un dato elemento è di solito costante. Le percentuali sono chiamate abbondanza naturale degli isotopi.

Tavola periodica degli elementi

Nel 1869 Mendeleev dispose gli elementi chimici conosciuti all'epoca secondo numero atomico crescente. Si accorse successivamente che il numero atomico non era l'unica proprietà che avesse uno schema regolare: le proprietà reattive erano simili lungo le colonne (che chiamò gruppi) e crescenti o decrescenti lungo le righe (che chiamò periodi).

In particolare:

• Affinità elettronica, energia di ionizzazione e elettronegatività crescono dal basso verso l'alto e da sinistra verso destra.
• Grandezza raggio atomico cresce dall'alto verso il basso e da destra verso sinistra.

Def. Elettronegatività = misura della tendenza relativa di un atomo ad attrarre elettroni quando è combinato chimicamente con un altro atomo. L'elemento più elettronegativo è il fluoro, subito dopo viene l'ossigeno. I non metalli hanno elevata elettronegatività, mentre i metalli la hanno bassa.

Def. Stato di ossidazione = numero di elettroni che vengono formalmente tolti (numero di ossidazione positivo) o assegnati (numero di ossidazione negativo) ad un atomo di un composto, rispetto al numero di elettroni presente nell'atomo non combinato con atomi di altri elementi.

Gli elementi chimici furono divisi in:

• Metalli: se l'elemento conduce l'elettricità.
• Non metalli (15): se l'elemento non conduce l'elettricità.
• Metalloidi o semimetalli (6)

Def. Composto = sostanza pura che consiste di 2 o più elementi combinati tra loro in un rapporto ben definito in termini di massa. Un composto può essere molecolare o ionico a seconda dei suoi componenti. Combinando tra loro dei non-metalli, si ottengono solo composti molecolari (perché gli elementi che li compongono hanno elettronegatività simile) e i legami tra gli elementi sono covalenti. Combinando un metallo con un non metallo, si ottiene un composto ionico (perché gli elementi che lo compongono hanno elettronegatività molto diversa). Molti composti ionici contengono anioni poliatomici legati a uno o più cationi monoatomici. Le unità formula in questo tipo di composto, sono diverse dalle molecole, cioè non esistono come entità discrete, ma come parte di un reticolo più grande. N.B. I metalli danno cationi, talvolta anche con cariche diverse.

Def. Peso atomico = massa media degli isotopi presenti in natura.

P.A. = m₁x₁ + m₂x₂ + ... + m_nx_n dove m=massa relativa del singolo isotopo, x=abbondanza naturale relativa del singolo isotopo.

Gli elementi sono sostanze pure divisibili in:

• Atomici (es. Neon Ne)
• Molecolari (es. Ossigeno, Idrogeno, Azoto, Fluoro, Cloro, Bromo, Iodio)

Nel 1797 Proust enunciò la legge delle proporzioni definite: campioni diversi di un qualsiasi composto puro, contengono gli stessi elementi nelle identiche percentuali di massa.

Approfondimento composti ionici degli ioni coinvolti. I composti ionici danno origine a reticoli cristallini in cui sono minime le forze di repulsione tra ioni della stessa carica e sono massime le forze attrattive tra ioni di carica opposta.

Caratteristiche dei composti ionici:

• Sono tutti solidi a temperatura ambiente.
• Hanno punti di fusione elevati e punti di ebollizione ancora più elevati (questo indica che l'attrazione tra ioni è forte).
• Sono duri, ma fragili.
• Sono solubili in acqua e in solventi polari.
• Sono isolanti allo stato solido e conduttori allo stato fuso.

Def. Energia reticolare = energia liberata all'atto di formazione del reticolo cristallino per effetto dell'interazione elettrostatica degli ioni positivi con tutti gli ioni negativi del cristallo, e viceversa. Per la legge di Coulomb, l'energia reticolare diventa meno negativa (meno stabile) all'aumentare del raggio ionico e più negativa (più stabile) all'aumentare della carica.

Molecole

Def. Molecola = specie chimica libera, neutra e stabile in natura, data da un insieme di elementi legati tra loro per formare unità o particelle molto piccole e distinte.

La formula chimica fornisce il numero di atomi di ciascun tipo all'interno della molecola. La formula di struttura permette una rappresentazione grafica della molecola e mette in evidenza i tipi di legami tra gli atomi che la compongono. La formula empirica esprime il rapporto tra gli atomi di una molecola. (es. Benzene: formula chimica C₆H₆, formula empirica CH)

Mentre una molecola è elettricamente neutra, esiste una specie chimica in possesso di carica: lo ione.

Def. Ione poliatomico = gruppi di atomi legati tra loro, in possesso di una carica complessiva di segno positivo o negativo.

Def. Composto ionico = unione di ioni monoatomici o poliatomici di carica opposta che danno luogo ad un composto neutro.

N.B. Gli atomi si legano tra loro perché il composto risultante è più stabile, cioè ha energia inferiore.

Stechiometria

Def. Mole = quantità di materiale che contiene un numero di Avogadro (6,02214x10²³) di particelle. Numero di atomi che sono presenti in esattamente 12g di C puro.

Def. Massa molare (o peso molecolare) = massa di 1mol di atomi di un elemento; è numericamente uguale al peso atomico dell'elemento in unità di massa atomica (uma) ed è espressa in g/mol. Il peso molecolare è dato dalla somma dei pesi atomici di tutti gli elementi che compaiono nella formula considerata, ciascuno moltiplicato per il pedice presente nella formula.

n(mol) = massa(g) / PM(g/mol)

La stechiometria descrive i rapporti quantitativi fra gli elementi nei composti (composizione stechiometrica) e fra le sostanze che partecipano a reazioni chimiche (stechiometria di reazione).

Equazione chimica: nREAGENTI → mPRODOTTI

In questa equazione, n e m sono coefficienti stechiometrici, cioè sono i rapporti ponderali delle sostanze che partecipano alla reazione. Grazie ad essi, la legge della conservazione delle masse viene rispettata. Scegliere i coefficienti opportuni per ogni reazione, vuol dire bilanciarla; per farlo non si modificano i pedici degli elementi, bensì si pongono con criterio dei numeri interi davanti agli atomi o alle molecole coinvolte.

Per bilanciare in modo veloce ed efficace, si possono seguire dei suggerimenti:

• Bilancio per primo l'elemento che compare nel minor numero di formule.
• Bilancio l'elemento che compare nel maggior numero di formule.
• Bilancio gli elementi liberi.
• Bilancio idrogeni e ossigeni.

Esempio: CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O

1 molecolare 2 molecole 1 molecola 2 molecole

1 mole 2 moli 1 mole 2 moli

16g 64g 44g 36g

Oltre ai coefficienti stechiometrici, il rapporto con cui stanno i vari elementi all'interno di un composto può essere espresso anche in composizione percentuale in massa. Tale misura esprime il rapporto percentuale tra la massa di un elemento x e la massa totale di una molecola e da essa, passando attraverso le moli, si può dedurre la formula empirica del composto (che può coincidere o meno con la formula molecolare).

C% = (massa di x / massa totale) . 100

Grazie alla composizione percentuale in massa, si può risalire alla purezza dei campioni, ovvero alla quantità reale di elemento presente nel campione. Più la purezza è alta, più il campione è puro e privo di altri elementi. Tale valore può influire sui calcoli stechiometrici, poiché la resa effettiva della reazione chimica potrebbe essere più o meno diversa dalla resa teorica.

Def. Resa effettiva e resa teorica = la resa effettiva è la quantità di prodotto ottenuta realmente da una reazione; la resa teorica è la quantità di prodotto che si sarebbe potuta ottenere in teoria senza vari accidenti, quali: reagenti non completamente convertiti in prodotti, prodotti collaterali di reazioni simultanee o inefficiente recupero del prodotto dalla miscela formata.

Def. Resa percentuale = rapporto, moltiplicato per 100, tra resa effettiva del prodotto e resa teorica: R% = (resa effettiva / resa teorica) . 100

In una reazione chimica, oltre alla resa e alla composizione di reagenti e prodotti, è importante verificare la presenza o meno di un reagente limitante e di un reagente in eccesso.

Def. Reagente limitante = reagente che limita stechiometricamente la quantità di prodotto che può essere formata in una reazione chimica.

Def. Reagente in eccesso = qualsiasi reagente presente in quantità maggiore rispetto a quella necessaria per reagire completamente con il reagente limitante.

Es. 3 tappi + 4 beute → 3 beute tappate + 1 beuta

In questo caso, i tappi sono i reagenti limitanti e le beute i reagenti in eccesso.

Soluzioni

Def. Soluzioni = miscela omogenea di due sostanze; la componente maggioritaria della miscela si chiama solvente, mentre quella minoritaria si chiama soluto.

Concentrazione delle soluzioni

La concentrazione di una soluzione è una proprietà intensiva, ovvero non dipende dalla quantità di materiale considerata, e in chimica può essere espressa in diversi modi, il più comune è la molarità.

Def. Molarità (M) = rapporto tra la quantità di soluto, espressa in moli, e il volume totale della soluzione, espresso in litri: M = moli / litri di soluzione

Le soluzioni possono essere concentrate, se la quantità di soluto è relativamente grande rispetto al solvente, o diluite, se la quantità di soluto è relativamente piccola rispetto al solvente.

Def. Diluizione = processo fisico attraverso il quale una soluzione può passare dall'essere concentrata all'essere diluita, e viceversa. Il principio rispettato in questo processo è l'uguaglianza tra numero di moli della prima soluzione e il numero di moli della seconda, infatti i parametri che variano sono molarità e volume: M₁V₁ = M₂V₂ cioè n(mol)₁ = n(mol)₂

Altri modi per esprimere la concentrazione di una soluzione sono la frazione molare e le parti per milione.

Def. Frazione molare = rapporto tra la quantità di moli di una sostanza e il numero di moli di tutte le sostanze presenti nella miscela: X = n₁ / (n₁ + n₂)

Def. Parti per milione (ppm) = parti di soluto (in massa o in volume) per milione di parti di soluzione (in massa o in volume).

N.B. Se la densità della soluzione è approssimabile a quella dell'acqua, allora 5ppm=5mg/l.

Mescolamento delle soluzioni

Due soluzioni possono essere mescolate tra loro. Il caso più semplice è quando hanno lo stesso soluto, poiché si può utilizzare l'uguaglianza tra numero di moli, come nella diluizione: M₁V₁ + M₂V₂ = M₃V₃

Dissoluzione delle specie in soluzione

Quando un solido è introdotto in un solvente liquido, le forze attrattive che lo tengono insieme entrano in competizione con le forze attrattive tra le molecole del solvente e le particelle che compongono il solido. Se il soluto è polare, gli ioni si legano con l'acqua: quelli positivi con l'ossigeno e quelli negativi con l'idrogeno (es. NaCl in acqua). Se il soluto è apolare, le cariche parziali sulla molecola determinano l'attrazione tra la molecola stessa e l'acqua (es. Saccarosio in acqua). La soluzione di un sale conduce elettricità, quella con il saccarosio invece no.

Def. Elettrolita = composto che in soluzione acquosa si dissocia e conduce elettricità. Se si dissocia completamente, si chiama elettrolita forte, se invece si dissocia solo parzialmente, allora si chiama elettrolita debole. Se non si dissocia, si chiama non elettrolita.

Nomenclatura

Molti composti hanno due nomi: un nome comune o d'uso e un nome sistematico. Ora tratteremo i nomi sistematici, definendo alcune regole da seguire per la corretta denominazione di composti binari e ternari.

Composti binari

Sono composti formati da 2 elementi.