Appunti di Chimica Generale e inorganica

Concetti fondamentali

Ogni composto puro è costituito da una composizione costante. Il rapporto in peso degli elementi che lo compongono non varia da campione a campione (Proust). Miscele omogenee a livello molecolare sono composte da diversi composti ma è una miscela omogenea. In tutte le reazioni chimiche, la massa si conserva.

Teoria atomica di Dalton

Ciascun elemento è formato da particelle dette atomi. Gli atomi di un elemento sono uguali tra loro, mentre quelli di elementi diversi hanno proprietà differenti. Gli atomi non scompaiono e sono indistruttibili. I composti si formano per combinazione di più atomi di un elemento. Un composto ha un numero relativo di atomi di ciascun elemento costituente.

Struttura atomica

Thomson (1897) dimostra che i raggi catodici sono composti di particelle cariche negativamente, gli elettroni. La struttura di T è carica positivamente (atomo, che contiene carica positiva) con dentro gli elettroni. Rutherford (1909) fa un esperimento in cui diffonde particelle alfa da una sottile lamina d'oro: la maggior parte passa indisturbata, altre vengono deviate di angoli anche grandi. Si scopre così che l'atomo è prevalentemente vuoto. La massa è concentrata in un nucleo estremamente denso attorno al quale si muovono gli elettroni. Particelle positive-protoni, particelle negative-elettroni.

AZ-X: A è il numero di massa (nucleoni=protoni+neutroni), Z è il numero atomico (numero di protoni). Gli isotopi sono atomi con lo stesso numero atomico ma diverso numero di massa (il numero di protoni è caratteristico di un dato elemento, il numero di neutroni no). Si costruisce una fascia di stabilità, gli isotopi al di fuori di questa sono radioattivi.

Massa atomica relativa (MA) o peso atomico (PA) è il rapporto della massa atomica media di un elemento con 1/12 della massa di un atomo di 12C. L'unità di massa atomica è 1u = 1,661x10^-27 kg.

Mole e composizione chimica

La mole è la quantità di sostanza che contiene un numero di particelle elementari pari al numero di atomi contenuti in 12g dell'isotopo 12C. Il numero di particelle contenute in 1 mol di composto è 6,022x10²³ particelle/mol, noto come numero di Avogadro. La massa molare (M) è numericamente uguale al peso atomico dello stesso elemento (peso atomico per Na), ed è espressa in g/mol. Il numero di moli è dato da g/PA e M (massa molare), per un composto puro è la somma di tutti i pesi atomici che lo compongono: PM(AaBbCc)=a(PAa)+b(PAb)+c(PAc).

Molecole: gli atomi si combinano reciprocamente a formare molecole. Il PM non ha unità di misura, si esprime poi come PM=M=g/mol. Nei composti ionici, uno ione è un atomo che perde o acquista elettroni, diventando elettricamente carico. Un metallo tende a perdere elettroni formando un catione (positivo, con ugual numero di elettroni del gas nobile più vicino), un non metallo tende ad acquistare elettroni, formando un anione (negativo). I composti ionici sono elettricamente neutri (hanno cariche bilanciate) e sono tenuti insieme da forze elettrostatiche, risultando duri e con un alto punto di fusione.

Per esempio, in 1 mole di NH₃ ci sono 1 mole di N e 3 moli di H. Il peso molecolare (PM) o massa molecolare (MM) è la somma dei pesi atomici di tutti gli elementi che costituiscono la formula chimica del composto. La composizione percentuale (%N) della composizione % di NH₃ è calcolata come %N = g_N/g_NH3 x 100.

La formula minima indica gli elementi che costituiscono il composto, mentre la formula molecolare indica gli elementi e il numero effettivo di atomi di ciascun elemento. La formula molecolare è data dalla massa molecolare/massa formula minima (S_xO_y con x e y numero di moli di S e O), il fattore viene moltiplicato per i pedici della formula minima.

Composizione percentuale in massa

La composizione percentuale in massa (massa%) è la massa% = massa dell'elemento in una mole di composto/massa di una mole di composto x 100. La stechiometria bilancia i metalli, non metalli, H e O. Il reagente limitante limita la quantità di prodotto che può essere formata e si consuma completamente in una reazione chimica. Il reagente in eccesso è presente in una quantità di moli maggiore rispetto a quella necessaria per reagire completamente con il limitante.

La resa teorica è la quantità massima di prodotto ottenibile dalla reazione, dipende dal reagente limitante, ed è espressa in g o mol. La resa reale è la quantità reale di prodotto ottenuto nella reazione, calcolata come n(ottenute)/n(teoriche) x100 (%). La resa % è data da resa reale/resa teorica x100.

Reazioni in soluzione

Una soluzione è una miscela omogenea di due o più sostanze in un'unica fase. Il componente presente in maggiore quantità è detto solvente, l'altro è il soluto. Le soluzioni acquose hanno come solvente l'acqua, e il soluto può essere un gas, liquido o gas. La dissoluzione di un composto introdotto in un solvente liquido forma una miscela omogenea con esso.

I composti ionici formano soluzioni di elettroliti dissociandosi negli ioni che li compongono. Gli elettroliti deboli si dissociano solo parzialmente in ioni quando dissolti in acqua, mentre gli elettroliti forti si dissociano completamente. Ci sono anche i non elettroliti che, quando sciolti in acqua, non si dissociano ma si dissolvono come molecole intere.

Numero di ossidazione

Il numero di ossidazione indica il numero formale di elettroni persi o acquisiti nella formazione di un legame. Il numero di ossidazione è positivo se ha formalmente perso elettroni, negativo se li ha accettati. La somma algebrica dei n.o. dei singoli atomi è uguale alla carica dello ione o molecola. (n.o. elemento puro è zero, in ione la somma dei n.o. degli atomi che lo costituiscono è uguale alla carica netta, F sempre -1, H ha +1, O ha -2, gruppo 16 hanno tutti -2, gruppo 17 tutti -1.)

Redox sono reazioni in cui si verifica un trasferimento di elettroni con conseguente variazione del n.o. di almeno un elemento. C'è un agente riducente che perde elettroni (si ossida), il n.o. aumenta, e un ossidante che li acquista (si riduce), e il n.o. diminuisce.

Meccanica quantistica

La luce è una radiazione elettromagnetica (onda composta da campo elettrico e magnetico perpendicolari tra loro, oscillanti). Lo spettro elettromagnetico è composto da radiazioni elettromagnetiche a diverse lunghezze d'onda e frequenze, che possono essere separate per passaggio attraverso un prisma. Lo spettro è convenzionalmente diviso in regioni spettrali ma è un insieme continuo in cui lunghezza d'onda e frequenza possono assumere qualsiasi valore.

La fisica classica non spiega fenomeni come il corpo nero (assorbe tutte le radiazioni che lo colpiscono senza riflettere nulla) e l'effetto fotoelettrico. Max Planck introdusse il concetto di energia quantizzata: l'energia può essere assorbita o emessa dagli atomi solo in quantità discrete dette quanti. La radiazione emessa dagli atomi ha valori discreti che dipendono dalla frequenza della radiazione stessa. Energia minima scambiata da un singolo oscillatore è E = hf, la radiazione emessa può avere solo energia multipla di hf. H è la costante di Planck (6,3 x 10³⁴ js).

Nell'effetto fotoelettrico, quando una superficie metallica è irradiata con una radiazione elettromagnetica, essa emette elettroni. Ci si aspettava che si sarebbe vista un'emissione di elettroni con energia cinetica maggiore aumentando l'intensità della radiazione (luce blu). Invece, non si osserva un aumento di K, ma un numero maggiore di elettroni emessi. Se la lunghezza d'onda è maggiore di un certo limite, non si ha emissione di elettroni, è necessaria una certa lunghezza d'onda e frequenza, tipiche del metallo, per emetterli.

Einstein combinò le teorie di Planck al suo studio sull'effetto fotoelettrico: la luce ha proprietà corpuscolari, può essere descritta come un fascio di particelle (fotoni), ognuna con energia discreta (E = hf). La luce non è più solo un'onda ma anche corpuscolare. Questo è noto come dualismo onda-particella.

Modelli atomici

La luce emessa dagli atomi di un elemento è composta da radiazioni con specifiche lunghezze d'onda, non è continua (come avrebbe dovuto essere secondo la fisica classica). Questo implica che l'energia emessa dagli atomi non è continua, ogni atomo emette solo in determinate regioni. Il modello di Rutherford non è corretto perché una particella carica che si muove di moto accelerato emette energia, e secondo la fisica classica l'elettrone seguirebbe una spirale, il che è sbagliato.

Bohr nel 1913, studiando l'atomo di H, propose un nuovo modello. Postulò che gli elettroni percorrono orbite stazionarie con determinato raggio ed energia. Un elettrone non emette energia quando si trova in un'orbita permessa. Un elettrone assorbe o emette energia solo quando passa da un livello a un altro, e l'energia emessa è sotto forma di fotone con E = hf. La differenza di energia tra due livelli è correlata alla frequenza delle righe dello spettro dell'H. Prendiamo l'atomo di H nel livello energetico più basso, stato fondamentale, e a ogni livello associano un numero, il numero quantico. Nel caso dello stato fondamentale, questo numero è uguale a 1. Quando viene eccitato, l'elettrone passa all'orbita successiva assorbendo energia e tornando allo stato fondamentale riemette la stessa quantità assorbita per fare il salto.

De Broglie scoprì che anche l'elettrone ha dualismo onda-particella; possiamo quindi descrivere ogni particella come onda (tranne particelle troppo piccole). Nasce la meccanica quantistica: per determinare la posizione di un elettrone bisogna individuarlo con una luce, perturbandolo. Il principio di indeterminazione di Heisenberg afferma che non è possibile determinare contemporaneamente le proprietà (energia e posizione) di una particella elementare.

Successivamente, Schrodinger dichiarò che l'elettrone nell'atomo si comporta come un'onda stazionaria, confinata all'interno di uno spazio, che non si propaga ma oscilla tra due punti. Per ogni sistema c'è un'equazione d'onda le cui soluzioni sono funzioni d'onda. Le soluzioni dipendono da numeri detti quantici. A ogni soluzione dell'equazione sono associati dei numeri quantici. Il quadrato della funzione d'onda rappresenta la densità di probabilità (area in cui c'è probabilità di trovare elettroni).

Configurazione elettronica

Abbiamo:

• n = numero quantico principale (indica l'energia dell'orbitale)
• l = numero quantico secondario (indica la forma dell'orbitale)
• m = numero quantico magnetico (indica l'orientazione dell'orbitale)

A ogni set di numeri quantici corrisponde un orbitale.

Quelli con numero quantico secondario uguale a zero sono orbitali s (sferici con al centro probabilità di trovare elettroni); 1s, 2s, 3s, con probabilità sempre maggiore di trovare elettroni. Quelli con numero quantico secondario uguale a uno, abbiamo tre numeri quantici magnetici e sono gli orbitali p. Sono fatti a infinito e hanno un nodo (zona dove la probabilità di trovare elettroni è zero). Hanno tre orientazioni. Quelli con numero quantico secondario uguale a due, abbiamo gli orbitali d. Hanno quattro lobi e cinque orientazioni diverse (yz, xz, xy, x², y², z²). Quelli con numero quantico secondario uguale a tre sono gli orbitali f.

Si ipotizzò poi che gli elettroni abbiano uno spin, girano su se stessi e questa rotazione genera un B che dipende dal senso della rotazione. La rotazione è descritta anch'essa da un numero quantico, il numero quantico di spin, che ha due valori possibili, -1/2 e +1/2.

Gli elettroni occupano il livello 1s nello stato fondamentale. Il 2s ha energia minore del 2p a causa dell'effetto schermo. Gli elettroni presenti negli orbitali più vicini al nucleo schermano il nucleo per gli elettroni più lontani. La distribuzione di probabilità radiale è la probabilità di trovare l'elettrone su una superficie sferica di raggio r. Orbitali con distribuzione di probabilità radiale più alta vicino al nucleo (e quindi densità di probabilità bassa) hanno minore energia ma schermano meglio gli elettroni più esterni.

Due orbitali con uguale energia sono detti degeneri. La capacità penetrante: 3s > 3p > 3d --> E3s < E3p < E3d. Come riempiamo gli orbitali? Il principio di esclusione di Pauli afferma che in un atomo due elettroni non possono avere la stessa serie di quattro numeri quantici. Ogni orbitale è occupabile solo da due elettroni con spin opposto. Nel caso di orbitali degeneri, la configurazione elettronica favorita è quella a energia minore. Gli elettroni vengono messi in orbitali differenti con spin paralleli. In generale, un sottolivello pieno o semipieno è energeticamente più favorevole (Cr, Mo, Cu, Pd, Ag, Au).

Dimensioni atomiche

Le dimensioni atomiche si determinano considerando il solido o la sostanza elementare. Si calcola il raggio atomico di legame, metà della distanza tra i centri di due atomi uguali. Più elettroni ci sono nei livelli esterni, più l'atomo sarà piccolo: gli elettroni più esterni sono meno attratti dal nucleo perché schermati dagli elettroni più vicini. Più elettroni ci sono all'esterno (essendo la schermatura la stessa), maggiore è la forza attrattiva che questi elettroni esterni esercitano, tanto più è maggiore è il loro numero. Ad esempio: Be ha dimensioni > Li, nonostante il Li abbia più elettroni.

Abbiamo il raggio ionico: si tratta di cationi e anioni ottenuti togliendo o aggiungendo elettroni ad atomi neutri. Si avrà uno squilibrio di cariche positive e negative: in un anione il nucleo avrà meno cariche positive, non abbastanza per attrarre gli elettroni, il che lascia l'atomo anione più espanso rispetto al suo corrispettivo neutro. E viceversa per il catione. Il raggio atomico ha andamento periodico. L'energia di ionizzazione è necessaria a rimuovere un elettrone da un atomo allo stato gassoso. È sempre positiva (sempre fornire energia per togliere). Se si parla di un atomo neutro, si tratta di energia di prima ionizzazione, se ione positivo, energia di seconda ionizzazione. È periodica e aumenta da sinistra a destra (periodo) e diminuisce lungo il gruppo. I metalli hanno bassa energia di ionizzazione, tendono a perdere, vanno a formare la configurazione elettronica precedente.

L'affinità elettronica è un'altra proprietà periodica e, contrariamente all'altra, fornisce un'indicazione su quanto un atomo neutro gassoso tenda ad accettare elettroni. Aumenta da sinistra a destra sulla tavola, è favorito il processo di prendere elettroni, l'ossigeno tende a perdere elettroni.

Tavola periodica

I metalli alcalini sono teneri, con bassa E ionizzazione che determina alta reattività, reagiscono con H a dare idruri, con alogeni a dare sali, con O ossidi. Gli alcalino terrosi hanno una configurazione più stabile degli alcalini, sono duri, con E ionizzazione bassa ma meno degli alcalini, e la reattività aumenta scendendo nel gruppo. Con O danno ossidi. I calcogeni (gruppo 16) hanno configurazione esterna s² p⁴, tendono ad acquisire elettroni per raggiungere la configurazione elettronica del gas nobile che segue, reagiscono facilmente con non metalli. Hanno forme allotropiche, allo stato elementare esistono tutti in forme diverse (zolfo cristallino, zolfo plastico). Gli alogeni, situati a destra della tavola, tendono a perdere elettroni, e la loro reattività è marcata. Cl è l'alogeno più importante, reagisce in soluzioni basiche a dare candeggina (ione ipoclorito), e reagiscono con metalli a dare sali. I gas nobili hanno una configurazione stabile (livello completo) ed è molto difficile strappargli elettroni, avendo una reattività molto bassa, sono noti solo pochi composti di gas nobili.

Legami chimici

Tra due atomi avviene una reazione e i loro elettroni si riorganizzano formando un legame. L'elettronegatività è la tendenza di un atomo ad attrarre elettroni all'interno di una molecola (legata all'energia di ionizzazione). Ci sono vari modi per calcolarla, il più utilizzato è la scala di Pauling. Gli atomi formano legami perdendo, acquistando o mettendo in condivisione elettroni. A seconda della loro elettronegatività, diventeranno parzialmente carichi negativi (alta elettronegatività, quindi attraggono elettroni) o positivi (bassa elettronegatività).

Il numero di ossidazione indica il numero formale di elettroni persi o acquisiti durante la formazione del legame. Un atomo positivo ha formalmente perso elettroni, mentre un atomo negativo li ha accettati. Il legame ionico è tipico dei composti con alti punti di fusione, solubili in solventi polari e che conducono elettricità. Uno o più elettroni di valenza si trasferiscono.