Chimica Generale e inorganica - Appunti

Università di Torino

Chimica generale ed inorganica

Dipartimento di Scienze del Farmaco

1. Introduzione alla chimica

Alcune delle domande a cui bisognerà saper rispondere a fine corso sono: Che cosa è la chimica?

• Saper distinguere da naturale ad artificiale
• Saper distinguere la Chimica Buona dalla Chimica Cattiva
• La chimica “temporale”

Scoperta del fuoco: reazione di combustione che si aggancia alla cinetica chimica.

Metallurgia: gli unici metalli in natura sono Au, Ag, Cu e Pt. Tutti gli altri metalli sono presenti sotto forma di ossidi.

Ceramiche e vetro: creati dalla fusione di sabbie e minerali.

Vino e birra: ottenuti in seguito a processi biotecnologici, quali fermentazioni con microrganismi.

Definizioni

Materia: tutto ciò che costituisce l’universo.

Energia: capacità di compiere lavoro: E=mc². Relazione tra le due.

Lo studio della Chimica avviene sulla base del modello atomico della materia.

Modello nucleare dell’atomo

Approccio del legame chimico tra atomi

Particelle elementari negli atomi

L’atomo è costituito dalle seguenti particelle con relative masse e cariche:

Come si può notare dalla tabella, la massa dell’atomo (nucleo) è costituita dai protoni e neutroni mentre attorno ad occupare il volume extranucleare vi sono gli elettroni.

Stati di aggregazione e passaggi di stato

• Solido – Forma propria e volume proprio.
• Liquido – Forma propria e volume del recipiente.
• Aeriforme – Forma e volume del recipiente.
• Temperatura (incremento): solido, aeriforme.
• Pressione (incremento): solido, aeriforme.

La materia

Definizioni

Sostanze pure: sost. che hanno una composizione chimica determinata.

Miscele: sost. che non hanno una composizione chimica determinata.

Sostanze elementari: sost. costituite da un solo elemento.

Composti: sost. costituite da più elementi ed riducibili a sostanze elementari.

Miscele omogenee: miscele a livello atomico/molecolare costituite da una sola fase.

Miscele eterogenee: miscele a livello atomico/molecolare costituite da più di una fase.

Il carbonio, nelle forme allotropia: capacità di alcune sostanze di esistere in forme diverse: grafite, diamante, fullerene, nanotubo, e altri allotropi del carbonio.

Fase – porzione di un sistema con composizione chimica determinata e con proprietà fisiche uniformi, separata da altre parti del sistema.

Numero atomico, di massa e isotopi

Z = Numero Atomico, corrisponde al numero di protoni presenti nell’atomo. Essendo l’atomo caricamente neutro, il numero di elettroni presenti è analogo al numero atomico dell’elemento.

A = Numero di Massa, corrisponde alla somma dei protoni e dei neutroni (massa dell’elemento). Per ricavare il numero di neutroni presenti nell’atomo basterà applicare la seguente relazione: N = A - Z.

In natura esistono atomi dello stesso elemento che presentano una variazione di massa. Questi sono chiamati isotopi. L’isotopo è un atomo dello stesso elemento che presenta uguale numero atomico ma diverso numero di massa (variazione di neutroni).

¹H, ²H, ³H.

Ad esempio l’idrogeno in natura presenta tre isotopi: prozio, deuterio, trizio.

Un metodo di separazione degli ioni che permette anche il rilevamento di isotopi è la spettrometria di massa. Essa consiste nel ionizzare il campione in analisi per favorire la formazione di particelle cariche. In seguito un rivelatore permette la suddivisione delle particelle in base al rapporto massa/carica (m/Z).

Il risultato finale è uno spettro a righe.

2. Elementi di chimica

Viste le masse di protoni, neutroni ed elettroni relativamente piccole, i chimici hanno deciso di introdurre un unità di massa relativa chiamata Dalton.

1 dalton = 1u = 1/12 della massa dell’isotopo ¹² del carbonio.

1u = 1,67x10^-27 Kg.

Formule molecolari ed unità formula

Le formule che rappresentano i composti formati da molecole sono dette formule molecolari, ad esempio HCl, l'acido cloridrico è una molecola formata da un atomo di H (idrogeno) e da uno di Cl (Cloro). La formula molecolare indica la composizione di una molecola precisando il numero di atomi che la costituiscono.

Un composto può essere un aggregato reticolare formato da atomi legati tra loro e disposti in modo regolare nello spazio, ad esempio il quarzo (SiO₂).

Sono aggregati reticolari anche i composti ionici formati dall'alternarsi di anioni e cationi. Ad esempio nel NaCl si alternano ioni Na⁺ e ioni Cl^- nel rapporto di 1:1.

La formula NaCl non rappresenta, però, una molecola, ma descrive il minimo rapporto di combinazione tra due elementi. Per questo tipo di composti si parla di unità formula.

Massa atomica, massa molecolare e peso formula

La dicitura peso atomico o massa atomica stanno ad indicare la stessa cosa. Il termine più corretto rimane massa atomica.

Massa Atomica (MA) = massa relativa di un elemento che tiene conto dell’abbondanza di isotopi e del difetto di massa. L’informazione, riguardante la massa atomica di un elemento si trova sulla tavola periodica.

Massa Molecolare (MM) = somma delle masse atomiche relative degli elementi che compongono la molecola. H₂O = (2xMA_H) + (MA_O) = (2x1)+16 = 18 u.

Peso Formula (PM) = si ricava in maniera analoga alla massa molecolare (la variazione di nome è dovuta essenzialmente al fatto che nel primo caso trattiamo di composti molecolari con composizione chimica definita, mentre nel secondo trattiamo di unità formula con formula minima).

Per capire maggiormente la differenza tra formula molecolare e formula minima, basta pensare alla formula dell’acqua ossigenata. La formula molecolare è H₂O₂ mentre la formula minima sarebbe HO.

Calcoli stechiometrici

Dal peso formula o dalla MM posso ricavare la % in peso di un elemento componente. Oppure in seguito ad analisi qualitative (tipo di atomi componenti) ed analisi quantitative (rapporti in peso) posso calcolare la formula minima del composto.

Moli, numero di Avogadro e reazioni chimiche

Si chiama mole una quantità di sostanza che contiene tante unità quanti atomi sono contenuti in 12g di ¹²C, cioè in una mole di isotopo 12 del carbonio, il consueto isotopo di riferimento.

Il numero di unità contenute in una mole si chiama numero o costante di Avogadro (N_A o N). Una mole di materia contiene 6.022x10²³ unità chimiche elementari (atomi, molecole, ioni, elettroni).

La massa in grammi di 1 mole di materia di una qualsiasi sostanza è detta massa molare ed è numericamente uguale alla massa atomica (per sostanze elementari) o molecolare/formula (per sostanze composte) espresse in unità di massa atomica (u).

n = mol = massa/massa molare.

Quando abbiamo sostanze liquide, parleremo di Molarità (M = mol/Litro), mentre alla presenza di sostanze gassose per calcolare la quantità di sostanza utilizzerò l’uguaglianza: 1 mol = 22,4 L.

Reattivo limitante

Ipotizza una reazione generica X + 2Y → 4Z con mol_x = 0,2, mol_y = 0,03. Calcola mol_z.

Sapendo che mol_x > mol_y, chiameremo il composto Y reattivo limitante.

I rapporti di reazione sono 1:2:4. Quindi, conoscendo le moli del reattivo limitante e i rapporti stechiometrici, posso dire che le mol_z = 2mol_y.

Le reazioni chimiche consistono nella trasformazione dei reagenti in prodotti. I due principi che regolano tali reazioni chimiche sono:

Principio di conservazione della materia: le trasformazioni chimiche lasciano invariati il tipo ed il numero di atomi che facevano parte dei reagenti e che vengono a costituire i prodotti.

Principio di conservazione della massa: in una reazione chimica, la massa non può essere né creata né distrutta: la somma dei prodotti formati è uguale alla somma delle masse delle sostanze che hanno reagito.

3. Atomi: nucleo ed elettroni

Scoperta del nucleo atomico

La scoperta del nucleo atomico.

Le d L’esperimento di Rutherford determinò la osse scoperta di un nucleo atomico. Egli bombardò comuna lamina sottile di Au con delle particelle alfa mod (atomi di He privi di due protoni) prodotte da masuna sorgente radioattiva. La maggior parte concdelle particelle attraversò la lamina, altre voludeviarono la traiettoria ed altre ancora nucltornarono indietro. Ciò significava che l’atomo la m la suall’ipevidpossedeva una carica positiva che era in grado di deviare e/o respingere le particelle e attorno vi era una regione vuota che permetteva alle particelle di passare oltre.

Onde e onde elettromagnetiche

Un’onda è data dalla variazione periodica e regolare di una certa proprietà. Una radiazione elettromagnetica è un onda che si propaga nello spazio con una certa energia. Si tratta di un fenomeno ondulatorio dovuto alla simultanea propagazione nello spazio della perturbazione di un campo elettronico (E) e di un campo magnetico.

Radiazioni possono essere rappresentate da onde elettromagnetiche (natura ondulatoria), fotoni (natura crepuscolare).

Le caratteristiche di un’onda sono:

• Lunghezza d’onda: è la distanza tra due massimi o due minimi dell’onda (UDM m)
• Frequenza: numero di oscillazioni nell’unità di tempo (1/t = 1/s = Hz)
• Velocità di propagazione, ovvero il prodotto tra la frequenza e la lunghezza d’onda.

C = (lunghezza d’onda x frequenza). C = velocità della luce = (3x10⁸ m/s).

Lunghezza d’onda e frequenza sono inversamente proporzionali. All’aumentare della lunghezza d’onda, l’onda sarà più larga e di conseguenza il numero di onde nell’unità di tempo saranno minori. Ogni onda elettromagnetica possiede frequenze e lunghezze d’onda differenti.

Le onde interagendo tra di loro, danno origine a diversi fenomeni fisici tra cui l’interferenza e la diffrazione. L’interferenza è un fenomeno che accade quando s’incontrano due onde con stessa frequenza.

Quando due onde sono in fase l’onda finale risulterà rinforzata con stessa frequenza ma ampiezza maggiore. Quando due onde sono in opposizione di fase allora abbiamo un annullamento del segnale o una diminuzione dell’ampiezza d’onda.

Lo spettro della radiazione elettromagnetica

La diffrazione è un fenomeno fisico che si verifica quando una radiazione elettromagnetica incontra una fessura con dimensione uguale alla lunghezza d’onda della radiazione.

Tale fessura diventa come una nuova sorgente di onde che si propagano in tutte le direzioni nello spazio.

L’interferenza fra queste onde produce l’alternanza di zone luminose e zone scure.

La scomposizione della luce bianca fornice lo spettro del visibile, regione d’onda che va dai 400 nm (viola) ai 700nm (rosso).

Radiazioni e materia

La luce visibile è una minuscola frazione dell’intero spettro della radiazione.

Un oggetto, se riscaldato, emette onde elettromagnetiche. La frequenza della radiazione emessa cresce con l’aumentare della temperatura. Il primo colore assunto è il rosso perché è la luce elettromagnetica. La può variare tra 10^-11 e 10⁴ metri, tra 10⁵ e 10²⁰ Hz. λ ν visibile di energia minima.

Questo fenomeno di emissione è caratteristico dei saggi alla fiamma, dove gli elettroni dei cationi in analisi, per tornare al loro stato fondamentale, emettono una radiazione elettromagnetica sotto forma di luce colorata (colore che varia secondo il catione).

Spettri atomici.

L’atomo eccitato quindi emette frequenze luminose speciali, ma gli stessi atomi possono anche assorbire le stesse frequenze che sono in grado di emettere. Il risultato sono due spettri differenti chiamati spettro di assorbimento e spettro di emissione.

Per l’atomo di idrogeno fu osservata una semplice correlazione tra la lunghezza d’onda delle righe spettrali chiamata legge di Rydberg.

Altri fenomeni radiazioni/materia sono le reazioni fotochimiche che avvengono solamente alla presenza di determinate radiazioni elettromagnetiche (Fotosintesi Clorofilliana) o l’effetto fotoelettrico che avviene quando una radiazione elettromagnetica, di opportuna energia, colpisce un metallo fotoemissivo che emette un elettrone.

Maggiore sarà l’energia della radiazione, maggiore sarà la velocità di uscita dell’elettrone. Si è osservato che l’energia della radiazione è proporzionale alla frequenza. Energia = costante di Plank (h) x frequenza; h = 6,6262x10^-34 (J).

Modello atomico di Bohr

Il modello atomico di Bohr introduce il concetto di stato stazionario dell’elettrone.

Infatti, l’elettrone, al suo stato fondamentale, si trova su orbite a energie minore (E₀).

Se fornisco energia, l’elettrone salta su orbite superiori (E₁) (stato eccitato).

In seguito l’elettrone torna al suo stato fondamentale emettendo una radiazione di energia: E = E₁ - E₀.

Lo studio condotto da Plank e quello condotto da Einstein ha permesso di fornire una massa associata al fotone ed una quantità di modo. E=mc².

Se Energia = costante di Plank (h) x frequenza e dall’uguaglianza delle energie otterrò:

Il modello di Bohr fu il primo modello atomico ad introdurre la quantizzazione. In questo modello, l’elettrone ruota intorno al nucleo di carica Z con moto planetario ed ha momento angolare multiplo di (ℏ/2).

Ipotesi del modello atomico:

• Per il moto dell’elettrone sono permessi alcuni stati stazionari in orbite circolari aventi un valore particolare di energia costante nel tempo.
• Il momento angolare dell’elettrone (mvr) può assumere solo valori multipli interi di ℏ/2.
• Passando da un orbita più esterna ad una più interna l’elettrone perde energia emettendo un fotone di frequenza h/E.

Ad ogni orbita corrisponde dunque un energia che aumenta all’aumentare della distanza dal nucleo. Ovvero a ogni orbita corrisponde un livello energetico.

Il difetto principale del modello di Bohr è che non spiega il fenomeno per atomi diversi dall’atomo d’idrogeno.

Ipotesi di De Broglie

La teoria di Bohr non chiariva alcune anomalie nello spettro dell’idrogeno. Colpito dal fatto che la luce mostrava proprietà sia crepuscolari che ondulatorie, De Broglie ipotizzò che l’elettrone si comportasse a volte come particella e a volte come onda. Deducendo che ad ogni corpo in movimento è associata una lunghezza d’onda. (λ = ℏ/p).

Principio di indeterminazione di Heisemberg

Heisemberg affermò che è impossibile determinare simultaneamente la posizione dell’elettrone e la sua energia. Sancendo che definire una traiettoria per l’elettrone attorno al nucleo non ha senso. In quanto gli errori commessi nella misurazione di energia e posizione saranno: Δ × Δ(p) ≥ ℏ/2.

Partendo dell’ipotesi di De Broglie, Schrodinger determinò una funzione che tenesse in considerazione l’equazione d’onda, l’equazione di massa e le situazioni stazionarie.

Ottenne, quindi, un’equazione differenziale basata su tre variabili, conosciuta come funzione d’onda orbitale.

! "# + + × ! − ! ! = !+! ! !!! ! ! !

Le soluzioni sono funzioni delle tre coordinate spaziali e quantizzate secondo 3 numeri quantici. (Heisemberg introdusse il concetto di orbitale e numeri quantici).

Definisce orbitale, la regione di spazio attorno al nucleo dove vi è una probabilità del 90% di trovare l’elettrone. Si passa da un modello planetario ad un modello probabilistico.

I tre numeri che caratterizzano una funzione d’onda sono chiamati numeri quantici e sono:

n = numero quantico principale, definisce l’energia dell’elettrone e il livello energetico di appartenenza (s,p,d,f) (n = 0,1,2,3 …).

l = numero quantico secondario, definisce la distribuzione nello spazio dell’orbitale s, p, d: una visione d’insieme. (0 ≤ l ≤ n − 1).

m = numero quan