Chimica generale ed inorganica

Argomenti di chimica

Sommario

• Preliminari e un po’ di nomenclatura
• Atomo, molecola e mole
• Struttura elettronica dell’atomo
• Aufbau
• Tavola periodica
• Il legame chimico
• Legame. Orbitali molecolari. (OM)
• Stati (o numeri) di ossidazione
• Formule chimiche (e cenni di nomenclatura sistematica)
• Ossidazioni e riduzioni (redox). Bilanciare le semireazioni
• Bilanciare le reazioni chimiche (o equazioni chimiche)
• Bilanciare le reazioni di ossidoriduzione (redox)
• I gas
• Le soluzioni
• La termodinamica chimica
• Cinetica chimica, velocità di reazione, catalizzatori
• Equilibri ionici in soluzione. Definizioni di acidi e basi
• Acidi poliprotici
• La titolazione
• Sali poco solubili. Prodotto di solubilità
• L’elettrochimica

1 Preliminari e un po’ di nomenclatura

• Atomo. È la più piccola porzione di materia che abbia le stesse caratteristiche chimiche. È formato da un nucleo e da elettroni.
• Nucleo. Formato da protoni e neutroni. In un atomo neutro il numero dei protoni è uguale a quello degli elettroni.
• Elemento. Sostanza costituita da una sola specie di atomi. Ogni elemento ha un nome e un simbolo. Come vedremo le sue proprietà chimiche dipendono dal numero degli elettroni.
• Numero atomico è il numero di elettroni, uguale a quello dei protoni.
• Isotopi. Nuclei con uguale numero di protoni e di elettroni ma diverso numero di neutroni. ¹H e ²H. Entrambi un protone e un elettrone, ma l’isotopo ²H ha anche un neutrone. Poiché la massa degli elettroni è trascurabile mentre quella dei protoni e dei neutroni non lo è ed è quasi uguale, ²H ha massa circa doppia di ¹H. Le due specie hanno uguale comportamento chimico. Numero di massa apice a sinistra; numero atomico pedice a sinistra: ^A_ZE.
• Abbondanza naturale: miscela di isotopi. Per esempio carbonio: ¹³C 1% e ¹²C 99%.
• Ione. Specie chimica con carica elettrica, NO₃^–; anche elemento che ha ceduto un elettrone: Na⁺, o acquistato un elettrone: Cl^–. Ioni negativi, anioni; ioni positivi, cationi.
• Molecole. Formate da più atomi o della stessa specie (O₂, N₂) o di specie diverse (HCl, H₂SO₄).
• Formule empiriche. HCl; H₂SO₄. CaCl₂. I pedici indicano quanti atomi dei vari elementi compongono la molecola.
• Formule molecolari H–Cl, dove – indica legame tra H e Cl.

Composti con l’ossigeno LiO, B₂O₃.

• Acidi. Composti che contengono un protone (H⁺) mobile: HCl, HNO₃, H₂SO₄, H₃PO₄ (acido cloridrico, acido nitrico, solforico, fosforico).

HCl → H⁺ + Cl^–;

HNO₃ → H⁺ + NO₃^–;

H₂SO₄ → 2 H⁺ + SO₄^2–;

H₃PO₄ → H⁺ + H₂PO₄^–; H₂PO₄^– → H⁺ + HPO₄^2–; HPO₄^2– → H⁺ + PO₄^3–.

Notare bilancio di massa e di cariche, uguali a destra e a sinistra.

→ Indica reazione che va a completezza, tutta verso destra.

 Indica reazione che non va a completezza, ma raggiunge stato di equilibrio.

• Anione: acido ionizzato: Cl^–, cloruro; NO₃^–, nitrato; SO₄^2–, solfato; PO₄^3–, fosfato. Ma è possibile anche HSO₄^–, idrogenosolfato; H₂PO₄^–, diidrogenofosfato, ecc.
• Idrossidi o basi. Composti che contengono un ione OH^–, chiamato idrossido, mobile: NaOH, KOH, Ca(OH)₂.

NaOH → Na⁺ + OH^–; Ca(OH)₂ → Ca²⁺ + 2 OH^–.

• Sali. Formati da acido + idrossido:

HCl + NaOH → NaCl + H₂O.

H₂SO₄ + 2 KOH → K₂SO₄ + 2 H₂O.

2 HNO₃ + Ca(OH)₂ → Ca(NO₃)₂ + 2 H₂O.

Queste reazioni danno anche acqua, ovvero formati da ossidi “basici” + ossidi “acidi” Na₂O + SO₃ → Na₂SO₄.

Notare c’è sempre un bilancio di massa e di cariche! Che in queste equazioni chimiche dovremo ricordarci di questo!!

2 Atomo, molecola e mole

• Nucleo. Formato da protoni e neutroni. L’atomo è neutro.
• Numero atomico: numero dei protoni, che è uguale a quello degli elettroni.
• Numero di massa: somma protoni + neutroni, elettroni hanno peso insignificante, simbolo ^A_ZE.
• Massa atomica (peso atomico, PA). Rapporto tra massa dell’elemento e 1/12 della massa dell’isotopo ¹²C. Non è necessariamente un numero intero sia per il difetto di massa di ogni nuclide (cercate sul vostro testo), che anche perché gli elementi sono miscele di isotopi. Esempi: PA del carbonio (miscela di ¹²C e circa 1% di ¹³C) è 12,0107, approssimiamo 12,01; PA dell’idrogeno (miscela di ¹H e 0,015% di ²H e tracce di ³H) è 1,01.
• Massa molecolare (peso molecolare, PM). Somma delle masse atomiche degli elementi che compongono la molecola. Per HCl: 1.01 + 35,45 = 36,46; per Na₂SO₄ = 223,0 + 32,1 + 416,0 = 142,1 (somma dei pesi atomici moltiplicati per il loro contenuto essendo i PA del Na, 23,0; dello zolfo, 32,1; dell’ossigeno 16,0).
• Mole. Massa (peso) in g (grammi) pari alla massa atomica o molecolare. Una mole di argo (Ar) corrisponde a 39,95 g, essendo 39,95 il PA dell’argo; una di Na₂SO₄ (solfato di sodio) corrisponde a 142,1 g; una mole di acido cloridrico (HCl) a 36,46 g.
• Numero di Avogadro. Una mole di qualunque sostanza contiene lo stesso numero di molecole, 6,022 10²³.

Per cui 1,01 g di idrogeno contengono lo stesso numero di atomi di 35,45 g di cloro (6,22 10²³).

Per reazione tra 1,01 g di idrogeno e 35,45 g di cloro produce 36,46 g di HCl, cioè una mole di H e una di Cl danno una mole di HCl (cioè 6,022 10²³ molecole di HCl).

→ La massa totale non è cambiata!

Per un chimico, l’unità di massa è quindi la mole:

• Per una mole di solfato di sodio è formata da due moli di Na, una di S e quattro di O, questo mi dice la stechiometria della molecola, che indicheremo con Na₂SO₄; non ha senso dire 46,0 g di Na, 32,1 di S e 64,0 di O.
• Tuttavia per misurare le masse, lo strumento che utilizziamo è la bilancia, bisogna passare dai grammi alle moli: g = n moli PM.

Nota bene: le masse atomiche e molecolari sono adimensionali, perché sono il rapporto tra due masse; tuttavia in certi testi le masse molecolari e atomiche vengono espresse in g/mole. Ciò può essere utile nei calcoli infatti g / g/mole = n mole.

In altri testi, soprattutto in biochimica, si usa esprimere le masse molecolari in Dalton; il PM del solfato di sodio è 142,1 Dalton.

2.1 Percentuali dei componenti una molecola. Esercizi sulle percentuali

1. Quale è la percentuale del sodio nel solfato di sodio?

La massa molecolare (PM) di Na₂SO₄ = 142,2 g/mol; due atomi di sodio pesano 23,1 g/mol2 = 46,2 g quindi (46,2/142,2)100 = 32,4894514%.

Troppi decimali! Arrotondiamo alla seconda decimale: 32,49%.

2. Il solfato di rame cristallizza con 5 molecole d’acqua, la sua formula completa è CuSO₄.5H₂O. Quale è la percentuale d’acqua? La massa di cinque molecole d’acqua è 90,1.

Il PM del solfato di rame pentaidrato è (18,025)+32+(164)+63,5=249,6; quindi (90,1/249,6)100=36,10%.

3 Struttura elettronica dell’atomo

• Doppia natura corpuscolare e ondulatoria delle particelle elementari e della luce.
• Radiazione elettromagnetica come quanti di energia E = h.
• Si può associare a un elettrone di energia E un’onda di frequenza tale che E = h (h costante di Planck). Infatti se E = mc² (m, massa, c, velocità della luce nel vuoto), combinando si ha h = mc², cioè m = h/c². Associamo a un corpo di massa m una radiazione elettromagnetica di frequenza .
• Un elettrone che ruota attorno a un nucleo dovrebbe emettere una radiazione elettromagnetica (originata dal moto non rettilineo della carica elettrica dell’elettrone nel campo elettrico del nucleo) a scapito della sua energia cinetica. Quindi perderebbe velocità e decadrebbe sul nucleo, cosa che non avviene.
• Ipotesi che atomi siano stabili solo a certi livelli energetici. Se passa da un livello energetico alto a uno più basso si emette radiazione (per salire di livello si deve assorbire radiazione) di energia E = h E.

Principio di indeterminazione di Heisenberg: x v ≥ h/2m o, che è lo stesso, x p ≥ h/2 (p, quantità di moto). Non potremo parlare di posizione di un elettrone, che ha massa molto piccola, ma di probabilità di trovare l’elettrone in un dato luogo.

• L’elettrone può essere descritto con una funzione d’onda tale che il suo quadrato sia la probabilità di trovare l’elettrone in una data porzione di spazio (Schroedinger). L’energia è quindi quantizzata.
• Questa funzione assume valori reali solo per certi valori di un numero intero n.
• Concetto di nuvola di probabilità.  (n, l, m).
• Le soluzioni dell’equazione di Schroedinger prevedono una serie di numeri quantici:

Numero quantico principale n.

Momento angolare orbitale l.

Numero quantico magnetico m_l.

• n vale 1, 2, 3, 4, …
• l vale da 0 a n-1; per cui se n = 1, l vale 0; se n = 2, l può essere 0 o 1; se n = 3, l può essere 0, 1, 2 ecc.
• m_l vale tutti i valori interi da –l a +l: l’orientazione dell’orbitale.
• Il numero quantico principale, n, definisce lo strato; l la forma degli orbitali; m_l l’orientazione dell’orbitale.
• Ogni set di numeri quantici definisce un orbitale.
• Per n = 1, un solo orbitale con l = 0, chiamato orbitale s.
• Per n = 2, un orbitale con l = 0 e tre orbitali con l = 1 e m = -1, 0 +1, chiamati orbitali p, con orientazioni p_x, p_y, p_z.
• Per n = 3: un orbitale s (l = 0), tre orbitali p (l = 1) e cinque orbitali con l = 2 e cioè con m = -2, -1, 0 +1, +2, chiamati d_xy, d_xz, d_yz, d_x²−y², d_z².
• Per n = 4: un orbitale s, tre orbitali p, cinque orbitali d e sette orbitali con l = 3, chiamati orbitali f.
• Infine esiste il numero quantico di spin che vale +1/2 o -1/2.
• In ogni orbitale possono stare solo due elettroni con numero quantico di spin diversi, o + ½, o ½. Ovvero, che è lo stesso, due elettroni non possono avere lo stesso set di numeri quantici. (Principio di esclusione, Pauli).

4 Aufbau

Sequenza degli orbitali (energia crescente).

n = 1, orbitale s.

n = 2, orbitale 2s, orbitali 2p_x, 2p_y e 2p_z.

n = 3, orbitale 3s, orbitali 3p_x, 3p_y e 3p_z, orbitali 3d_xy, 3d_xz, 3d_yz, 3d_x²−y² e 3d_z².

n = 4, orbitale 4s, orbitali 4p_x, 4p_y e 4p_z, orbitali 4d_xy, 4d_xz, 4d_yz, 4d_x²−y² e 4d_z², sette orbitali 4f.

Gli orbitali 3d, però, vengono riempiti dopo i 4s e i 4f dopo i 6s.

La sequenza di riempimento è 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 6d, 5f.

• I primi due elettroni nell’orbitale 1s; formiamo H e He.
• Altri due elettroni in 2s, Li, Be.
• Sei elettroni nei tre orbitali 2p: B, C, N, O, F, Ne.

Per esempio la configurazione elettronica del boro (B) è 1s² 2s² 2p²; si può scrivere [He]2s²p² (dove [He] sta per 1s², cioè la config dell’elio, 1s²).

Altro esempio: configurazione elettronica di N è 1s² 2s² 2p³, si può scrivere [He]2s² 2p³.

• Due elettroni in 3s: Na e Mg (conf. elettr. del Mg [Ne]3s², dove [Ne] vuol dire conf. del Ne, cioè 1s² 2s² 2p⁶).
• Sei elettroni nei tre orbitali 3p da Al a Ar, la cui conf. elett. è [Ne]2s² 2p⁶.

Nota: nello strato più esterno vedremo l’importanza di ciò. Ne e Ar hanno otto elettroni.

• Due elettroni in 4s: K e Ca.
• Ora entrano gli elettroni negli orbitali 3d che sono cinque che quindi possono ospitare fino a dieci elettroni. Siamo dallo Sc allo Zn.

Confrontate la tavola periodica: il “buco” tra Be e B e tra Mg e Al è stato riempito da 10 elementi, questi vengono chiamati elementi di transizione (o metalli di transizione, sono tutti metalli).

• Ora sei elettroni entrano negli orbitali 4p dal Ga al Kr.
• Continuando si hanno due elettroni in 5s (Rb e Sr); dieci in 4d (da Y a Cd, detta seconda serie di transizione) e sei in 5p (da In a Xe).

Nota: con Kr e Xe lo strato completo ha diciotto elettroni.

• Due elettroni in 6s (Cs e Ba).
• Ma a questo punto mettiamo un elettrone nell’orbitale 5d e otteniamo il La, ma poi.
• Cominciamo a riempire gli orbitali 4f che sono sette, per cui avremo quattordici elementi, da Ce a Lu, chiamati lantanoidi o anche terre rare (in realtà non sono tutti elementi rari).
• Ora finiamo di riempire il sottostrato 5d da La a Hg.
• Sei elettroni nei tre orbitali 6p, da Tl a Rn.
• Seguono Fr e Ra (orbitali 7s) e i cosiddetti attinoidi, in cui utilizziamo gli orbitali 5f.
• He, Ne, Ar, Kr, Xe e Rn sono tutti gas, non sono reattivi (Xe è pochissimo reattivo) e vengono chiamati gas nobili, si evince che le loro configurazioni elettroniche (rispettivamente: 2, 8, 8, 18, 18 18 elett.) sono stabili, cioè non hanno tendenza a cedere o acquistare elettroni per formare rispettivamente E^– o E⁺.

Molti altri elementi avranno la tendenza a raggiungere queste configurazioni, per esempio Na → Na⁺ + e^–, oppure Cl + e^– → Cl^– (controllate sulla tavola periodica).

Vedremo il significato di ciò.

5 Tavola periodica

Notiamo che alcuni elementi hanno la stessa configurazione elettronica esterna, esempio:

• Li, Na, K, Rb, Cs e Fr hanno tutti la stessa configurazione esterna: ns¹.
• Be, Mg, Ca, Sr Ba e Ra: ns².
• B, Al, Ga, In Tl: ns² np¹.
• C, Si, Ge, Sn Pb: ns² np².
• Ti, Zr, Hf: s² d².
• Cu, Ag, Au: s¹ d¹⁰.

Le proprietà chimiche di un elemento dipendono da questa configurazione esterna (a volte chiamata di valenza), allora possiamo mettere un po’ d’ordine.

Gli elementi con la stessa configurazione esterna avranno una chimica simile (non necessariamente identica, ma simile) e vengono incolonnati; ognuna di queste sequenze viene chiamata gruppo. Gruppo 1, 2 ecc. (non primo gruppo!).

Le sequenze da Li a Ne, da Na a Ar, da K a Kr, da Rb a Xe eccetera, cioè sequenze con numero atomico crescente, vengono chiamate periodi. Primo, secondo, ecc. periodo.

Nota: sperimentalmente si nota che gli elementi alla fine di ogni periodo, quelli con la configurazione elettronica esterna “chiusa” (cioè quando si è raggiunto uno strato completamente riempito) non sono reattivi (alcuni come lo Xe lo sono in maniera trascurabile). Vengono chiamati gas nobili o inerti (sono tutti gassosi). Allora:

La configurazione elettronica esterna dei gas nobili è stabile cioè non è possibile o estremamente difficile aggiungere o togliere un elettrone. Se è stabile ogni elemento cercherà di raggiungerla, così per esempio, potrà perdere quell’elettrone.

• Il sodio, Na, di configurazione esterna s¹ in più rispetto al Ne, può perdere quell’elettrone e ionizzarsi a dare lo ione Na⁺, con la stessa conf. elett. nel Ne.
• Il cloro, Cl, s² p⁵, ha un elettrone in meno dell’argo (gas nobile che segue) e tenderà a prendere un elettrone a dare lo ione cloruro Cl^–, con la stessa conf. elett. dell’Ar.
• L’ossigeno, O, con configurazione esterna s² p⁴, tenderà ad accettare due elettroni per raggiungere la configurazione otteziale s² p⁶ formando lo ione O^2–.
• Il Magnesio, Mg, tenderà a formare ioni Mg²⁺.
• Attenti: queste regole non valgono per tutti gli elementi, vanno bene agli estremi (a destra e a sinistra) della tavola periodica e per qualche altro elemento.
• Gli elementi in cui avviene il riempimento degli elettroni d sono chiamati metalli di transizione (sono tutti metallici). Sono stati inseriti “in mezzo” come vedete e vanno dal gruppo 3 al gruppo 12.
• Nei lantanoidi (dal cerio al lutezio) si ha il riempimento degli orbitali 4f. Questi elementi sono messi in un periodo tutto loro; così come gli attinoidi (riempimento degli orbitali 5f; dal torio al laurenzio; tutti elementi radioattivi, dall’uranio in poi son