Chimica generale ed inorganica

Chimica

Leggi fondamentali della chimica

Legge di Lavoisier: in una reazione chimica, la massa dei reagenti si ritrova tutta nei prodotti. Principio di conservazione massa-energia: nell'universo è costante la somma della massa e dell'energia, che possono interconvertirsi secondo l'equazione di Einstein.

Legge di Proust: un composto contiene gli elementi che lo costituiscono in rapporti in massa costanti, definiti e indipendenti dal modo in cui esso è preparato.

Legge di Dalton: quando due elementi si combinano per dare composti diversi, le quantità di uno degli elementi che si combina con una quantità fissa dell’altro elemento stanno tra loro in rapporti di massa esprimibili mediante numeri interi e generalmente piccoli.

Legge di Gay-Lussac: nelle reazioni tra gas, i volumi dei reagenti e dei prodotti stanno tra loro in rapporti semplici.

Legge di Avogadro: volumi uguali di gas diversi, nelle stesse condizioni di temperatura e pressione, contengono lo stesso numero di particelle.

Teoria atomica

• La materia è composta di atomi.
• Gli atomi di un elemento sono tutti identici (stesso comportamento chimico e stessa massa).
• Atomi di elementi differenti hanno masse e proprietà chimiche differenti.
• I composti sono costituiti da due o più atomi legati tra loro a formare una molecola. Se costituita da atomi identici prende il nome di elemento.
• In una reazione chimica, gli atomi si riarrangiano per formare molecole diverse da quelle dei reagenti.

Nessun atomo viene creato o distrutto, dunque anche la loro massa si conserva e si conserva anche il loro rapporto in peso nei composti.

u.m.a. = unità di massa atomica

Mole = peso atomico espresso in grammi. Numero di atomi = mole diviso il peso atomico moltiplicato per u.m.a.

Modelli atomici

Modello atomico di Thomson

Nel 1897, fece una serie di esperimenti con un tubo di Hooke, con alle estremità un catodo (negativo) e un anodo (positivo), nel quale veniva generato un flusso di elettroni (raggi catodici). Constatò che tali particelle possedevano le medesime caratteristiche qualunque metallo si adoperasse per costruire il catodo. Modello a panettone (1906).

Modello atomico di Rutherford

L’esperimento consisteva in un fascio di particelle α (Radon) sparato contro una sottile lamina d’oro, il tutto circondato da una lastra fotografica. Le particelle avrebbero dovuto attraversare la lamina e colpire lo stesso punto della lastra, invece parte delle particelle rimbalzava in varie direzioni. Dimostrò che la carica positiva dell’atomo era contenuta in un piccolo volume al centro dell’atomo (nucleo) circondato a distanza da elettroni. Ipotizzò anche che il nucleo dovesse contenere particelle prive di carica (neutroni). Modello planetario.

Protone e neutrone (adroni) non sono particelle elementari, sono particelle composte, formate da tre quark. Neutrone = 2 quark down, 1 quark up. Protone = 2 quark up, 1 quark down.

Modello atomico di Bohr

Postulato dello stato stazionario: gli elettroni si muovono lungo orbite stazionarie caratterizzate ciascuna da una definita quantità di energia. Da ciò deriva la quantizzazione del raggio delle orbite e dell’energia dell’elettrone, non sono dunque possibili posizioni intermedie. Un elettrone appartiene a un’orbita stazionaria se il valore del suo momento angolare è un multiplo intero di h/2π. Ogni elettrone ha un diverso spettro di assorbimento: ogni elettrone di ogni specifico atomo necessita di una precisa lunghezza d’onda.

Postulato dello stato eccitato: quando un elettrone salta da un’orbita stazionaria ad energia minore ad una ad energia maggiore si verifica assunzione di energia e quando ritorna allo stato stazionario si verifica emissione di energia sotto forma di onde elettromagnetiche.

La natura corpuscolare-ondulatoria dell’elettrone

Esperimento attraverso una doppia fenditura: non si osservano due punti ma si osserva la rappresentazione grafica di un’interferenza d’onde. L’elettrone ha una duplice natura: è un corpuscolo e contemporaneamente un’onda.

Modello meccanico-quantistico

Orbitale: regione di spazio in cui è massima la probabilità di trovare l’elettrone in un dato istante. L’elettrone si comporta come fosse una nube elettronica.

Principio di indeterminazione di Heisenberg: è impossibile conoscere simultaneamente e con precisione posizione e velocità di una particella. Il modello di Bohr contrasta con tale principio.

L’onda che rappresenta la dispersione dell’elettrone attorno al nucleo è detta funzione d’onda (orbitale) e il suo quadrato è proporzionale alla probabilità di trovare l’elettrone in un determinato spazio.

Generalità sull’atomo

Z = numero atomico (numero di protoni/elettroni). Definisce ogni tipo di atomo. A = numero di massa (numero di protoni e neutroni). Definisce gli isotopi di un determinato atomo. Isotopi: tipi diversi di uno stesso atomo con diverso numero di massa. Gli elementi naturali sono miscele di isotopi. Isotopi di uno stesso elemento hanno medesime proprietà chimiche ma diverse proprietà fisiche.

Numeri quantici

Per definire una funzione d’onda sono necessari 4 numeri quantici:

• n principale 1 inf. Energia → elettrone/dimensione orbitale
• l secondario 0 (n-1) Momento angolare → elettrone/forma dell’orbitale
• ml magnetico -l +l Orientamento dell’orbitale → in un campo magnetico
• ms spin +/- 1/2 dell’elettrone intorno al proprio asse

Dalla lunghezza d’onda delle righe spettrali si può calcolare la differenza di energia tra gli orbitali fra i quali è avvenuta la transizione.

Principio di esclusione (Pauli): in un atomo non possono coesistere due elettroni con gli stessi numeri quantici. In ogni orbitale possono coesistere al massimo due elettroni con spin antiparalleli. Regola di Hund: gli elettroni si dispongono in modo da occupare il maggior numero di orbitali.

Tavola periodica di Mendeleev

Ordinata per peso atomico, notò elementi con caratteristiche chimiche affini ad uno dei precedenti e decise di andare a capo formando i gruppi. Lasciò alcuni spazi vuoti destinati ad elementi ancora da scoprire.

Tavola periodica

Il numero del periodo è uguale al numero quantico principale. I gruppi sono suddivisi secondo il numero quantico secondario (a seconda degli orbitali occupati dagli elettroni più esterni).

• Elementi del blocco s: Cedono facilmente elettroni (riducenti), sono molto reattivi riducendo vigorosamente l’acqua e formando composti binari con l’ossigeno (ossidi), alogeni, N, S, P (sali).
• Elementi del blocco p: Acquisiscono facilmente elettroni (ossidanti), sono meno reattivi degli elementi s, in parte sono non metalli e in parte anfoteri. Quelli in alto a destra sono tipici non metalli e formano facilmente anioni.
• Elementi del blocco d: Sono tutti metalli con reattività che diminuisce da sx a dx, hanno proprietà intermedie tra quelle degli elementi s e p. Molti formano cationi con carica differente.

Proprietà periodiche

Metalli: duttilità, lucidità, sempre allo stato solido (eccetto mercurio) e si trovano sempre sotto forma di sali, buoni conduttori di calore ed elettricità. Non metalli: non sono buoni conduttori, possono trovarsi allo stato solido (P) o gassoso (gas nobili).

• I° Gruppo metalli alcalini tendono a reagire con l’acqua per formare idrossidi, ossidi e composti ionici con gli alogeni.
• II° Gruppo metalli alcalino-terrosi reagiscono con ossigeno, acqua, alogeni e sali.
• Blocco di destra: riempimento dei tre orbitali degeneri p (gas nobili inerti)
• Blocco centrale: riempimento degli orbitali d
• Blocco f: riempimento degli orbitali f

Dimensioni atomiche

Il raggio atomico decresce da sx a dx mentre cresce dall’alto verso il basso. Diminuisce la dimensione nonostante aumenti il numero di protoni perché il nucleo attrae maggiormente gli elettroni. Il raggio ionico è ridotto rispetto al raggio atomico, negli alogeni la forma di anioni aumenta il raggio.

Energia di ionizzazione

È l’energia che occorre spendere per portare a distanza infinita dal nucleo un elettrone che abita l’orbitale a più alta energia. Aumenta verso dx e verso l’alto.

Affinità elettronica

È l’energia scambiata nel processo in cui un atomo neutro viene addizionato di un elettrone. Definisce la tendenza di un atomo o di uno ione negativo ad assumere un elettrone (anione), è tanto maggiore quanto più esotermico è il processo.

Elettronegatività

È una proprietà che tiene conto sia dell’energia di prima ionizzazione che dell’affinità elettronica. Permette di prevedere il tipo di legame che si può instaurare tra due atomi:

• Maggiore di 2: legame di tipo ionico di natura elettrostatica
• Compreso tra 0 e 2: legame di tipo covalente, puro se vi è una compartecipazione uguale tra i due elettroni, polarizzato con nube elettronica asimmetrica (eteropolare).

Radioattività

È espressione del decadimento di nuclidi instabili, cioè isotopi pesanti instabili di atomi stabili con eccessivo contenuto di neutroni nel nucleo. Il decadimento radioattivo è sempre un processo nucleare accompagnato da un'emissione di energia.

I protoni presenti nel nucleo, sottoposti ad una forza di repulsione dovuta alla legge di Coulomb, sono tenuti insieme nel nucleo dalla forza nucleare forte. Se il nucleo è grande, tale energia contrasta con le forze repulsive. Forza nucleare forte deriva dalla perdita di massa dei protoni compattati nel nucleo trasformata in energia. Sono stabili quei nuclei il cui rapporto neutroni/protoni cade nella curva di stabilità (fino al 42 stabili).

Decadimento radioattivo

• Decadimento α: consiste nell’emissione di particelle α (nuclei di He) dal nucleo atomico. Tale decadimento diminuisce di 2 il numero atomico e di 4 il numero di massa.
• Decadimento β: è una trasmutazione nucleare in cui un neutrone emette un elettrone e un neutrino trasformandosi in un protone. Comporta un aumento di 1 nel numero atomico senza variazione del numero di massa.
• Decadimento per cattura elettronica: consiste nella cattura di un elettrone esterno da parte di un protone del nucleo, che si trasforma in neutrone con emissione di un fotone (radiazione γ). Comporta la diminuzione di 1 unità del numero atomico mentre il numero di massa rimane invariato.

Dal decadimento vengono emesse radiazioni che, se messe in un campo magnetico, possono essere studiate nel loro comportamento.

Reazioni corpuscolari

• Radiazioni α: vengono deviate verso il polo negativo, quindi cariche positivamente, sono le meno penetranti ma le più energetiche. Hanno basso potere mutageno.
• Radiazioni β: sono cariche negativamente, sono moderatamente penetranti e hanno un elevato potere mutageno.

Reazioni non corpuscolari

Radiazioni γ: sono fotoni ad alta energia capaci di interagire con la materia. Possono rompere legami chimici formando radicali liberi (rottura omoletica dell’acqua). Quando collidono con un atomo possono provocare la fuoriuscita di elettroni (ionizzazione), determinando una reazione a catena nelle molecole circostanti (LET=linear energy transfer). Positroni, usati nell’esame PET, attraggono gli elettroni della materia con cui vengono a contatto, processo di annichilazione con emissione di energia sotto forma di due fotoni che si dirigono in direzione opposta. Neutroni, più penetranti di α, non avendo carica attraversano facilmente la materia. Generalmente cedono tutta la loro energia nella prima collisione.

Decadimento radioattivo: non è influenzato da fattori ambientali o catalizzatori, segue una cinetica di ordine esponenziale. Segue una cinetica di primo ordine, la sua velocità è proporzionale al numero di nuclei presenti. Tempo di dimezzamento (emivita): tempo necessario affinché una certa quantità di nuclide instabile venga dimezzata. Unità di misura = Curie e Bacquerel.

Legami chimici

Gli atomi si legano tra loro per raggiungere la configurazione elettronica più stabile (gas nobili). La regola dell’ottetto viene seguita fedelmente solo dagli elementi del secondo periodo. Quelli del terzo periodo possono formare anche l’ottetto espanso, oppure altri elementi formano ottetti incompleti. La valenza è data dagli elettroni presenti nel guscio più esterno. Configurazione di Lewis: indica gli elettroni di valenza.

Legame ionico

Ione: uno ione è un atomo o un gruppo di atomi che ha acquistato o ceduto uno o più elettroni assumendo la carica elettrica negativa o positiva. Tra l’anione e il catione ad una certa distanza si forma una interazione elettrostatica (alla fine si ottiene un composto neutro). Si nomina sempre prima l’anione poi il catione, mentre nella scrittura si antepone il catione poi l’anione. Quando si trovano allo stato liquido sono capaci di condurre elettricità (elettrodi). Le energie di ionizzazione sono molto più alte di quelle di prima ionizzazione. Non formano unità ben definite, bensì formano un reticolo cristallino. La formula minima sta ad indicare il rapporto tra anioni e cationi che rendono la struttura neutra.

L’energia reticolare è l’energia necessaria per allontanare all’infinito un elemento dal reticolo cristallino di cui fa parte. Si ottiene dall’energia spesa per formare il reticolo (legame adirezionale). È un legame di natura elettrostatica. Si forma solitamente tra metalli e non metalli.

Legame covalente

Nel legame covalente, gli elettroni vengono messi in condivisione:

• Omopolare: si forma tra due atomi con stesse caratteristiche energetiche e elettronegatività compresa tra 0 e 0,4.
• Eteropolare: si forma tra atomi diversi con differenza di elettronegatività compresa tra 0,4 e 1,7. La coppia di elettroni di legame è spostata verso l’atomo più elettronegativo. Le molecole polari sono caratterizzate da un momento dipolare, vettore che indica la forza con cui si orientano in un campo elettrico (carica x distanza tra atomi, Debye D = esu 10^-18 cm, diretto verso la carica negativa). È un legame direzionale e si forma una struttura molecolare. Il legame sigma si ottiene dalla sovrapposizione frontale degli orbitali, mentre i legami pigreco si ottengono da una sovrapposizione parziale (meno stabile).

Legame covalente dativo

La coppia elettronica viene fornita da un solo atomo chiamato donatore che la cede ad un accettore dotato di un orbitale vuoto. Ione ammonio.

Formula di Lewis

1. Sommare gli elettroni di valenza di ogni atomo della molecola.
2. Dividere per due per ottenere il numero di coppie elettroniche di legame o solitarie da sistemare tra gli atomi (partire da quello più elettronegativo).
3. Gli atomi plurivalenti si trovano al centro e legati anche tra loro.
4. Gli atomi monovalenti sono sempre terminali. L’idrogeno solitamente si lega all’ossigeno, mentre il non metallo si trova solitamente al centro.

In caso di deprotonazione di una molecola acida di partenza si forma un anione poliatomico (desinenza -ato con carica dello ione in alto a destra). Le molecole che presentano un elettrone spaiato prendono il nome di radicali. Carica formale: è un artificio attraverso il quale si attribuiscono gli elettroni di legame uno a ognuno degli atomi legati, a questi si sommano poi quelli di non legame. Se l’atomo viene a possedere i suoi elettroni di valenza si dice che ha carica formale 0, altrimenti può assumere valori positivi o negativi. La somma delle cariche formali deve essere uguale alla carica stessa. È più stabile la formula con minore separazione di carica.

Numero di ossidazione

Il numero di ossidazione è pari alla carica che tale atomo assumerebbe se gli elettroni di legame venissero assegnati all’elemento più elettronegativo. Regole:

• Elementi e molecole omopolari = 0
• Ioni monoatomici = Carica
• Idrogeno = +1 (poche eccezioni)
• Ossigeno -2 (poche eccezioni)
• Fluoro = -1

La somma dei NO degli atomi di una molecola o uno ione molecolare è uguale alla carica della molecola o dello ione. Radicali liberi: molti composti sono costituiti da atomi il cui numero di elettroni complessivo è dispari, pertanto generano coppie elettroniche con un elettrone spaiato. Tali composti prendono il nome di radicali liberi e sono specie instabili, quindi molto reattive.

Delocalizzazione elettronica

Gli elettroni sono onde, la loro posizione non è fissa e in certi casi danno luogo al fenomeno della risonanza: prevede l’esistenza di strutture elettroniche limite che rappresentano gli estremi di una situazione in cui elettroni di legame e soprannumerari cambiano continuamente il loro stato di ibridazione, spostandosi tra coppie di atomi della stessa molecola. Gli orbitali p coinvolti formano un unico orbitale, nel quale gli elettroni si trovano delocalizzati. Il benzene è caratterizzato da una spiccata delocalizzazione elettronica (aromaticità).

Polarizzazione

Supponendo di far reagire un piccolo catione (catione polarizzante) con alta carica con un grosso anione (anione polarizzabile), riesce a deformare la nuvola elettronica dell’anione voluminoso, causando una polarizzazione.