Appunti chimica generale e inorganica

Chimica generale & inorganica

Nascita della chimica

“Nulla si crea, nulla si distrugge, tutto si trasforma” – Lavoisier sec. XVIII

Chimica inorganica e organica

• Chimica inorganica: si occupa di tutti gli elementi tranne pochi.
• Chimica organica: si concentra sulla chimica di pochi elementi legati alla vita (soprattutto C, H, O, N).

Concetti di base

• Atomo: la più piccola parte della materia con caratteristiche comuni.
• Elemento: diverse tipologie di atomi (H, C, O, N, Na, …) riportati nella tavola periodica.
• Composto: reazioni di unione/combinazione di due o più atomi (se non c'è reazione è una miscela)
• Ionico: (NaCl, CaCO₃ = marmo)
• Molecolare: (H₂O, NH₃, CH₄, CO₂, C₆H₁₂O₆)
• Reazione: (2 H₂ + O₂ → 2 H₂O) trasformazione della materia tra almeno due reagenti/reattivi (sx) e come risultato dei prodotti (dx) – stechiometria delle reazioni = bilanciamento della reazione.

La tavola periodica (Mendel - 1869)

Gli elementi hanno un ordine preciso e ognuno ha un nome ed una sigla propria.

L'atomo

• n Protoni (+) = n elettroni (–) il numero è ben definito.
• Neutroni: normalmente sono lo stesso numero dei P, nel caso degli isotopi il numero di N cambia (es. H, Deuterio, Trizio), per separare gli isotopi da quelli “normali” si utilizza uno spettrometro di massa.
• Il “peso” di un atomo è circa 1,6727 × 10⁻²⁴ g / il raggio atomico è circa 6,74928 × 10⁻²⁷.
• La massa atomica è il “peso” di N (1) e P (1) del nucleo (numero in basso sulla TP).

Numero di Avogadro

• Massa H = 1,6727 × 10⁻²⁷ g → 6,02 × 10²³ = 1 mole = numero di atomi di un elemento.
• Massa di 1 mole di H = 1 g.
• Massa di 1 mole di C = 12,0000 g.

Ione

Variazione del numero di elettroni:

• Catione: perdita di elettroni – carica +.
• Anione: acquisto di elettroni – carica –.

Composto

• Ionico (es. NaCl, LiCl, KBr, RbI, AgCl, AgBr, MgO, CaO, TiO, FeO, NiO, SnAs, UC, ScN):
• Disciolti in acqua generano ioni,
• Generano conduttori di seconda specie (sono conduttori in acqua, non in forma cristallina),
• Il rapporto tra gli atomi non cambia,
• Assumono una struttura/reticolo stabile e standard (cristalli).
• Molecolare (es. C₆H₁₂O₆, DNA, …):
• Disciolti in acqua non generano ioni,
• Non conducono elettricità.

Mole (n)

• Numero di Avogadro atomi di un elemento oppure composto.
• n atomi: m. elemento / m. at. elemento
• n composti: m composto / m mol. composto

Analisi elementare

Analisi degli elementi di un composto.

• Analisi % della composizione della molecola sulla base della massa molecolare.
• Esempio: H₂CO → Formaldeide/Formalina
• Mm = (1,008 × 2) + 12,01 + 16,00 = 30,026
• %C = 12,01 / 30,026 = 0,40 → 40%
• %H = (1,008 × 2) / 30,026 = 0,0671 → 6,71%
• %O = 16,00 / 30,026 = 0,5329 → 53,29%

Bilanciamento delle reazioni

Ciò che è compreso tra i reagenti a sinistra della freccia deve essere ritrovato alla destra tra i prodotti. La reazione per essere corretta deve essere bilanciata dal punto di vista della massa, della carica e dell'ossidazione.

Numero di ossidazione (NO)

Numero di elettroni che normalmente è assegnato ad un elemento in un composto.

• Le molecole elementari (E_n) hanno NO= 0
• H₂, O₂, N₂, P₄, S₈
• I metalli alcalini (I gruppo) hanno NO= +1
• Na⁺, Cl⁻, KNO₃
• Gli elementi alcalino terrosi (II gruppo) hanno tutti NO= +2
• Ca²⁺, CO₃²⁻, BaSO₄
• L’idrogeno ha NO= +1; tranne quando è legato a dei metalli (NO= -1)
• L’ossigeno ha NO= -2; tranne nei perossidi (NO= -1)
• Gli alogeni (VII gruppo) hanno NO= -1; tranne nei composti ossigenati (NO= +1, +3, +5, +7)
• La sommatoria di NO nei composti deve essere uguale a 0
• Negli ioni la sommatoria di NO è uguale alla somma delle cariche dei singoli ioni

Reazioni redox (ossidoriduzioni)

Variazione di NO nello stesso elemento durante la reazione.

• Il processo di acquisto di e⁻ si chiama riduzione; l’elemento che acquista è detto ossidante.
• Il processo di perdita di e⁻ si chiama ossidazione; l’elemento che perde è detto riducente.
• Il totale di elettroni acquistati e ceduti deve essere uguale a 0.

Nomenclatura dei composti

• Metallo (I e II gruppo) + O = ossido (basico)
• Es. Li₂O, Na₂O, BeO, MgO, K₂O, …
• Basi / Idrossili + H₂O = Idrossido
• Es. LiOH, NaOH, KOH, Mn(OH)₂, Ca(OH)₂, …
• Se il metallo può avere più ossidi, si indica con il suffisso -oso quello col numero di ossidazione più basso e con -ico quello col numero di ossidazione più alto
• FeO ossido ferroso (n.o. +2)
• Fe₂O₃ ossido ferrico (n.o. +3)
• Cu₂O ossido rameoso (n.o. +1)
• CuO ossido rameico (n.o. +2)
• Non metallo + O = ossido (acido) / anidride
• Es. CO₂, B₂O₃, SiO₂, …
• Acidi / Ossiacidi + H₂O = Idrossido
• Es. H₂BO₃, H₂CO₃, H₂SO₄, NHO₃, HNO₃, …
• Se l’elemento ha un solo numero di ossidazione si indica con desinenza (suffisso) –ica
• Es: B₂O₃ anidride borica.
• Se l’elemento ha due numeri di ossidazione (ossia forma due diverse anidridi):
• Per l’anidride con numero di ossidazione più alto si usa la desinenza (suffisso) –ica
• Es: SO₃ anidride solforica (n.o. zolfo +6)
• Per l’anidride con numero di ossidazione più basso si utilizza la desinenza (suffisso) –osa
• Es: SO₂ anidride solforosa (zolfo n.o. +4)
• Se l’elemento ha più di due numeri di ossidazione utilizzano anche i prefissi:
• ipo- (per l’anidride a più basso n.o., abbinandolo alla desinenza –osa)
• per- (per l’anidride a più alto n.o., abbinandolo alla desinenza -ica).
• Per esempio, le anidridi del cloro:
• Cl₂O (n.o. +1) anidride ipoclorosa
• Cl₂O₃ (n.o. +3) anidride clorosa
• Cl₂O₅ (n.o. +5) anidride clorica
• Cl₂O₇ (n.o. +7) anidride perclorica

Acido + Base = Sale + H₂O

• H₂CO₃ + Ca(OH)₂ → CaCO₃ + 2H₂O
• H₂SO₄ + 2KOH → K₂SO₄ + 2H₂O

La teoria atomica

Modello di Dalton (1803)

Dalton raccoglie le teorie, le idee e i dati sperimentali dei chimici del ‘700 come Lavoisier e crea un modello sulla forma dell’atomo; questo presuppone che esistano dai 20 ai 30 elementi come unità fondamentali, questi poi unendosi e combinandosi danno vita a tutti i composti.

Modello di Thomson

Grazie ai suoi esperimenti con anodo e catodo, Thomson scopre che gli atomi non sono un corpo unico ma sono costituiti da più unità con carica positiva e negativa, viene perciò ideata una nuova struttura composta da elettroni (e^-) e protoni (p⁺). Nel suo modello inoltre veniva data l’idea che la massa dell’atomo fosse maggiormente costituita da protoni e neutroni e che gli elettroni seppur avendo una massa 2000 volte più piccola portano una carica negativa in grado di equilibrare quella + dei protoni.

Modello di Rutherford

Grazie ad un esperimento con delle particelle α di elio ionizzato sparate contro una lamina d’oro ha confermato e affinato l’idea di Thomson arrivando alla conclusione che protoni e neutroni devono essere concentrati in uno spazio molto piccolo e i secondi fanno da collanti per i primi che altrimenti si respingerebbero, tutto lo spazio esterno a questo nucleo è occupato da elettroni con carica opposta che si muovono in orbita e mantengono stabile l’atomo. Inoltre con questi esperimenti si è scoperto che per spostare gli elettroni dalla loro orbita naturale lontano dal nucleo serve un’energia sempre maggiore tanto più questi sono vicini, e conseguentemente gli elettroni più lontani possiedono un’energia maggiore rispetto a quelli più vicini al nucleo; inoltre una volta allontanati dall’orbita naturale (a meno che non siano usciti dal raggio d’influenza del nucleo) gli elettroni tendono a tornare al loro posto rilasciando l’energia superflua sotto forma di radiazioni; viene per la prima volta ipotizzata una correlazione tra materia e radiazioni.

Le radiazioni

1. Newton (1600): teoria corpuscolare - la luce è un corpuscolo, questa conclusione viene tratta dall’osservazione dei fenomeni di riflessione e rifrazione.
2. Nell’800: la luce viene considerata un’onda – osservazione dei fenomeni di diffrazione e interferenza.

Essendo la luce un’onda la sua lunghezza d’onda è compresa tra 400-700 nm → Maggiore è la lunghezza d’onda – minore è l’energia che essa trasporta.

Problemi della fisica classica

• Corpo nero: corpo ideale in grado di assorbire le radiazioni di tutte le lunghezze d’onda e di emetterle quando viene portato a incandescenza.

Planck spiegò questo fenomeno, un “oscillatore” cioè un raggruppamento di atomi si muove alla stessa frequenza v con cui viene irradiato, tuttavia non emette o assorbe energia in modo continuo ma solo a “pacchetti” chiamati quanti (o fotoni per la luce); l’energia di un quanto è: E = hν dove h è la costante di Planck equivalente a 6,62 × 10⁻³⁴ J/sec. Perciò più energia termica un corpo acquista maggiore sarà la sua energia luminosa emessa; continuando ad aumentare l’energia saranno sempre maggiori i quanti emessi con lunghezza d’onda più bassa quindi più energetici.

• Effetto fotoelettrico: conosciuto dall’800 ma spiegato da Einstein nel 1905 (gli farà vincere il premio Nobel) grazie al modello di Planck. L’effetto fotoelettrico consiste nell’emissione da parte di una superficie metallica di elettroni quando questa viene colpita da radiazioni luminose superiori ad un certo valore soglia v₀. Quindi si deduce che l’energia minima necessaria (E₀) ha la più bassa frequenza necessaria, e quindi: E₀ = hν₀.

Spettro di emissione e assorbimento degli atomi

Formula di Rydberg per le righe di idrogeno:

1/λ = R(1/n12 − 1/n22) 
dove R = costante di Rydberg – 1,097 × 107 m−1

Formula dell’energia liberata quando l’elettrone passa da un livello all’altro (sotto forma di fotoni) e si sviluppa nel seguente modo:

E = hν = R∞hc(1/n12 − 1/n22)

Modello di Bohr

Nel modello di Bohr l’elettrone ruota intorno al nucleo in un’orbita stazionaria senza perdere o acquistare energia (stato stazionario):

• L’elettrone deve rispettare orbite circolari con il nucleo al centro.
• Il raggio delle orbite permesse è tale che: mvr = nh/2π
• Dove n (numero quantico principale) può assumere valori interi e positivi da 1 a infinito, nella pratica da 1 a 7; h è la costante di Planck.
• Per restare al suo posto l’energia centripeta e centrifuga siano uguali: mv²/r = kZe²/r²

Sviluppando questa formula in r e introducendo i valori noti di h, π, m, e si ottiene la seguente formula:

r = n2h2/4π2kZe2m

0,53 Å equivale a 10⁻⁸ cm; 0,53 Å viene indicato con r₀, con n=1 otteniamo r₁ che però è uguale a r₀.

Questa formula descrive il raggio degli orbitali degli elettroni; da questi può essere ricavato anche il valore energetico di ogni orbitale con la seguente formula:

En = −13,6 eV Z2/n2

Il modello atomico di Bohr diventa quindi il primo modello quantistico poiché applica concetti della fisica moderna come la costante di Planck. Grazie al modello Bohr si prevede che le righe di emissione ed assorbimento dei vari elementi corrispondono esattamente all’energia necessaria agli elettroni per spostarsi o tornare all’orbita fondamentale.