Appunti di chimica generale e inorganica

Chimica generale e inorganica

Introduzione alla chimica

Chimica = disciplina scientifica che studia proprietà, struttura e trasformazioni della materia.

Atomo

La carica positiva del nucleo, dovuta ai protoni, è neutralizzata da particelle con carica negativa dette elettroni, in numero uguale ai protoni e situate nel guscio esterno dell’atomo. Nel nucleo è anche presente un certo numero di particelle prive di carica elettrica e di massa circa uguale al protone, dette neutroni.

Le proprietà chimiche di un elemento dipendono dal suo numero atomico, cioè dal numero di protoni (e, quindi, di elettroni) presenti nei suoi atomi. La massa di un atomo è concentrata nel nucleo e dipende dal numero di protoni e neutroni presenti. Il numero di particelle (protoni + neutroni) costituenti il nucleo è indicato come numero di massa.

• Protone: + 1.602 x 10^-19 C, 1.672 x 10^-24 g
• Elettrone: - 1.602 x 10^-19 C, 9.109 x 10^-28 g
• Neutrone: carica neutra, 1.675 x 10^-24 g

I neutroni (privi di carica) stabilizzano il nucleo, riducendo le repulsioni elettrostatiche tra i protoni. Il rapporto tra numero di neutroni e numero di protoni tende ad aumentare con il numero atomico.

Simboli degli elementi

Ogni elemento è indicato con un simbolo, dato dall’iniziale del nome latino. A sinistra si indicano il numero atomico (Z, in basso) e il numero di massa (A, in alto).

• Elio: Z=1 A=1
• Litio: Z=3 A=7
• Carbonio: Z=6 A=12

Nuclide e isotopi

Specie atomica caratterizzata da una coppia di valori di Z e A; gli atomi di un dato elemento hanno tutti lo stesso numero di protoni, ma possono avere un diverso numero di neutroni.

• 1H = idrogeno-uno: nuclide con un protone
• 2H = idrogeno-due (deuterio): nuclide con un protone e un neutrone
• 3H = idrogeno-tre (trizio): nuclide con un protone e due neutroni

Tutti questi nuclidi hanno numero atomico (Z) uguale e differiscono per numero di massa (A). Infatti, sono detti isotopi. Gli isotopi sono nuclidi di uno stesso elemento (hanno uguale Z), presentano identica reattività chimica, e così come i loro composti, tranne che per piccole differenze in alcune proprietà.

Ogni elemento è presente in natura come una miscela di isotopi:

• 1H: 1H 99.985 %, 2H 0.014 %, 3H 0.001 %
• 6C: 12C 98.90 %, 13C 1.09 %, 14C 0.01%
• 20Ca: 40Ca 96.941 %, 42Ca 0.647 %, 43Ca 0.135 %, 44Ca 2.086 %, 46Ca 0.004 %, 48Ca 0.187 %

Elettroni

Modello di Bohr (1913)

Descrive il moto dell’elettrone secondo le leggi della meccanica classica: l’elettrone viene considerato come una particella che si muove lungo orbite sferiche (con il nucleo nel centro della sfera) e se ne possono sempre determinare esattamente sia la posizione nello spazio (x) che la velocità (v). L’energia dell’elettrone dipende dall’orbita in cui si muove la particella e cresce allontanandosi dal nucleo.

Se si fornisce energia a un elettrone, questo può spostarsi da un’orbita interna a un’orbita più esterna; allo stesso modo, un elettrone che si sposta verso un’orbita più interna cede l’energia in eccesso sotto forma di radiazione elettromagnetica. L’energia acquistata o ceduta corrisponde alla differenza (∆E) tra le energie delle orbite più esterne e più interne tra cui si sposta l’elettrone.

Il modello di Bohr spiega alcune proprietà dell’atomo di idrogeno con le differenze di energia tra le varie orbite, ma non può essere esteso a sistemi contenenti più di un elettrone, cioè a tutti gli altri elementi. Per descrivere il comportamento degli elettroni in un atomo con Z > 1 si deve impiegare un modello più raffinato, che tiene conto del principio di indeterminazione e del fatto che un elettrone può comportarsi come un’onda elettromagnetica.

Principio di indeterminazione (Heisenberg, 1925)

Secondo il principio di indeterminazione non si possono determinare contemporaneamente e con la stessa precisione sia la posizione (x) che la velocità (v) di una particella delle dimensioni di un elettrone. Quindi, non si può descrivere il moto di un elettrone attorno al nucleo con le leggi della meccanica classica, come nel modello di Bohr. Però si può dimostrare che l’elettrone si comporta come un’onda elettromagnetica ed è possibile descriverne il comportamento con un’equazione appropriata.

Funzioni d'onda (Schrödinger, 1926)

La soluzione dell’equazione che descrive il moto dell’elettrone è detta funzione d’onda e viene indicata con la lettera greca psi (Ψ). È possibile risolvere l’equazione e calcolare Ψ solo per l’atomo di idrogeno; per gli altri atomi, con più di un elettrone, si hanno soluzioni approssimate.

Secondo il principio di indeterminazione non si può conoscere esattamente la posizione dell’elettrone; si può tuttavia determinare la probabilità (anche elevata) che un elettrone si trovi in una certa regione di spazio = quadrato della funzione d’onda.

Orbitali e numeri quantici

Ad ogni funzione d’onda è associata una certa energia dell’elettrone. La funzione d’onda (Ψ) è detta anche funzione orbitale o, in forma breve, orbitale. Ogni orbitale è descritto da una terna di numeri interi, tra loro correlati, n, l, m, detti numeri quantici.

• n: numero quantico principale; definisce lo strato o livello (1,2,3…).
• l: numero quantico secondario; definisce il sottolivello (n-1) (s=0, p=1, d=2, f=3).
• m: numero quantico magnetico; definisce l’orbitale (-l,…,0,…,+l) = tutti i valori compresi tra -l e +l.

Energia degli orbitali

Nell’atomo di idrogeno l’energia degli orbitali è funzione del numero quantico principale, n, secondo la relazione: E = -k/n² dove k = 13.6 eV. L’energia dei livelli non varia in modo continuo, ma per valori discreti (quanti), determinati dai valori di n.

Livelli e sottolivelli

Per ogni livello si ha un certo numero di sottolivelli, determinato dal valore di l: in un dato livello vi sono tanti sottolivelli quanti sono i valori di l permessi per quel livello (l = 0, 1, …, n-1).

• per n = 1 si ha un solo sottolivello (s per l = 0);
• per n = 2 si hanno due sottolivelli (s per l = 0, e p per l = 1);
• per n = 3 si hanno tre sottolivelli (s per l = 0, p per l = 1 e d per l = 2);
• per n = 4 si hanno quattro sottolivelli (s per l = 0, p per l = 1, d per l = 2 e f per l = 3).

In ogni sottolivello si ha un certo numero di orbitali, determinato dal valore di m. Dato che m = -l, …, 0, …, +l, il numero di orbitali presenti in un sottolivello è uguale a 2l + 1.

• Ad esempio: in un sottolivello d, che corrisponde a l = 2, vi sono cinque orbitali d;
• in un sottolivello p (l = 1), si hanno tre orbitali p.

Rappresentazione degli orbitali

La rappresentazione grafica degli orbitali è data dalla superficie chiusa entro la quale si ha una certa probabilità, p. es. 90%, di trovare l’elettrone. La forma degli orbitali dipende dal sottolivello a cui questi appartengono.

Forma degli orbitali:

• Orbitale s: forma sferica con il nucleo al centro della sfera.
• Orbitali p: formati da due lobi, con un “nodo” in corrispondenza del nucleo. I lobi si estendono lungo gli assi del sistema di riferimento. Gli orbitali vengono indicati come p_x, p_y e p_z.
• Orbitali d: formati da quattro lobi che si estendono sia lungo che tra gli assi del sistema di riferimento.

Lo spin elettronico

L’elettrone, oltre a muoversi intorno al nucleo, ruota su se stesso, generando un campo magnetico. La rotazione può avvenire in senso orario o in senso antiorario e determina il verso del campo magnetico, che viene indicato dal numero quantico di spin (S).

• S = + 1/2: rotazione in senso orario
• S = - 1/2: rotazione in senso antiorario

L’energia degli orbitali di un atomo polielettronico (Z > 1) dipende sia dal livello (n) che dal sottolivello (l). I vari sottolivelli di un certo livello presentano energie diverse tra loro, mentre gli orbitali di un dato sottolivello hanno tutti la stessa energia.

s < p < d < f

All’aumentare del valore di n, la differenza di energia tra i livelli diviene sempre più piccola e i sottolivelli a più alta energia di un dato livello sono intercalati ai sottolivelli dei livelli superiori.

Configurazione elettronica

La configurazione elettronica indica il numero di elettroni di un elemento e in quali orbitali si trovano. Gli elettroni si dispongono negli orbitali secondo una precisa sequenza, basata su:

• Principio della minima energia: si riempiono per primi gli orbitali a energia più bassa (prima si riempie 1s, poi 2s etc.);
• Principio di esclusione (o di Pauli): due elettroni di un atomo non possono avere gli stessi quattro numeri quantici; in un orbitale (stessi valori di n, l e m) possono stare al massimo 2 elettroni, con spin opposto, cioè con valori diversi di S.
• Principio della massima molteplicità (regola di Hund): a parità di energia, gli elettroni tendono a occupare il massimo numero di orbitali, disponendosi a spin parallelo.

2B: 1s² 2s² 2p⁵ - dove 5= numero atomico

• B= simbolo dell’elemento
• (1,2)= livelli
• (s,p)= sottolivelli
• 2( )= numero di elettroni nei sottolivelli

Gli elementi per i quali si finisce di riempire un livello o un sottolivello p sono detti gas nobili (o inerti).

• 1H: 1s¹
• 10Ne: 1s² 2s² 2p⁶

La reattività di un elemento dipende dalla configurazione elettronica esterna (stesso sottolivello e stesso numero di elettroni nel sottolivello in questione). Elementi che presentano la stessa configurazione elettronica esterna hanno reattività simile e appartengono a uno stesso gruppo.

• 13Li: [He] 2s¹
• 11Na: [Ne] 3s¹
• 19K: [Ar] 4s¹

Tavola periodica degli elementi

Si possono ordinare gli elementi secondo la loro configurazione elettronica esterna in una tabella, chiamata poi tavola periodica degli elementi.

• Si dispongono gli elementi in ordine di Z crescente;
• Quando si incontra un gas nobile si va a capo;
• Gli elementi di uno stesso gruppo si dispongono nella stessa colonna.

Le righe corrispondono ai livelli energetici degli elementi e sono dette periodi; le colonne contengono elementi con la stessa configurazione elettronica esterna e corrispondono ai gruppi. La tavola periodica è suddivisa in quattro blocchi che corrispondono ai quattro sottolivelli s,p,d,f.

Varie proprietà degli elementi mostrano un andamento caratteristico in funzione del numero atomico, p. es.:

• Raggio atomico
• Potenziale di ionizzazione
• Affinità elettronica

Si osservano variazioni regolari sia lungo i periodi che lungo i gruppi; in alcuni casi, la variazione delle proprietà segue esattamente l’ordine di riempimento degli orbitali.

Proprietà periodiche

Raggio atomico: aumenta scendendo nel gruppo, diminuisce lungo il periodo.

Potenziale di ionizzazione: energia necessaria a strappare un elettrone da un atomo per formare il catione corrispondente.

• X(g) + energía → X⁺ + e^-

Indica la tendenza di un elemento a perdere elettroni; diminuisce scendendo nel gruppo, aumenta lungo il periodo. Il suo valore è minimo per gli elementi posti nella parte inferiore sinistra della tavola periodica (gruppi 1 e 2).

Affinità elettronica: variazione di energia che si osserva quando un atomo acquista un elettrone, formando l’anione corrispondente.

• X(g) + e^- → X^-(g)

Indica la tendenza dell’elemento ad acquistare elettroni; cresce lungo i periodi, ma varia poco nell’ambito dei gruppi. I valori massimi si hanno per gli elementi posti nella parte superiore destra della tavola periodica (gruppo 17).

Potenziale di ionizzazione e affinità elettronica determinano la reattività di un elemento.

• Elementi con basso potenziale di ionizzazione (I) tendono a perdere elettroni, formando facilmente il catione (X⁺);
• Elementi con alta affinità elettronica (A) tendono ad acquistare elettroni, formando facilmente l’anione (X^-).

Riepilogo

• Elementi con basso potenziale di ionizzazione (parte inferiore sinistra della tavola periodica) perdono facilmente elettroni e formano cationi;
• Elementi con alta affinità elettronica (parte superiore destra della tavola periodica) acquistano facilmente elettroni e formano anioni;
• In entrambi i casi si raggiunge la configurazione elettronica tipo gas nobile: gas nobile precedente nel caso del catione, gas nobile seguente nel caso dell’anione. Questa configurazione non può essere superata.

Massa dell’atomo

La massa dell’atomo è concentrata nel nucleo: la massa degli elettroni è trascurabile (circa 1/2000) in confronto a quella di protoni e neutroni e non viene considerata nel computo della massa dell’atomo. La massa calcolata e la massa effettiva non coincidono: infatti la massa effettiva è minore della massa calcolata, la differenza tra le due masse è detta difetto di massa (Δm).

• Protone: + 1.602 x 10^-19 C, 1.672 x 10^-24 g
• Elettrone: - 1.602 x 10^-19 C, 9.109 x 10^-28 g
• Neutrone: carica neutra, 1.675 x 10^-24 g

Difetto di massa

Massa calcolata di un atomo: somma delle masse delle particelle che compongono il nucleo.

• Ad esempio: 12C= 6 protoni e 6 neutroni = 6 x (1.675 x 10^-24) + 6 x (1.672 x 10^-24) = 20.082 x 10^-24 g

Massa effettiva di un atomo: è quella ottenuta per misura diretta di un atomo.

• Ad esempio: 12C= 19.925 x 10^-24 g

Δm= massa calcolata - massa effettiva = 20.082 x 10^-24 - 19.925 x 10^-24 = 0.157 x 10^-24 g = Δm

Il nuclide ha massa inferiore alla somma delle masse dei nucleoni che lo compongono; Δm varia per ciascun nuclide.

• 12C: = 20.082 x 10^-24 – 19.925 x 10^-24 = 0.157 x 10^-24 g = Δm
• 4He: 6.6986 x 10^-24 – 6.6460 x 10^-24 = 0.0526 x 10^-24 g = Δm

L’energia del nuclide è inferiore a quella dei nucleoni isolati, cioè nella sintesi del nucleo viene emessa energia, sotto forma di perdita di massa:

• 6 n + 6 p = 12C + ΔE
• 2 n + 2 p = 4He + ΔE

L’energia emessa nella sintesi del nucleo corrisponde all’energia che tiene unito il nucleo ed è correlata al difetto di massa dall’equazione di Einstein: E = m x c².

UMA (unità di misura atomica)

Si usa un’unità di misura convenzionale, ed è l’uma (unità di massa atomica). Per convenzione, l’unità di massa atomica è definita come 1/12 della massa del 12C e a questa si riferiscono le masse dei singoli nuclidi.

• 1 uma = 19.925 x 10^-24 g / 12 = 1.66043 x 10^-24 g

La massa degli atomi può quindi essere valutata in due modi: come massa assoluta o relativa.

• Peso atomico assoluto: massa del nuclide in grammi.
• Peso atomico relativo (par): massa del nuclide in uma.

• 12C = 19.925 x 10^-24 g
• 12C = 12.000 uma

I pesi atomici relativi dei vari elementi non sono interi, in quanto esprimono il peso medio della miscela di isotopi presente in natura; l’unico nuclide con peso atomico intero è 12C.

Sostanze

Una sostanza è una porzione omogenea di materia che presenta una composizione definita e costante, per la quale si può scrivere una formula.

• Elementari: formate da un solo tipo di atomi (H₂, N₂, He)
• Composte: formate dalla...