Appunti di chimica inorganica per esame

Chimica inorganica

La chimica nel quotidiano è un qualcosa con cui abbiamo spesso a che fare, senza però rendercene conto: può rivelarsi utile per la produzione di materiali, medicinali, per le avvertenze ma può anche essere negativa come nel caso dei gas tossici o dell’inquinamento. In generale, si considera la chimica una scienza positiva e perfettibile (può incorrere in miglioramento con la ricerca e i vari studi al fine di tendere alla perfezione assoluta, ovvero alla piena conoscenza dei vari fenomeni e caratteri dell’universo).

Stati della materia

Questo suo tratto si può osservare in una cosa semplice e basilare: gli stati della materia. Ci hanno sempre insegnato che gli stati della materia sono 3: solido, liquido e aeriforme… Invece ne esistono molti altri ai quali siamo venuti a conoscenza grazie ai vari studi:

• Il plasma -> È un gas ionizzato con carica elettrica totale nulla, come l’elemento costitutivo del sole, delle stelle, delle nebulose, dei fulmini e delle aurore boreali… (il cosiddetto quarto stadio della materia).
• Il superfluido -> Stato della materia privo di viscosità, assenza di entropia e capacità di conducibilità termica infinita, quindi se posti in un percorso chiuso possono scorrere all’infinito senza attrito e viene studiato dall’idrodinamica quantistica.
• Il supersolido -> Stato della materia condensata che possiede contemporaneamente una struttura cristallina e le proprietà del superfluido (in particolare, al suo interno gli atomi scorrono senza attrito e senza viscosità).
• Il cristallo liquido -> Stato della materia intermedio (mesofase) tra stato liquido e solido, ottenuto dal riscaldamento del benzoato di colesterile, dotato di caratteristiche sia dello stato solido cristallino che dello stato solido, avendo il dualismo cristallo-liquido.

Grandezze fisiche

Le varie proprietà della materia possono essere definite in modo quantitativo grazie ad un processo di misura, ottenendo le Grandezze Fisiche. Esiste una scala delle 7 unità di misura delle grandezze fondamentali, stabilito dal Sistema Internazionale di Unità di Misura (SI), adottate universalmente. Esistono anche delle grandezze derivate che sono tratte da quelle fondamentali. È anche importante sapere sempre quali sono i termini impiegati per la conversione lungo la scala di grandezza ovvero i multipli e sottomultipli delle unità di misura. Arrivando così a definire delle cifre significative, diverse tra loro: 1,0 = 2 cifre significative e 1,000000 = 6 cifre significative MA nel caso di 0,10 = 2 cifre significative e 0,00100 = 4 cifre significative.

Atomo: teoria atomica, modello atomico e costituzione

La visione di atomo è cambiata molto con il cambiare del tempo e la progressione nello studio:

• 400 a.C. -> Democrito = intuisce la presenza di qualcosa in più oltre alla mera materia.
• 1783 -> Lavoisier con la legge di conservazione della massa = nota come in un rapporto chimico tra 2 o più elementi, la somma dei reagenti è sempre uguale alla somma dei prodotti.
• 1799 -> Proust con la legge delle proporzioni definite = nota come in un rapporto chimico tra 2 o più elementi, questi reagiscano per formare un determinato composto mantenendo sempre determinate proporzioni definite e costanti.
• 1802 -> Dalton = introduce la visione secondo cui la materia è composta da particelle microscopiche indistruttibili e indivisibili, dette atomi, e che più atomi dello stesso elemento presentano caratteri identici, sono di uguale massa e non possono essere convertiti in altri atomi di altri elementi. Inoltre, secondo la legge delle proporzioni multiple, nelle reazioni chimiche, gli atomi di un elemento si combinano con gli atomi di un altro elemento secondo numeri interi e possono essere espressi tramite numeri semplici.
• 1904 -> Thomson = introduce la visione di atomo come sfera carica positiva, al cui interno gli elettroni sono distribuiti in maniera omogenea, al fine di mantenere la neutralità tra le due cariche.
• 1911 -> Rutherford = introduzione della prima visione di modello atomico dotato di un nucleo, composto da neutroni e protoni, e da particelle che vi sono attorno, gli elettroni. Lo spazio tra nucleo ed elettroni non è attraversato da niente ma presenta una sezione di vuoto. Gli elettroni che girano attorno al nucleo sono stabili secondo le leggi dell’elettromagnetismo.
• 1923 -> Bohr = gli elettroni attorno ad un nucleo possono occupare solo determinati livelli energetici quindi viaggiano su orbite fisse, lungo le quali perdono lentamente energia, fino al loro decadimento. Le leggi dell’elettromagnetismo non valgono più.
• 1926 -> Schroedinger: introduzione della meccanica ondulatoria, ovvero di una visione dell’atomo come circondato non da orbite definite ma da nubi elettroniche, aree in cui vi è una possibilità di trovare l’elettrone ma non ne ho mai la piena certezza della traiettoria, solo della loro presenza, ottenute basandosi sullo studio dei moti degli elettroni. Successivamente viene analizzata da Einstein e viene definita quantistica in quanto basata su grandezze quantiche, ovvero gli elettroni.

Costituzione dell'atomo

La materia quindi è costituita da atomi e gli atomi sono costituiti da:

• Nucleo -> di protoni, con carica + (+1,6022 · 10^-19 C) e massa pari a 1,673 · 10^-27, e neutroni, con carica neutra (0 C) e massa pari a 1,675 · 10^-27 (sono leggermente più grandi i neutroni dei protoni).
• Elettroni -> con carica – (-1,6022 · 10^-19 C) e massa pari a 9,1094 · 10^-31, ruotano attorno al nucleo (sono le particelle più piccole in assoluto).

Data la piccola dimensione dell’atomo, questo viene misurato in Angstrom Å (1 Å = 10^-10 m) mentre la massa dell’atomo è concentrata nel nucleo. Il nucleo e gli elettroni esercitano tra loro un’interazione di tipo coulombiana attrattiva (tra – e +) infatti se ho un atomo neutro avrò lo stesso numero di elettroni e di protoni mentre:

• Se acquistano un elettrone -> assumono carica negativa e diventano anioni.
• Se perdono un elettrone -> assumono carica positiva e diventano cationi.

Differenze chimiche tra atomi

Le differenze chimiche tra gli atomi possono essere espresse tramite:

• Numero atomico Z -> ovvero il numero dei protoni nel nucleo (se più atomi hanno uguale numero atomico, appartengono allo stesso elemento).
• Numero di massa A -> ovvero la somma dei protoni (Z) e dei neutroni nel nucleo. Se ho una Z e una A espresse allora posso parlare di nuclide.

L’unica particolarità è rappresentata dagli isotopi -> più atomi con simili proprietà chimiche ma diverso numero di massa A (dovuto alla differenza di neutroni) e l’esempio più comune è l’H con H, D e T. Il ruolo dei neutroni nel nucleo è quello di stabilizzarlo, infatti, se avessimo solo protoni il nucleo sarebbe instabile e a sua dimostrazione esiste un grafico di stabilità che mette in relazione il numero dei neutroni, il numero dei protoni e la loro stabilità: secondo questo grafico, i nuclei più leggeri necessitano di meno neutroni per definirsi stabili mentre servono più neutroni per nuclei più pesanti al fine della stabilità (uranio è ultimo elemento ad avere isotopi stabili, tutti quelli dopo l’uranio sono instabili atomicamente).

Instabilità degli isotopi

Questa curva d'instabilità degli isotopi indica quindi la loro tendenza a decadimenti radioattivi per raggiungere la stabilità ed è composta da:

• Linea di mezzo -> dove il numero dei protoni è uguale al numero degli elettroni (isotopi stabili).
• Elementi al di sopra della linea -> sono instabili per eccesso di neutroni rispetto ai protoni.
• Elementi al di sotto della linea -> sono instabili per eccesso di protoni rispetto ai neutroni.

Inoltre il colore è un indice del tempo di dimezzamento di ogni isotopo, ovvero in quanto tempo il nucleo si dimezza, trasformandosi per metà in un altro elemento chimico (indica il tipo di decadimento). I decadimenti osservati sono:

• β + -> da un atomo n ricavo un atomo n¹ con uguale numero di massa, numero atomico diminuito di 1, particella β + e particella v.
• β - -> da un atomo n ricavo un atomo n¹ con uguale numero di massa, numero atomico aumentato di 1, particella β - e particella v.
• α -> da un atomo n ricavo un atomo n¹ con numero di massa diminuito di 4, numero atomico diminuito di 2 e particella α (tipica degli elementi con A superiore a 200).

Caratteristiche degli elettroni

Diversi esperimenti hanno dimostrato come l’elettrone presenti particolari caratteristiche ovvero può essere descritto sia come una particella (natura corpuscolare quindi ha una massa) che come un’onda (natura ondulatoria quindi esegue diffrazione), di conseguenza gli elettroni avranno delle proprie frequenze sempre fisse, che possono essere variate dall’assorbimento e dalla liberazione di fotoni, e che vanno a definire i vari livelli energetici situati attorno al nucleo.

Se una particella come l’elettrone viene descritto come un’onda nello spazio tridimensionale, ne deriva che non possiamo più conoscere la sua posizione esatta nello spazio, contrariamente a quanto le leggi classiche della meccanica affermerebbero. Questo si deve al principio di indeterminazione di Heisenberg -> non è possibile misurare contemporaneamente due grandezze fisiche con una precisione arbitraria perché più si è più precisi nella misurazione di x tanto si sarà più incerti nella misurazione di y. L’unica soluzione è ricorrere ad una nuova meccanica: quella quantistica che ci permette di analizzare settori di spazio dove è probabile trovare elettroni, definiti Orbitali.