Appunti per l'esame orale di Chimica generale ed inorganica

Mappa introduttiva

Le proprietà fisiche della materia si osservano senza alterarne la composizione. Le proprietà chimiche si osservano quando avvengono trasformazioni che alterano la composizione della materia.

Lavoisier e la legge di conservazione della massa

In una reazione chimica la massa totale si conserva; la somma delle masse dei reagenti è uguale alla somma delle massa dei prodotti.

La teoria atomica di Dalton

• Tutta la materia è composta da atomi indivisibili. Un atomo è una particella estremamente piccola che mantiene la sua identità durante le reazioni chimiche.
• Un elemento è un tipo di materia composto da un solo tipo di atomo. Tutti gli atomi dello stesso elemento hanno la stessa massa e le stesse proprietà.
• Un composto è un tipo di materia costituito da atomi di due o più elementi chimicamente uniti in proporzioni fisse. Due tipi di atomi in un composto si legano in proporzioni espresse da numeri semplici interi.
• Una reazione chimica consiste nella ricombinazione degli atomi presenti nelle sostanze reagenti in modo da dare nuove combinazioni chimiche presenti nelle sostanze formate dalla reazione.

Struttura dell'atomo

Gli atomi sono costituiti da un nucleo positivo e da elettroni negativi.

• Un nuclide è un atomo caratterizzato dal numero atomico Z (numero di protoni) e dal numero di massa A (numero di neutroni e di protoni). Il nuclide neutro ha un numero di elettroni uguale a quello di protoni.
• Il numero Z caratterizza la specie atomica.
• Nuclidi con lo stesso Z ma differente A possono esistere e si chiamano isotopi.
• Una stessa specie atomica ha, di norma, diversi isotopi: si parla di miscela isotopica naturale.

Ioni

Un elemento è caratterizzato dal suo numero atomico. Nell’atomo neutro il numero di elettroni è uguale a quello di protoni. Atomi che hanno ceduto o acquistato elettroni rispetto all’atomo neutro si dicono ioni:

• Catione +
• Anione -

Massa atomica relativa dei nuclidi

La massa di un nuclide è troppo piccola rispetto all’unità di misure del kg. Viene quindi definita in rapporto a quella di un nuclide di riferimento. Per convenzione la massa del nuclide C è stata definita come esattamente uguale a 12. 1/12 della sua massa è l’unità di riferimento à 1 uma = 1,6605 x 10^-24 g. La massa atomica di un elemento è la media ponderata delle masse (in uma) dei suoi isotopi trovati sulla Terra.

Massa molecolare

Somma delle masse atomiche di tutti gli elementi contenuti in una molecola di una sostanza elementare o di un composto.

La mole

La mole è la quantità di sostanza che contiene un numero di particelle N che devono essere specificate. N è il numero di nuclidi che stanno esattamente in 12g di 12C. La massa in g di una mole di 12C è per definizione 12g. Quindi la mole è: numero di atomi contenuto in 12g di 12C. Se A uma è la massa atomica di un elemento generico, A g di quell’elemento contengono una mole di atomi. Siccome N è un numero per mole, esso ha unità di misura mol^-1 ed è chiamata costante di Avogadro.

Massa molare

Rapporto fra massa (in grammi) e quantità di sostanza (in moli), quindi ha come unità di misura g/mol^-1. Una mole di ciascuna sostanza contiene una quantità in grammi di quella sostanza pari alla sua massa molecolare.

Esempio: Un campione contiene 1.0 x 10²³ atomi di zolfo. Quante moli di atomi ci sono? Quante moli di molecole con formula S₈? Qual è la massa del campione?

Formula chimica

È una notazione che usa i simboli atomici con dei numeri a pedice per indicare le quantità relative degli elementi che costituiscono la sostanza. Tale accezione è anche nota come formula empirica o formula minima.

Le sostanze si classificano in due tipi principali:

• Sostanze molecolari
• Sostanze ioniche

Sostanze molecolari

Una molecola è un gruppo di atomi connessi da legami chimici (forti). Una sostanza molecolare è una sostanza composta da molecole tutte uguali. Una formula molecolare è una formula che dà l’esatto numero degli atomi di una molecola. La formula empirica è una formula in cui il rapporto tra gli atomi è il più semplice possibile.

Sostanze ioniche

Uno ione è una particella carica ottenuta da un atomo o un gruppo di atomi legati chimicamente per addizione o sottrazione di elettroni.

• Anione: ione carico negativamente
• Catione: ione carico positivamente

Un composto ionico è un composto costituito da cationi ed anioni tenuti assieme da forze elettrostatiche in una disposizione spaziale regolare. In tali casi si parla di unità formula più che di formula chimica e non si può definire una molecola.

Composti chimici

I composti chimici sono suddivisi in:

• Composti organici: composti del carbonio, considerabili come derivati da idrocarburi (composti di carbonio e idrogeno).
• Composti inorganici: composti formati da tutti gli altri elementi, inclusi alcuni composti semplici del carbonio (CO, CO₂, ecc.).

Nomenclatura composti inorganici

Composti ionici

Un composto ionico prende il nome degli ioni che contiene scrivendo: nome dell’anione + di + nome catione. Esempio: NaCl cloruro di sodio.

Uno ione monoatomico è uno ione formato da un singolo atomo. Uno ione poliatomico è uno ione costituito da due o più atomi legati chimicamente.

Un catione monoatomico prende il nome dell’elemento: Es: Na⁺ ione sodio.

Molti elementi di transizione formano cationi con diverse cariche che sono distinti da un numero romano fra parentesi pari alla carica:

• Fe²⁺ ione ferro (II) o ione ferroso
• Fe³⁺ ione ferro (III) o ione ferrico

Nella nomenclatura tradizionale si usano i suffissi -oso e -ico per gli ioni con carica minore e maggiore. I metalli formano cationi, per quelli non di transizione, la carica è uguale al numero del gruppo nella nomenclatura non IUPAC.

Un anione monoatomico prende il nome dell’elemento seguito dal suffisso -uro:

• Cl^- cloruro
• S^2- solfuro

Ioni poliatomici

L’unico catione poliatomico di rilievo è: NH₄⁺ ione ammonio. La maggior parte degli ioni poliatomici sono ossianioni contenenti ossigeno più un altro elemento:

• CO₃^2- ione carbonato
• SO₄^2- ione solfato

Idrati

Un idrato è un composto (ionico) che contiene nei suoi cristalli molecole di acqua debolmente legate: CuSO₄ • 5H₂O solfato di rame (II) pentaidrato.

Composti molecolari binari

Un composto binario è un composto formato da due soli elementi. I composti binari fra un metallo e un non-metallo sono solitamente ionici. Sono invece molecolari i composti binari formati fra due non-metalli. Il non-metallo che compare per primo nella seguente sequenza è scritto per primo nella formula: il nome è costituito come: radice secondo elemento + -uro + di + nome del primo elemento.

Es:

• HCl: cloruro di idrogeno
• IBr: bromuro di iodio

Quando i due elementi formano più di un composto questi si distinguono usando i seguenti prefissi:

• Mono-
• Bi-
• Tri-
• Tetra-
• Penta-
• Esa-
• Epta-
• Octa-
• Nona-
• Deca-

Acidi ed anioni

Per il momento definiamo acido un composto che produce ioni H⁺ ed un anione quando viene sciolto in acqua: HNO₃ in acqua H⁺ e NO₃^-.

Un ossiacido è un acido contenente idrogeno, ossigeno ed un altro elemento (un non-metallo). In acqua un ossiacido produce uno o più ioni H⁺ ed un ossianione. Il nome dell’acido si ottiene da: acido + radice del nome dell’elemento centrale + -ico.

Es:

• HNO₃ acido nitrico
• HClO₃ acido clorico

Se l’elemento forma due ossiacidi essi sono distinti dai suffissi -oso (con meno atomi di ossigeno) e -ico (con più atomi di ossigeno):

• HNO₂ acido nitroso
• HNO₃ acido nitrico

Se l’elemento forma tre o quattro ossiacidi si usano i prefissi ipo- e per- associati con i due suffissi -oso e -ico:

• HClO acido percloroso
• HClO₂ acido cloroso
• HClO₃ acido clorico
• HClO₄ acido perclorico

I nomi degli ossiacidi e quelli degli ossianioni sono strettamente correlati. Per ottenere il nome dell’ossianione da quello dell’ossiacido si sostituiscono i suffissi -oso con -ito e -ico con -ato:

• HNO₂ acido nitroso NO₂^- ione nitrito
• HNO₃ acido nitrico NO₃^- ione nitrato
• HClO acido percloroso ClO^- ione ipoclorito
• HClO₂ acido cloroso ClO₂^- ione clorito
• HClO₃ acido clorico ClO₃^- ione clorato
• HClO₄ acido perclorico ClO₄^- ione perclorato

Idracidi

Alcuni composti binari di idrogeno e non metalli producono soluzioni acide in acqua e sono detti idracidi. Tali composti prendono il nome dell’elemento più il suffisso -idrico preceduto da acido:

HCl acido cloridrico

Configurazione elettronica

La distribuzione degli elettroni determina le proprietà chimiche degli elementi. Gli elettroni sono posizionati intorno al nucleo in orbite fisse. Gli elettroni si trovano quindi in orbitali.

I numeri quantici e gli orbitali

L’orbitale atomico è la regione dello spazio dove è massima la probabilità di trovare un elettrone. Ogni orbitale atomico è descritto da tre numeri quantici:

• n = numero quantico principale (n=1,2,3...); Il valore di n determina l'energia dell’elettrone oltre alla dimensione dell’orbitale: maggiore è il valore di n, più grande ed energetico sarà dell’orbitale. Due o più elettroni possono avere lo stesso valore di n, tali elettroni si trovano nello stesso livello energetico.
• l = numero quantico del momento angolare dell’orbitale (l=0,1,2,3,...., n-1); Questo numero quantico definisce la forma caratteristica di un orbitale. Il valore di n limita il numero di sottolivelli possibili per ciascun livello. Così, per n = 1, l può essere soltanto uguale a 0; quando n = 2, l può valere 0 oppure 1. I sottolivelli sono di solito individuati con delle lettere.
• m = numero quantico magnetico (m_l=0,±1, ±2,....., ±l); è correlato all'orientazione nello spazio dell'orbitale. Gli orbitali di uno stesso sottolivello differiscono soltanto nella loro orientazione spaziale, non nell'energia. Il valore di m può variare da + l a - l, incluso lo 0. Il numero di valori di m per un dato l sottolivello indica il numero di orbitali del sottolivello stesso.

Esiste un'ulteriore proprietà dell'elettrone che gioca un ruolo importante nella distribuzione degli elettroni nell'atomo e che è all'origine di alcune proprietà degli elementi: lo spin elettronico è quindi necessario definire un ulteriore numero quantico, il numero quantico di spin, m_s. Una delle orientazioni corrisponde al valore m_s =+1/2 mentre l’altra m_s =-1/2.

Configurazione elettronica di un atomo

Indica come sono riempiti gli orbitali dagli elettroni. Esistono 3 regole per costruire la configurazione elettronica:

1. Gli orbitali si riempiono progressivamente a partire dal livello a minore energia, seguendo l’ordine: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, ecc.
2. Ogni orbitale può contenere al massimo 2 elettroni con spin opposti.
3. Tutti gli orbitali isoenergetici sono riempiti inizialmente con un solo elettrone; solo dopo potrà avvenire il riempimento completo di ogni orbitale.

La tavola periodica

Origine della tavola periodica

Nel 1860 lo scienziato russo Dmitri Mendeleev pubblicò una delle prime tavole periodiche utilizzata ancora oggi. Mendeleev dispose gli elementi conosciuti in ordine di peso atomico crescente, iniziando dall’idrogeno. Così scoprì che alcune caratteristiche e peculiarità si ripetevano con una certa regolarità. Mendeleev diede ai gruppi dei numeri e aggiunse la lettera A ad alcune colonne e B ad altre.

• Gli elementi del gruppo A sono conosciuti come elementi dei gruppi principali.
• Gli elementi del gruppo B vengono invece chiamati elementi di transizione.

Metalli, non-metalli e semimetalli

Gli elementi sono classificati in due categorie principali: metalli e non-metalli, divisi da una linea a zig-zag. I metalli sono solidi (eccetto il mercurio) con una caratteristica lucentezza, malleabilità e duttilità; sono inoltre buoni conduttori di calore ed elettricità. I non-metalli sono gas o solidi (eccetto il bromo) che non presentano caratteristiche metalliche. Gli elementi attorno alla linea a zig-zag hanno caratteristiche intermedie fra metalli e non-metalli e sono noti come semimetalli o metalloidi. Le caratteristiche metalliche aumentano da destra verso sinistra e dall’alto verso il basso.

Configurazione elettronica e tavola periodica

La tavola periodica può servire come guida per determinare l’ordine di riempimento degli orbitali atomici. Procedendo da sinistra verso destra, gli elettroni più esterni dell’elemento si trovano negli orbitali indicati.

Proprietà periodiche

Raggi atomici

Le dimensioni di un atomo sono determinate dalla grandezza degli orbitali più esterni occupati da elettroni.

• I raggi atomici aumentano scendendo nell’ambito dello stesso gruppo, poiché, scendendo lungo un gruppo, gli elettroni di valenza si trovano in gusci a livelli energetici sempre maggiori e sempre più distanti dal nucleo.
• I raggi atomici si riducono spostandosi da sinistra verso destra nell’ambito dello stesso periodo, perché ogni elemento ha un protone in più rispetto all’elemento precedente. Il risultato è una maggiore forza attrattiva sugli elettroni e la riduzione del raggio atomico.

Raggi ionici

L’andamento periodico delle dimensioni degli ioni è simile a quello osservato per gli atomi neutri: gli ioni positivi e negativi aumentano di dimensione quando si scende lungo il gruppo.

Energia di ionizzazione

Gli atomi sono elettricamente neutri: il numero di elettroni è uguale al numero di protoni presenti nel nucleo. Gli atomi possono però trasformarsi in ioni. Ad esempio, quando un atomo di Litio perde un elettrone, diventa uno ione litio. Il valore dell’energia di ionizzazione indica quanto è difficile allontanare dal nucleo l’elettrone più esterno (il più facilmente rimovibile). Quanto più difficile è allontanare l’elettrone tanto maggiore è l’energia di ionizzazione. Le energie di ionizzazione sono sempre positive.

L’energia di ionizzazione aumenta salendo lungo un gruppo, perché gli elementi più in basso hanno gli elettroni di valenza più lontani dal nucleo e quindi si possono allontanare più facilmente. L’energia di ionizzazione aumenta lungo un periodo, perché gli elettroni si trovano nello stesso guscio ma aumentano i protoni nel nucleo; di conseguenza, gli elettroni di valenza sentono una maggiore attrazione da parte del nucleo e l’allontanamento è più difficile.

Affinità elettronica

L’affinità elettronica è la variazione di energia che si verifica quando un atomo in fase gassosa acquista un elettrone:

X + e^- → X^-

La variazione periodica dell’affinità elettronica è più complicata rispetto a quella dell’energia di ionizzazione. Infatti, valori grandi negativi sono osservati per elementi del gruppo 17. Per approssimare l’andamento dell’energia di prima ionizzazione.

Elettronegatività

L’elettronegatività misura la tendenza di un atomo ad attrarre coppie di legame. Quanto più un atomo è elettronegativo rispetto all’altro, tanto più attira a sé gli elettroni di legame. Di conseguenza, la densità di carica degli elettroni di legame è maggiore nelle vicinanze dell’atomo più elettronegativo.

Legame chimico

Solo raramente si trovano in natura sostanze costituite da atomi isolati. Fra le poche eccezioni notiamo i gas nobili che sono particolarmente stabili e non reattivi. In genere, gli atomi si trovano combinati fra loro in composti molecolari, ionici o metallici. Con il termine legame chimico si intende la forza attrattiva che tiene uniti due o più atomi o ioni in una molecola o un solido.

Si possono distinguere tre tipi di legame con caratteristiche notevolmente diverse:

• Legame ionico: nasce dalle forze elettrostatiche attrattive che si esercitano fra ioni di carica opposta in un solido ionico quale NaCl che è costituito da un reticolo di ioni Na⁺ e Cl^-.
• Legame covalente: è basato sulla condivisione degli elettroni di valenza da parte di due atomi. La forza di attrazione fra i due atomi deriva dall’attrazione di entrambi i nuclei sugli elettroni condivisi.
• Legame metallico: è basato sulla forza di attrazione esercitata dagli elettroni di valenza liberi di muoversi attraverso un reticolo di cationi.

Un composto chimico è stabile se la sua energia è minore di quella degli elementi isolati, cioè se la sua formazione comporta liberazione di energia. Un atomo tende ad acquistare o cedere elettroni fino al raggiungimento di una configurazione elettronica ns²np⁶ (gas nobile) nel guscio esterno. Questa è chiamata regola dell’ottetto. I primi 20 elementi seguono la regola dell’ottetto.

Legame ionico

Composti ionici si forman...