Chimica generale e inorganica

Materia

Materia (tutto ciò che ha massa e un volume).

In materia possiamo distinguere:

• Miscugli (omogenei ed eterogenei).
• Omogenei → fasi non si distinguono es. Soluzioni aria, leghe, acqua → dette anche.
• Eterogenei → con distinzione di fasi es. Miscele latte, nebbia, fumo) → dette anche.
• Sostanze pure (elementi e composti).
• Elementi es. O2, S8;
• Composti es. H2O pura, NaCl.

Energia

Energia (ciò che può essere trasformato in lavoro o fornire calore) (J).

Cinetica (corpi in movimento) (legata alla velocità).

Potenziale (corpi in un campo potenziale).

Es. elettrostatica (carica-carica).

Gravitazionale (massa.massa).

F.e.= (qxq)/d determina la solubilità (tanto più → uniti sono gli atomi, più l’acqua ha difficoltà a spezzare i legami → poco solubili).

L’atomo

Un atomo è la più piccola particella esistente in natura che resta inalterata a seguito di reazione chimica, è formato da nucleo (al cui interno si trovano neutroni e protoni (nucleoni)) attorno al quale ruotano elettroni negli orbitali.

Ogni atomo è caratterizzato da:

• N di massa (A) = neutroni + protoni.
• N atomico (Z) = protoni (definisce un elemento).

Ogni elemento ha un z caratteristico (in un atomo neutro il numero di protoni = n degli elettroni).

Nuclide → atomo con un determinato n di massa (A) e n atomico (Z).

Isotopo → (nuclide diverso di uno stesso elemento) → un atomo con stesso numero atomico ma diverso numero di massa → differisce quindi per numero di neutroni.

Isotopi dell’idrogeno

• H.
• D deuterio.
• T trizio.

Isotopi del carbonio

• C12.
• C13.
• C14.

Gli isotopi hanno identiche proprietà chimiche.

Il carbonio 12 è il più importante infatti 1/12 della sua massa corrisponde all’unità di massa atomica = 1 uma (= 1,66x10^-27).

Rispetto cui si sono calcolati i pesi atomici degli elementi sulla tavola periodica.

Lo spettrometro di massa è lo strumento utilizzato per questo calcolo.

La mole è la quantità di materia costituita da quel numero di entità elementari (atomi, molecole, ioni = pari al n di atomi contenuti in 12 g esatti di nuclide C12.

n= (massa data(g))/ (massa molare) g/mol → isotopica naturale = → Abbondanza composizione isotopica naturale di ogni elemento passa inalterata da un composto → all’altro attraverso trasformazioni chimiche.

Ipotesi di de Broglie: ad ogni corpo in moto è associato un moto ondulatorio.

Heisenberg: non è possibile conoscere con esattezza posizione e quantità di moto di un elettrone.

Orbitale

L’orbitale è la regione di spazio dove è più probabile trovare l’elettrone.

Ogni orbitale è descritto da 4 numeri quantici:

• N(1,2, n..) che ne indica l’energia.
• L(0,1..n-1) indica la forma: 0 forma sferica, 1 (p) bilobata; 2(d) tetralobato; 3 (f) polilobato.
• M (-l<m<l) indica l’orientazione.
• M1/2 (indica spin ovvero direzione opposta degli elettroni).

Gli elettroni si dispongono su ogni orbitale con spin opposto (principio di esclusione di Pauli) e seguendo il principio di massimo riempiendo degli orbitali (regola di Hund) secondo cui gli e devono occupare tutti gli orbitali possibili (e poi continuare a infilarsi su uno stesso).

La funzione d’onda di Schrodinger (moto elettrone nel campo di potenziale del suo movimento) ci descrive proprio l’orbitale, indicandoci la probabilità di trovare l’elettrone in una determinata area dv) – densità di carica.

Solo l’idrogeno ha i valori precisi di risoluzione perché ha 1 solo elettrone.

Più aumento il livello energetico, più aumenta lo spazio.

Orbitali degeneri = orbitali con la stessa energia!

Configurazione elettronica ci indica la disposizione spaziale degli elettroni di valenza ovvero nello strato più esterno dell’atomo. (principio di minima energia).

--> gli elettroni di valenza sono quelli che definiscono le proprietà all’elemento.

Tavola periodica

Sulla tavola periodica gli elementi che si trovano su una stessa colonna si dicono appartenere a uno stesso gruppo; gli elementi che si trovano sulla stessa riga appartengono invece allo stesso periodo.

Elementi di uno stesso gruppo presentano stessa configurazione elettronica esterna ma con diversa energia (diverso n) più giù crescendo; elementi con medesime proprietà.

Sulla tavola periodica è possibile individuare un ordine a blocchi della configurazione elettronica esterna max.

• Blocco s (metalli alcalini e alcalino terrosi).
• Blocco d al centro (elementi di transizione).
• Blocco p a sx (alogeni gas nobili).
• Blocco f (4f lantanidi; 5f attinidi).

Gli elementi nella tavola periodica sono ordinati secondo numero Z atomico (n di protoni e quindi elettroni) crescente lungo un periodo.

Tra l’altro è possibile individuare delle proprietà periodiche degli elementi nella tavola:

• Raggio atomico: il raggio atomico cresce lungo un gruppo e decresce lungo un periodo (cresce scendendo per un gruppo perché gli elettroni più lontani (ricorda n crescente) (energia crescente) esercitano meno forza di attrazione al nucleo rispetto e- più interni quindi il raggio aumenta) ((stesso n=distanza) decresce lungo un periodo perché aumenta Z quindi il n di cariche e- e ricordando la formula attrattiva di 2 cariche F = qx q aumenta all’aumentare delle cariche quindi gli e- sono più attratti dal nucleo e il raggio diminuisce).
• Affinità elettronica: è la tendenza di un atomo ad accettare un elettrone e quindi formare un anione; è max per gli alogeni a cui manca un solo e- per l’ottetto; diminuisce lungo un gruppo ed aumenta lungo un periodo; è nulla per i gas nobili.
• Energia di ionizzazione: energia necessaria per ionizzare un atomo ovvero staccargli un e- e formare un catione; è max per i gas nobili; diminuisce lungo un gruppo e aumenta lungo un periodo.

Infatti:

• Zona in cui si trovano anioni (dx tavola).
• Zona in cui si trovano cationi (sx tavola).
• Elettronegatività: tendenza di un atomo ad attrarre a sé una doppietta di elettroni di legame; aumenta lungo un periodo e diminuisce lungo un gruppo.

I gas nobili sono l’unico gruppo con ottetto completo e quindi sono i più stabili.

Ione e molecola

Ione → atomo o g. atomici legati con una certa carica elettrica.

• Catione (+) → ha perso un elettrone è più → piccolo rispetto il suo atomo neutro.
• Anione (-) → ha acquistato un elettrone è → più grande rispetto il suo atomo neutro.

Molecola → atomi legati tra loro da legami chimici; più piccole entità di una sostanza che ha proprietà chimiche e composizione uguale alla sostanza stessa.

Legame chimico

Legame chimico: quando è possibile definire un legame?

Perché 2 atomi si legano?

Due atomi si legano quando conviene in termini energetici, quando l’energia dei prodotti è minore dell’energia dei reagenti (principio della minima energia guadagno → energetico del sistema).

Es. H2 esiste in natura in quanto la sua E è minore rispetto a quella che gli atomi isolati nel vuoto hanno.

d=0,74 A° (< r atomici).

E= 436kJ (Energia che tiene uniti i 2 atomi).

Mettono in comune e hanno s² completo entrambi (il max che possono avere).

Stabilità → 8 e- di valenza (ns²p⁶) gas nobile (monoatomico) → tendenza naturale degli atomi → minor contenuto energetico.

Due atomi sono legati quando la distanza tra i loro nuclei è minore (distanza internucleare) è minore della somma dei raggi atomici.

Principali tipi di legame

I legami chimici possono essere forti o deboli:

Legami forti (tra atomi di una stessa molecola, intramolecolari):

• Covalente: atomi della stessa molecola mettono in compartecipazione una o più coppie di elettroni di legame (fino al raggiungimento dell’ottetto nella conf. elettronica esterna) (quest’ultimo requisito tuttavia non è sempre assolto; regola strettamente osservata solo da: C, O, N e F; spesso S, P, Cl superano l’ottetto (10; I arriva a 12) → 1° + motivi è che dal III periodo in poi il livello elettronico esterno presenta vuoti formalmente anche orbitali tipo d che possono essere messi a disposizione per formare ulteriori legami e condivisioni in aggiunta a quelle dovute agli orbitali s e p.

La distanza tra atomi è specifica x ogni molecola --: una curva in cui si ha un compromesso tra forza attrattiva e repulsiva.

Quando 2 atomi seppur neutri → complessivamente, presentano al loro interno delle cariche (elettroni e protoni) quindi con una distanza troppo ravvicinata: es. atomo idrogeno: si instaurano forze attrattive tra elettroni e nucleo di un atomo e repulsive tra i nuclei dei 2 atomi e tra gli elettroni degli atomi).

Ciascuna molecola ha una curva in cui si ha un compromesso tra forze attrattive e repulsive (distanza tra gli atomi).

Caratteristiche del legame covalente

• Direzionalità 1.: la densità elettronica coinvolte l’asse internucleare (retta congiungente i 2 nuclei).
• Energia di legame 2.: ogni legame covalente ha la sua energia ovvero energia necessaria a spezzare il legame in fase gassosa portando gli atomi che formano la molecola a distanza infinita tra loro (definita a misura indiretta cioè rompendo la molecola) → stato gassoso garantisce la singolarità.. Energia necessaria a rompere una mole di legami piuttosto che un solo legame (Kj/mol o kcal/mol) all’ordine di legame (ovvero dal n di → dipende legami) Più legami, maggiore ordine di legame, maggiore sarà la forza necessaria a spezzare una mole di legame. (ha più attrazione quindi servirà più forza per romperlo).
• Lunghezza di legame 3. (distanza fisica media che separa i due nuclei) “media” → → legame covalente come una molla che oscilla, permette oscillazione atomi quindi la distanza varia in accordo alla frequenza di oscillazione del legame. Varia con la dimensione degli atomi → atomi piccoli hanno distanze piccole e viceversa atomi grandi hanno distanza grandi: fissati due atomi, la lunghezza di legame varia in base all’ordine di legame. Il legame triplo ha lunghezza minore, maggiore ordine di legame, minore lunghezza (legame più forte):
• Ordine di legame 4. (identifica il n di coppie di elettroni condivise tra gli atomi) (max. 3 coppie condivise) primo, secondo, terzo ordine.

Maggiore ordine = minore lunghezza di legame = maggiore forza attrattiva = maggiore energia di legame (energia necessaria x spezzarlo e portare atomi a dist. infinita tra loro).

Quindi le coppie condivise possono essere più di una.

La prima coppia è determinata dal legame sigma ed è la più forte che si trova lungo l’asse internucleare; le altre 2 coppie non hanno densità compresa lungo l’asse (dove è null) ma si concentra tra i 2 nuclei, ovunque tranne che sulla congiungente!!.

Se il legame semplice C-C ha distanza di leg 153.3pm nell’etano, questa distanza sarà pressappoco sempre la stessa in ogni molecola dove vi sia un legame semplice C-C, questo consente di conoscere l’ordine di legame e l’energia di legame che lega vari atomi in una molecola incognita conosciuta la distanza di legame.

Le dimensioni dell’atomo scendendo lungo un periodo saranno più piccoli quindi è normale che il H-.F sarà di una lungh minore rispetto H-I. (stesso gruppo, posizione più bassa del periodo).

Descrizione quantomeccanica del legame covalente

Descrizione quantomeccanica del legame covalente:

Metodo:

• Orbitale molecolare (mo) (costituzione di nuovi orbitali policentrici este