Chimica generale e inorganica

Chimica generale e inorganica

Blocco 1

Introduzione e metodo scientifico

Metodo scientifico

Il metodo scientifico comprende 5 diverse fasi, ossia l’osservazione del fenomeno; formulazione di un’ipotesi; esperimento; se l’esperimento viene verificato allora si può stendere una legge scientifica, altrimenti bisogna rivedere l’ipotesi iniziale.

Materia

La materia è tutto ciò che occupa uno spazio e ha una massa. Si può distinguere in base allo stato (solido, liquido, aeriforme) di cui liquido se possiede un volume proprio ma non una forma, e aeriforme (distinguibile in gas se la temperatura critica è alta, e vapore se la temperatura critica è bassa) che non possiede né un volume né una forma. E si può distinguere in base alla composizione, infatti esiste una materia eterogenea (composizione non uniforme) e una materia omogenea (composizione uniforme) distinta in soluzioni (miscele omogenee) e sostanze pure (composti come acqua ed elementi come l’elio).

Trasformazioni

Ci possono essere delle trasformazioni fisiche in cui cambia solo lo stato fisico, e delle trasformazioni chimiche in cui variano le caratteristiche chimiche di una specie percepibili con un cambio di colore, densità, durezza, formazione di ruggine.

Proprietà della materia

Le proprietà della materia si distinguono in fisiche (osservabili anche a vista senza uno studio sperimentale: densità, colore, punto di ebollizione, durezza…) e in chimiche (determinano il comportamento chimico di un elemento). Inoltre si distinguono in base alla quantità di sostanza, ossia in estensive se la quantità è determinante, o in intensive se la quantità non influisce su esse.

Errori

Nel mondo della sperimentazione si possono distinguere due tipi di errori: sistematici, se dipendono dallo strumento usufruito per la misurazione, e casuali, ossia quelli di origine casuale e non controllabili.

Precisione

Nella misurazione si definiscono la precisione, cioè il grado di riproducibilità di una misura osservata, e l’accuratezza che corrisponde a quanto il risultato ottenuto si avvicina a quello reale.

Unità di misura fondamentali, Temperatura (Celsius, Kelvin).

Altri argomenti: Densità e Volume, Energia cinetica e potenziale, Legge di conservazione dell’energia, Notazione scientifica Ordine di grandezza, Arrotondamento.

Blocco 2a

Atomi, molecole, composti ionici. Mole

Partendo dalla conoscenza delle differenze tra elementi e composti (sostanze pure), si può definire una teoria atomica, “Le leggi ponderali”.

• Legge di conservazione della massa (Lavoisier)

La massa si conserva in una reazione chimica, quindi la massa dei reagenti è uguale a quella dei prodotti.

• Legge delle proporzioni definite (Proust)

I rapporti della massa di un composto rimangono costanti indipendentemente dall'origine o dal modo di preparazione di esso.

• Teoria atomica della materia di Dalton (5 postulati)

1. La materia è composta da atomi indivisibili;
2. Gli atomi di una stessa specie hanno la stessa massa e stesse proprietà;
3. Elementi diversi hanno atomi e masse diverse;
4. Gli atomi non variano le loro proprietà nelle reazioni chimiche;
5. Un composto deriva dalla combinazione di atomi diversi secondo dei rapporti precisi.

Struttura fisica dell’atomo

Analizzando la struttura fisica dell’atomo, scopriamo che possiede delle particelle subatomiche ossia: elettroni, neutroni (Chadwick) e protoni (Rutherford).

I protoni e i neutroni sono contenuti all’interno del nucleo, invece gli elettroni girano attorno al nucleo dell’atomo seguendo delle traiettorie definite orbitali (zone di spazio attorno al nucleo in cui c’è alta probabilità di trovare un elettrone). Nacquero 4 teorie a riguardo:

• Atomo di Thomson → atomo pieno a forma di sfera e elettricamente neutro;
• Atomo di Rutherford → modello planetario a orbite intorno ad un nucleo;
• Atomo di Bohr → orbite quantizzate;
• Atomo di Schroedinger → orbita a forma di onda.

Numero atomico

Ogni elemento è definito dal suo numero atomico (Z-pedice) che corrisponde al numero di protoni in un atomo (=numero di elettroni), e dal numero di massa (A-apice) ovvero la somma dei protoni e dei neutroni.

Il numero di massa atomica è espresso in “unità di massa atomica” (u.m.a./u.) secondo la scala del “carbonio 12” in cui 1 uma = 1/12 della massa di un atomo del ¹²C.

ESEMPIO: 1 atomo di C = 12 u.m.a.
1 atomo di O = 16 u.m.a.
1 molecola di H₂O = 1+1+16 = 18 u.m.a.

Isotopi

In natura non tutti gli atomi hanno la stessa massa, infatti sono definiti isotopi, ossia atomi con stesso numero atomico (Z), e quindi con lo stesso numero di protoni, ma diverso numero di massa (A), cioè con numero di neutroni diverso. Per esempio esistono tre diversi isotopi sia del carbonio, sia dell’idrogeno.

Attraverso una misurazione sperimentale (spettrometria di massa), si può ottenere un valore definito abbondanza relativa (espressa in %) che indica la quantità in percentuale di isotopi:

Abbondanza relativa (%) = numero di atomi di un isotopo in un elemento*100/numero totale di isotopi dell'elemento

La massa atomica può essere espressa anche come la sommatoria dei prodotti della massa isotopica e dell’abbondanza relativa di ogni isotopo dell’elemento preso in considerazione.

Massa atomica (A) = Σ (massa isotopica)*(abbondanza relativa)

ESEMPIO: Il cloro ha due isotopi ³⁵Cl (massa isotopica = 34.96, abbondanza relativa = 75.8%) e ³⁷Cl (massa isotopica = 36.96, abbondanza relativa = 24.2%). Da ciò ricaviamo la massa atomica del cloro: (34.96*75.8)+(36.96*24.2) = 35.453 u.m.a.

Sappiamo che la massa atomica (o numero di massa) corrisponde alla somma di protoni e neutroni, e negli isotopi varia il numero di neutroni, perciò:

• Il ³⁵Cl possiede 17 protoni e 18 neutroni (=35);
• Il ³⁷Cl possiede 17 protoni e 20 neutroni (=35).

Tavola periodica

Nella tavola periodica gli elementi sono disposti in base al numero atomico crescente e sono classificati in:

In base alla reattività:

• Alcani (primo gruppo);
• Alcalino-terrosi (secondo gruppo);
• Gas nobili (18esimo gruppo);
• Alogeni (17esimo gruppo);
• Calcogeni (16esimo gruppo).

In base alle caratteristiche fisiche ed elettrochimiche:

• Metalli (elementi che tendono a cedere elettroni per raggiungere una configurazione elettronica superficiale stabile e vicino al gas nobile precedente; sono inoltre elettropositivi perché si trasformano in ioni positivi o cationi);
• Non metalli (elementi che tendono ad accettare elettroni per raggiungere una configurazione elettronica superficiale stabile e vicino al gas nobile successivo; sono inoltre elettronegativi perché si trasformano in ioni negativi o anioni);
• Semimetalli (hanno caratteristiche intermedie tra metalli e non metalli e si possono comportare in entrambi i modi in base alla condizione).

In base al tipo di ultimo orbitale occupato da elettroni:

• Blocco s (primo, secondo gruppo ed elio);
• Blocco p (13, 14, 15, 16, 17, 18esimi gruppi);
• Blocco d (metalli di transizione);
• Blocco f (lantanidi, attinidi).

Quando cationi e anioni risentono della propria attrazione elettrostatica si possono disporre ordinatamente per formare reticoli geometrici e cristallini, detti composti ionici. Essi si rappresentano con una unità formula, che corrisponde al più piccolo aggregato di ioni (elettricamente neutro poiché le cariche si devono annullare a vicenda) di una molecola. La massa dei composti ionici è definita massa formula (espressa in u.m.a.) di un’unità di formula, che si ottiene sommando le masse atomiche degli ioni (diversa dalla massa molecolare che viene usata per composti molecolare non ionici).

ESEMPIO: Massa formula di NaCl = Massa di Na+ Massa di Cl = 22.99+35.4 = 58.44 u.m.a.

Blocco 2b

La mole

Mole

Una mole corrisponde alla sostanza che contiene un Numero di Avogadro (=6.022*10²³) di specie elementari contenute nella sostanza stessa.

1 mole di ¹²C = 12 g di ¹²C = 6.022*10²³ atomi di ¹²C

Massa molare (MM)

La massa molare, corrisponde alla massa di una mole di sostanza (coincide numericamente con la massa atomica (A):

• Per un elemento, la MM = 1 mole dell’elemento;
• Per un composto ionico, la MM = 1 mole dell’unità formula;
• Per un composto molecolare, MM = somma delle masse delle moli degli elementi che compongono la molecola.

FORMULE: Numero moli = grammi/MM
Numero particelle = numero moli*numero Avogadro

Blocco 3a

Struttura elettronica degli atomi

→ Onda elettromagnetica frequenza = velocità della luce (3/10⁸)/onda (λ)

→ Planck studiò le emissioni di radiazioni e ne teorizzò la Quantizzazione dell’energia: l’energia di una radiazione elettromagnetica (costituita da fotoni, piccole particelle prive di massa) è distribuita in “pacchetti”, detti quanti di energia (fisica quantistica).

Energia elettromagnetica = costante di Planck (h=6.626*10^-34)*frequenza (f)

Gli atomi di una radiazione, se gassosi e a bassa pressione, possono assorbire energia ed entrano in uno stato eccitato → emettono luce con una frequenza e un colore determinati dal tipo di elemento (ESEMPIO: esperimento del “saggio alla fiamma”, si può capire di che metallo si tratta, posizionandolo sopra una fiamma e osservando il colore che esce).

Modello atomico di Bohr: prendendo in considerazione l’idrogeno, ipotizzò che il suo unico elettrone girasse attorno al nucleo seguendo orbite circolari, ad uno specifico raggio ed ad una specifica energia quantizzata.

L’energia di ogni orbitale di idrogeno può essere calcolata secondo una formula:

E_n = -(2.18*10^-18 J)*Z²/n²
Z = numero atomico
n = numero quantico principale (n=1 orbitale uno e “stato fondamentale”, n=2 orbitale due, ecc. “stati eccitati” …)

La distanza tra gli orbitali diminuisce all’aumentare di n; mentre l’energia aumenta all’aumentare di n.

Transizioni elettroniche

Un elettrone per passare da un orbitale ad un altro (transizioni elettroniche) deve:

• Assorbire un fotone con energia pari almeno alla differenza di energia dei due livelli, se passa da un livello minore ed un livello maggiore;
• Emettere un fotone con energia pari almeno alla differenza di energia dei due livelli, se passa da un livello maggiore a uno minore.

Si susseguirono diversi studi di fisici nella storia riguardo le onde elettromagnetiche:

Ipotesi di De Broglie: ogni particella (compresi gli elettroni) ha una natura ondulatoria;

Principio di indeterminazione di Heisenberg: non si può conoscere contemporaneamente la posizione e l’energia di un elettrone (sono proprietà complementari).

Dato che è definito più importante conoscere l’energia degli elettroni di un elemento per poterlo definire, la posizione di essi perse importanza, perciò gli orbitali vennero definiti come mappe spaziali in cui è più probabile trovare un elettrone.

Ipotesi di Schrodinger: definì un’equazione per ottenere sia le energie sia le mappe di probabilità di posizioni degli elettroni.

Ĥ Ψ (per l’atomo di idrogeno): = E Ψ
Ψ (psi) = Funzione matematica dell’onda del moto dell’elettrone;
E = Energia dell’elettrone;
Ĥ = Operatore Hamiltoniano, equazioni matematiche che definiscono l’energia totale dell’elettrone;
Ψ² = Funzione densità di probabilità di trovare l’elettrone.

Da queste ipotesi si osserva evidentemente come si passò dalla “Meccanica classica” secondo cui un elettrone compiva una traiettoria netta e definita (leggi di Newton deterministiche), alla “Meccanica quantistica” in cui l’elettrone compie secondo dati statistici una probabile traiettoria non definibile in modo sicuro.

Orbitali atomici e numeri quantici

Ogni orbitale atomico è definito da una funzione d’onda, la quale dipende da tre numeri quantici:

• Numero quantico principale n (n=1,2,3,4,…) → determina l’energia dell’orbitale (e quindi la distanza dal nucleo); degli atomi monoelettronici all’interno dello stesso “guscio” gli orbitali sono tra loro degeneri (hanno la stessa energia);
• Numero quantico di momento angolare l (0 < l < n-1) → definisce la forma dell’orbitale (l=0=s, l=1=p, l=2=d, l=3=f).
• Orbitali s (1): hanno simmetria sferica in cui in ogni direzione c’è la stessa probabilità di trovare l’elettrone. Per n>2 ci sono dei nodi radiali in cui la funzione d’onda è pari a 0.
• Orbitali p (3): gli orbitali hanno una tridimensionalità, ed ogni orbitale ha due “lobi” in fasi opposte (opposti) separati da un piano nodale, in corrispondenza del quale la funzione d’onda cambia segno.
• Orbitali d (5) ed f (7): disposti tridimensionalmente in tutti e quattro i quadranti;
• Negli atomi multielettronici all’interno dello stesso “sottoguscio” gli orbitali sono tra loro degeneri (hanno la stessa energia);
• Numero quantico magnetico m (-l < m < +l) → definisce l’orientamento dell’orbitale;
• m_s: numero quantico di momento angolare di spin (± ½) → determina l’orientamento del campo magnetico generato dalla rotazione quantizzata dell’elettrone attorno al proprio asse, rispetto ad una direzione di riferimento.

Atomi multielettronici

Il nucleo esercita una forza attrattiva sugli elettroni posizionati negli orbitali (ciò avviene nel caso di atomi monoelettronici, idrogeno o atomi idrogenoidi).

Nel caso degli atomi multielettronici, il nucleo viene “schermato” dalla presenza di elettroni vicino e ciò causa la riduzione dell'efficacia della forza attrattiva del nucleo su elettroni più lontani.

Perciò la presenza di elettroni attorno ad un nucleo, si influenzano a vicenda (=mutue repulsioni tra elettroni) in relazione al campo generato dal nucleo stesso.

Minore è la carica che risente un elettrone (Z_eff = carica nucleare efficace), maggiore sarà il suo “n” (energia dell’orbitale maggiore).

Energia totale = -Z_eff²/n²

Configurazione elettronica

Rappresentazione di come gli elettroni si dispongono negli orbitali (cercano di minimizzare l’energia dell’atomo).

Vennero sviluppati 3 principi a riguardo:

• Principio di Aufbau: riempimento progressivo degli orbitali disponibili con elettroni da quelli ad energia più bassa ad energia più alta;
• Principio di esclusione di Pauli: non esistono due elettroni aventi tutti e quattro numeri quantici uguali;
• Regola di Hund: gli orbitali con energia uguale (degeneri), vengono occupati inizialmente da un unico elettrone, finché tutti gli orbitali non ne contengono almeno uno.

Gli elettroni nella configurazione si distinguono in:

• Elettroni di core: presenti negli orbitali più interni e corrispondenti alla configurazione del gas nobile precedente;
• Elettroni di valenza: presenti negli orbitali esterni e quindi più elettronici.

Gli elettroni di valenza determinano la reattività e le proprietà dell’elemento; soprattutto elementi di uno stesso gruppo hanno la configurazione esterna uguale, e ciò indica caratteristiche simili.

Blocco 3b

Le proprietà periodiche

Proprietà di ogni atomo che variano in modo periodico lungo gruppi e periodi. Esse sono:

• Raggio atomico = dimensioni di un atomo facendo riferimento alla metà della distanza tra due nuclei di due atomi contigui.
  “Raggio covalente” per i non metalli (molecole che si schiaccia una sull’altra);
  “Raggio metallico” per i metalli (molecole ben distinte).
  Il raggio atomico è proporzionale al rapporto tra n²/Z_eff.
  Il raggio atomico: diminuisce lungo i periodi (Z_eff aumenta = elettroni attratti nucleo); aumenta lungo i gruppi (n aumenta = distanza aumenta).
• Dimensione degli ioni (raggio ionico) = distanza tra i nuclei di ioni di un composto ionico (misurata rispetto a uno ione di riferimento).
  Cationi metallici sono più più piccoli rispetto l’atomo neutro (perdono elettroni);
  Anioni non metallici sono più grandi rispetto all'atomo neutro (acquistano elettroni).
  Perciò il raggio ionico è maggiore nei cationi con carica positiva minore (più elettroni si perdono, più il raggio ionico diminuisce), e minore nei cationi con carica positiva maggiore.
  Mentre il raggio ionico è maggiore negli anioni con carica negativa maggiore, e minore negli anioni con carica negativa minore.

Energia di prima