Orale chimica generale

Atomi, mole, numeri quantici, orbitali

L’atomo, per definizione, è la più piccola particella della materia, indivisibile. Sappiamo che l’atomo come lo conosciamo ad oggi, grazie agli studi del 900 di Thomson e Rutherford, è formato da delle piccole particelle: protoni (con carica positiva) e neutroni (con carica neutra) nel nucleo, ed elettroni (con carica negativa) che orbitano attorno al nucleo.

Tutti gli atomi di uno stesso elemento sono contraddistinti dallo stesso numero atomico, che indica il numero di protoni, che devono essere uguali al numero di elettroni nel caso degli atomi stabili, il cui simbolo è Z.

Le masse delle particelle sono espresse in u (unità di massa atomica) che corrisponde a 1/12 della massa di un atomo di carbonio-12 (con 6 protoni e 6 elettroni).

La somma di protoni e neutroni viene detta numero di massa, indicata con A.

Quando due atomi dello stesso elemento hanno differente numero di massa, quindi numero di neutroni differenti, parliamo di isotopi, un esempio è l’idrogeno:

H infatti ha 1 protone e 1 neutrone, ma esistono anche Deuterio e trizio, rispettivamente con 1 e 2 neutroni nel nucleo.

Il peso atomico di un atomo è la media pesata, che tende verso l’isotopo più abbondante di tutti gli isotopi di un atomo.

La mole è l’unità di misura che si utilizza per misurare un numero di particelle pari al numero di atomi contenuti in 12 grammi di carbonio-12. Contiene sempre la stessa quantità di particelle a prescindere dalla sostanza.

Numero di Avogadro: 1 mole = 6.022 x 10²³ particelle.

La massa in grammi di una mole di un qualsiasi elemento rappresenta la sua massa molare, indicata con M, la cui unità di misura è g/mol. La massa molare è la quantità in grammi numericamente uguale alla sua massa atomica.

Numeri quantici

Il numero quantico principale, n può assumere tutti i valori interi positivi, è il fattore principale nel determinare l’energia dell’elettrone ed è connesso con una misura della dimensione dell’orbitale, quindi maggiore è n, maggiore sarà la distanza media dell’elettrone. In atomi con due o più elettroni, questi possono avere stesso valore di n.

Il numero quantico secondario l indica i sottolivelli o sottostrati, infatti in un atomo gli elettroni possono essere raggruppati in essi. l può assumere tutti i valori interi compresi tra 0 e n-1, ogni valore corrisponde a una forma differente dell’orbitale.

Il numero quantico magnetico invece ml è correlato all’orientamento dell’orbitale nello spazio, ml può variare da -l a +l e indica il numero di orbitali nel sottostrato.

Il numero quantico di spin ms è un valore che va da -1/2 a +1/2, indica l’orientamento dell’elettrone, se si orienta in modo parallelo o antiparallelo al campo magnetico.

Grazie al principio di esclusione di Pauli possiamo dire che due elettroni non possono mai avere tutti e 4 i numeri quantici uguali, e che quindi, due elettroni nello stesso orbitale avranno un differente valore di ms.

Orbitali atomici

L’orbitale atomico è la regione dove abbiamo un’alta probabilità di trovare l’elettrone; quando analizziamo un atomo, in ogni orbitale ci possono essere al massimo 2 elettroni. Ce ne sono di vari tipi:

• L’orbitale s è associato ai numeri quantici n=1 e l=0 ed è rappresentato come una nuvola elettronica, cioè gli elettroni sono rappresentati da punti con maggiore densità nelle vicinanze del nucleo, questo indica che l’elettrone è per lo più vicino al nucleo. All’aumentare di n aumenta la sua dimensione.
• Gli orbitali p sono definiti per l=1, hanno tutti la stessa forma a 8, dovuta alla presenza di un piano nodale che attraversa il nucleo. Esistono 3 orbitali p per ogni sottostrato, tutti di eguale forma e sono riportati sull’asse delle X, delle y e delle z.
• Gli orbitali d si presentano quando l assume valore uguale al numero delle superfici nodali che attraversano il nucleo, quindi i 5 orbitali d, per i quali l=2, hanno 2 superfici nodali che danno luogo a due regioni di densità elettronica.
• Gli orbitali f si presentano per l=3, hanno 3 superfici nodali e danno luogo a 8 regioni di densità elettronica.

Il raggio atomico può essere definito come la metà della distanza determinata sperimentalmente tra i centri di due atomi, se esistono composti molecolari di un certo elemento.

Mentre per i metalli possono essere stimati misurando la distanza tra gli atomi in un cristallo dell’elemento.

Le dimensioni di un atomo sono determinate dagli elettroni più esterni.

La carica nucleare effettiva, Z*, è il valore medio della carica nucleare di cui risente effettivamente un particolare elettrone di un atomo polielettronico, a causa della presenza degli altri elettroni. La conoscenza di Z* fornisce una via conveniente per stabilire le forze attrattive e repulsive su di un elettrone da parte del nucleo e degli altri elettroni, e l’energia dell’elettrone stesso. In media un elettrone 2s subisce una carica attrattiva da parte del nucleo maggiore di +1 ma decisamente minore di +3.

La regola di Madelung afferma che gli orbitali vengono riempiti in ordine crescente di n+l.

Ad esempio, 4s e 3p hanno lo stesso valore di n+l, ma si riempie prima quello con n minore (3p), poi 4s. Gli elettroni s, infatti, hanno una probabilità maggiore di essere trovati vicino al nucleo, rispetto agli elettroni d, anche se si trovano in un livello energetico superiore. Questa “penetrazione” fa sì che l’elettrone 4s subisca una maggiore attrazione nucleare, quindi abbia un’energia totale più bassa rispetto a 3d, giustificandone il riempimento anticipato.

Ioni

Gli ioni monoatomici derivano da atomi singoli che hanno ceduto elettroni (cationi) o acquisito elettroni (anioni).

L’energia di ionizzazione è l’energia necessaria per “strappare” un elettrone da un atomo, l’energia di prima ionizzazione sarà sempre inferiore, rispetto a quelle successive, perché avremo a che fare con uno ione sempre più carico positivamente, dato che viene fornita energia, l’energia di ionizzazione avrà sempre valore positivo.

Tanto è maggiore l’affinità elettronica di un atomo, tanto sarà minore l’energia dello ione rispetto a quella dell’atomo e dell’elettrone libero.

Affinità elettronica ed energia di ionizzazione rappresentano rispettivamente la capacità di un atomo di acquistare o perdere un elettrone.

Il raggio di un catione è sempre più piccolo rispetto a quello dell’atomo da cui deriva, viceversa per l’anione. La diminuzione della dimensione è rilevante quando sono rimossi 2 o più elettroni.

Gli ioni isoelettrici hanno stesso numero di elettroni, ma diverso numero di protoni. Al crescere del numero di protoni, il raggio atomico si restringe perché a favore dell’attrazione.

Configurazione elettronica: gli elettroni persi in un catione sono quelli con il valore di n maggiore, quindi i più esterni.

Tavola periodica

Mendeleev, studiando le proprietà degli elementi, notò una periodicità nelle proprietà degli elementi; ad oggi, la legge delle periodicità chimica degli elementi viene formulata come: le proprietà degli elementi sono funzioni periodiche del loro numero atomico.

Gli elementi con proprietà fisiche simili si trovano in colonne verticali chiamate gruppi, i gruppi A sono i gruppi principali, i B quelli secondari (elementi di transizione).

Le righe orizzontali sono chiamate periodi.

La tavola può essere divisa in regioni diverse in funzione della proprietà degli elementi, vi sono metalli, non metalli e metalloidi (semimetalli).

• Gruppo 1A: metalli alcalini, solidi a temperatura ambiente, reattivi, si trovano in natura solo sotto forma di composti. Tutti gli elementi di questo gruppo hanno 1 elettrone dell’orbitale s dell’n-esimo strato, dove n è il periodo della tavola periodica dove si trova l’atomo. Hanno quindi configurazione elettronica ns¹.
• Gruppo 2A: metalli alcalino-terrosi, composto interamente da metalli che si trovano in natura solo sotto forma di composti, ad eccezione del berillio, questi elementi reagiscono con l’acqua per formare soluzioni alcaline. Hanno configurazione elettronica ns².
• 1A e 2A, date le loro configurazioni elettroniche, sono detti elementi del blocco s.
• Gruppo 3A: composto da metalli, è un metalloide, il boro, che ha struttura chimica differente dagli altri elementi, che hanno invece tra di loro strutture analoghe. Gli orbitali s in questo gruppo sono pieni, e il 5 elemento unico va in un orbitale 2p.
• Gruppo 4A: contiene un non metallo (il carbonio), due metalli e due semimetalli.
• Gruppo 5A: abbiamo 2 non metalli, 2 metalloidi, 1 metallo.
• Gruppo 6A: qui si trovano i calcogeni, i cui composti sono velenosi e maleodoranti, abbiamo 3 non metalli, 1 metalloide e 1 metallo.
• Gruppo 7A: contiene metalli, che esistono solo come molecole biatomiche, e sono tra i più radioattivi, sono chiamati alogeni.
• Gruppo 8A: sono tra i meno reattivi, tutti allo stato gassoso, sono definiti gas nobili data la loro generale mancanza di reattività.

Gli elementi dal gruppo 3A al gruppo 8A sono detti elementi del blocco p, hanno configurazione ns²np^x, dove X va da 1 a 6.

Gruppi B: si trovano tra i gruppi 2A e 3A, sono detti elementi di transizione, occupano i periodi dal 4 al 7. Sono tutti metalli.

Nelle due righe in fondo alla tavola troviamo lantanidi e attinidi.

Allotropia: un aspetto della chimica dei non metalli, gli allotropi sono delle particolari forme di un elemento, in forme diverse; il carbonio ha 3 allotropi diversi, due di questi sono grafite e diamante.

La disposizione degli elettroni negli elementi fino al 109 sono le configurazioni elettroniche nel loro stato fondamentale, cioè in situazioni di minima energia.

Regola di Hund: la disposizione di elettroni più stabile è quella con il numero massimo di elettroni spaiati.

Quindi in generale quando gli elettroni si distribuiscono sugli orbitali p, d, f, ogni successivo elettrone è assegnato su un diverso orbitale del sottostrato, assumendo lo spin dell’elettrone precedente.

Dal 3 periodo in poi, gli atomi hanno a disposizione gli orbitali d, e possono accedere all’espansione dell’ottetto.

Gli elementi in cui si riempiono i sottostrati d sono gli elementi di transizione, quelli che riempiono gli orbitali f sono invece gli elementi di transizione interni (attinidi e lantanidi).

I numeri di ossidazione vengono assegnati agli atomi secondo alcuni parametri: ogni atomo puro ha un numero di ossidazione pari a 0; ogni ione ha numero di ossidazione pari alla propria carica; ci sono alcune eccezioni come fluoro (sempre -1), cloro, bromo, iodio (sempre -1 quando combinati con ossigeno e fluoro).

Molecole, legami, struttura molecolare

Una molecola è la più piccola unità identificabile in cui una sostanza pura può essere divisa, mantenendo inalterate composizione e le proprietà chimiche. Le sostanze sono formate da molecole identiche. In un composto le molecole che lo compongono perdono le proprie caratteristiche.

La formula molecolare indica da quali e quanti atomi è composta la molecola ma non fornisce alcuna informazione strutturale. La formula estesa mette in evidenza come certi atomi siano legati tra loro, differenziando molecole con gli stessi atomi ma con legami differenti. Le formule di struttura mostrano come gli atomi siano legati tra loro nella molecola.

I composti molecolari sono quindi formati da molecole, mentre i composti ionici sono appunto formati da ioni.

I composti ionici sono elettricamente neutri, infatti gli ioni positivi devono bilanciare gli ioni negativi.

Una qualsiasi porzione di un composto puro è sempre formata dagli stessi elementi combinati nello stesso rapporto di massa, composizione che si può esprimere:

• Attraverso la formula del composto (numero di ciascun tipo di atomo per molecola o per unità formula);
• Attraverso la massa molare di ciascun elemento;
• Attraverso la percentuale in massa.

La formula molecolare fornisce la quantità precisa di atomi che abbiamo in un composto e il loro rapporto, mentre la formula empirica ci fornisce il numero minimo di atomi che può avere una molecola rispettando tale rapporto.

Per interpretare le proprietà di una sostanza chimica serve riconoscere e capire la sua struttura, e il modo in cui si formano i legami.

La struttura si riferisce al modo in cui gli atomi sono disposti nello spazio.

Il legame si riferisce alle forze che tengono insieme atomi adiacenti.

Quando tra due atomi avviene una reazione chimica, i loro elettroni di valenza si riorganizzano in maniera che da una forza attrattiva netta si eserciti un legame tra gli atomi. Esistono due tipi di legami tra atomi, e sono detti legami forti: ionico e covalente.

Il legame ionico si forma quando uno o più elettroni di valenza si trasferiscono da un atomo all’altro, creando cationi e anioni. Il legame rappresenta la forza attrattiva tra questi ultimi.

Il legame covalente si instaura invece con la messa in condivisione degli elettroni di valenza tra gli atomi. Es: O₂, N₂, H₂O.

Gli elettroni presenti in un atomo possono essere divisi in: elettroni di valenza e interni. Per gli elementi dei gruppi principali gli elettroni di valenza hanno sede negli orbitali s e p dello strato più esterno, inoltre gli elettroni di valenza corrispondono al numero del gruppo dell’elemento considerato.

Nelle strutture di Lewis gli elettroni di valenza vengono rappresentati come punti che circondano il simbolo dell’elemento.

Ad esempio, il carbonio ha 4 elettroni di valenza, e può accogliere al massimo quindi altri 4 elettroni nei propri gusci di valenza, secondo la regola dell’ottetto.

Regola dell’ottetto: un ottetto di elettroni che circonda un atomo rappresenta una struttura particolarmente stabile.

Nelle strutture di Lewis, ogni legame rappresenta una coppia di valenza.

Si possono formare legami doppi o tripli con i seguenti elementi: C, N, O.

Nelle strutture di Lewis:

L’atomo centrale è generalmente quello con affinità elettronica più bassa.

La carica formale per un atomo in una molecola o in uno ione è la carica calcolata per quell’atomo in base alla struttura di Lewis per quella molecola o ione, ricavata dall’equazione:

N gruppo atomo – (n di coppie di elettroni solitarie +1/2 elettroni di legame attorno all’atomo).

Rappresenta il numero di elettroni assegnati all’atomo nella molecola dalla struttura di Lewis.

Quando una singola struttura di Lewis non riesce a