Riassunto esame chimica inorganica

Chimica inorganica

1. Atomi 3

2. Proprietà periodiche 5

3. Nomenclatura 6

4. Legami 6

5. Molecole e composti molecolari 7

6. Legame covalente 9

6.1. Legame covalente polare 10

6.2. Teoria dell’orbitale molecolare 11

7. Stechiometria 11

7.1. La mole 11

7.2. Formule chimiche 11

7.3. Tipi di reazione 11

7.4. Bilanciamento delle reazioni redox 12

8. Termodinamica 12

8.1. Reazioni termodinamiche 12

8.2. Tipi di processo 12

8.3. Sistema e ambiente 12

8.4. Calore (q) 13

8.5. Lavoro (w) 13

8.6. Primo principio della termodinamica 14

8.7. Entalpia 14

9. Spontaneità delle reazioni 15

9.1. Secondo principio della termodinamica 15

9.2. Entropia 16

9.3. Entropia ed entalpia 16

9.4. Energia libera di Gibbs 16

10. Stato gassoso 17

10.1. Gas perfetto 17

10.2. Pressioni parziali 18

11. Stato liquido 18

11.1. Forze intermolecolari 19

12. Soluzioni 21

12.1. Elettroliti 22

12.2. Non elettroliti 22

12.3. Solubilità 22

12.4. Proprietà colligative 23

13. Equilibrio chimico 23

14. Acidi e basi 25

14.1. Bronsted-Lowry 25

14.2. pH 25

14.3. Forza di acidi e basi 26

14.3.1. Acidi poliprotici 27

15. Idrolisi 27

15.1. Soluzioni neutre 27

15.2. Entrambe gli ioni si idrolizzano 27

15.3. Soluzioni basiche 28

15.4. Soluzioni acide 28

15.5. Elettroliti anfoteri 28

15.6. Soluzioni tampone 28

16. Cinetica 29

16.1. Velocità di reazione 29

16.2. Legge di Arrhenius 30

16.3. Teoria del complesso attivato 30

16.4. Catalizzatori 31

17. Elettrochimica 31

1. Atomi

Valenza: potenziale di un atomo di generare legami.

Z: n° atomico, identifica il numero di protoni nel nucleo ed è costante per ciascun elemento.

N: n° di neutroni.

A: n° di massa (A = Z + N).

Miscela isotopica naturale: sono i rapporti quantitativi costanti degli isotopi di un elemento.

Abbondanza: è la quantità con cui un isotopo è presente nella M.I.N.

¹²C ¹³C ¹⁴C → 12, 13, 14 sono isotopi del Carbonio (A).

¹⁴C → datazione con Carbonio 14.

¹H ²H ³H → H D T.

D = Deuterio → acqua pesante: D₂O (pesa il doppio dell’acqua).

T = Trizio.

In natura ogni elemento è presente con diverse percentuali degli isotopi:

¹⁶O ¹⁷O ¹⁸O

99.752 0.04 0.200 % → abbondanza isotopica naturale.

¹²massa C / 12 = 1 uma = 1,66 x 10^-24 g → unità di massa atomica.

Σ = somma di tutti gli isotopi.

Peso atomico: media ponderata delle masse isotopiche → Σ x_i · m_i = abbondanza_i x massa_i in uma.

Stabilità del nucleo: rapporto ottimale tra n e p. Se il rapporto è elevato, il nucleo è instabile → decadimento radioattivo: per stabilizzarsi, il nucleo effettua l’espulsione di alcuni frammenti sottoforma di radiazioni.

Tavola periodica: ideata da Mendeleev, è strutturata in gruppi e periodi.

Orizzontalmente troviamo i periodi, nei quali le caratteristiche si modificano gradualmente; verticalmente i gruppi, in cui gli atomi hanno caratteristiche simili.

Struttura elettronica di un atomo: un atomo investito da radiazioni luminose rimette luce ma solo ad alcune lunghezze d’onda.

Modello atomico di Bohr: gli elettroni si muovono su orbite circolari attorno al nucleo. Ad ogni orbita corrisponde un valore costante di energia, ovvero degli stati stazionari, che consistono in diversi livelli energetici (n).

Numero quantico principale: E = -R_HZ²/n² → energia quantizzata.

¹H ISOTOPO: atomi con stesso Z ma diverso N, mantengono le stesse proprietà chimiche.

R_H: costante = 2,18 x 10^-18 J.

Se E = 0, la distanza elettrone-nucleo è infinita.

Il numero quantico è negativo perché corrisponde all’energia necessaria per strappare l’e dalla sua orbita e portarlo a distanza infinita.

Maggiore è n, maggiore sarà E e quindi maggiore sarà la distanza dal nucleo.

Dualismo onda particella: Einstein spiegò che l’energia dell’equazione di Plank, E = h · v, corrisponde ad un fotone. Più fotoni mando, più e vengono emessi. Con l’equazione di De Broglie si è dimostrato che gli elettroni sono anche onde.

h/m · v = λ.

Principio di indeterminazione di Heisenberg: non è possibile conoscere simultaneamente la posizione e la velocità di una particella con precisione. Si deve parlare di probabilità di trovare l’e in una regione dello spazio.

Orbitali

Orbitali: regioni ad alta probabilità di trovare e.

• n (1, 2, 3, …, infinito) = numero quantico principale → definisce il livello energetico.
• l (n-1, …, 0) = numero quantico secondario → definisce la forma.
• m (-l, -l+1, …, 0, …, l-1, l) = numero quantico magnetico → definisce l’orientazione.
• m_s (± 1/2) = numero quantico di spin → definisce lo spin elettronico.

Superficie limite: superficie entro la quale è compresa la maggior parte della carica totale (90%).

• ns l = 0 → n-1 superfici nodali.
• 2p l = 1 → m = 1; 0; -1.
• d l = 2 → m = 2; 1; 0; -1; -2.
• f l = 3 → m = 3; 2; 1; 0; -1; -2; -3.

Modello quantomeccanico degli atomi polielettronici:

• Gli orbitali sono simili a quelli dell’H.
• C’è un limite massimo di n° di e permessi in un orbitale.
• È presente una complessa sequenza di energie degli orbitali.

Nodi sferici: sono un punto in cui la funzione d’onda ha valore zero. Si tratta di una superficie sferica, presente in un numero pari a n-l-1.

Maggiore è la distanza dal nucleo, maggiore è l’energia.

Numero di spin: è un numero quantico non legato alle proprietà dell’orbitale, esso può assumere solo valori = +1/2; -1/2.

Metalli, non metalli e semimetalli

Metalli:

• Solidi eccetto Hg.
• Opachi e lucenti.
• Buoni conduttori di elettricità e calore.
• Utili e malleabili.

Non metalli:

• Solidi, liquidi, gassosi.
• Isolanti, elettrici e termici.

Semimetalli:

• Proprietà intermedie.
• Semiconduttori.

2. Proprietà periodiche

Raggio atomico: nello stesso gruppo aumenta all’aumentare del numero atomico; nel periodo diminuisce all’aumentare del numero di e, ciò è dovuto ad una maggiore attrazione tra gli elettroni, da sinistra a destra.

Periodi: n costante; da sx a dx aggiungo un p, aumenta la forza attrattiva.

Gruppi: n aumenta; dall’alto verso il basso aumenta l’energia attrattiva.

Potenziale di ionizzazione: è la capacità dell’atomo di ossidarsi. È l’energia richiesta per allontanare a distanza infinita un elettrone da un atomo isolato e gassoso al suo stato fondamentale.

M(g) + I₁ → M⁺(g) + e^-.

M⁺(g) + I₂ → M²⁺(g) + e^- (pot. di 2ª ionizzazione) e così via…

I₁ < I₂ < I₃.

Il potenziale di ionizzazione aumenta dal basso verso l’alto e da sx verso dx.

Energia di ionizzazione (E_i): E richiesta per allontanare un elettrone da un atomo: minore è l’E, più facilmente l’elettrone viene allontanato.

Affinità elettronica: capacità dell’atomo di ridursi. È l’energia necessaria per la formazione di un anione.

X(g) + e^- → X^-(g) + A_e1.

• Se l’energia ha segno negativo, l’atomo è più stabile.
• In genere assume valori negativi → reazione esotermica (eccetto per gas nobili e metalli alcalino terrosi).
• -A_e2: ha sempre valore positivo, aggiungere un e a un anione, richiede energia.
• Aumenta dal basso verso l’alto e da sx verso dx.

I₁: potenziale di ionizzazione prima.

A_e1: prima affinità elettronica.

• I gas nobili hanno I molto alte e A_e positiva → non cedono e non acquistano elettroni.
• I gas nobili sono inerti → configurazione ns² np⁶ → stabile.
• Tendenza spontanea degli atomi → configurazione gas nobili → raggiungere lo stato a minor energia.

3. Nomenclatura

Elettroni di valenza: da essi dipendono le proprietà chimiche di un atomo.

Ioni: i metalli tendono ad ossidarsi dando cationi M → M⁺ + e^-; i non-metalli tendono a ridursi dando origine a anioni X + e^- → X^-.

Uno ione è un atomo o gruppo di atomi che possiede carica diversa da zero.

Numero di ossidazione: valore numerico indicante la carica formale assegnata ad ogni elemento del composto. Essi predicono le proprietà chimiche, servono per scrivere le formule chimiche correttamente e sono utilizzati nel bilanciamento delle reazioni redox.

La somma dei numeri di ossidazione degli atomi di uno ione deve essere uguale alla carica dello ione. I metalli hanno sempre numero di ossidazione positivo.

OH^- ione idrossido (ossidrile).

MnO₄^- ione permanganato.

C₂O₄^2- ione ossalato.

CH₃COOH acetato.

N₂H₄ idrazina.

H₂O₂ perossido di idrogeno (acqua ossigenata).

4. Legami

I legami sono la forza che vincola gli atomi nei composti in geometrie tridimensionali definite.

Energia di legame: energia richiesta per rompere un legame. Le proprietà chimiche dipendono dagli elettroni di valenza.

Regola dell’ottetto: quando un atomo si lega ad un altro atomo, cede, mette in comune o acquista tanti elettroni quanti sono necessari per raggiungere la configurazione elettronica esterna di un gas nobile (generalmente 8 elettroni).

Questa regola è seguita da tutti gli elementi del secondo periodo; gli elementi dei periodi successivi, possono circondarsi di più di 8 elettroni → espansione della sfera di valenza.

Composti ionici

Cationi:

• Metalli: basso I₁.
• Conf. elettronica perdendo elettroni → cationi.
• Isoelettronici con i gas nobili che li precedono.

Anioni:

• Non metalli: alta A_e1.
• Conf. elettronica acquistando elettroni → anioni.
• Isoelettronici con i gas nobili che li seguono.

⁵ CATIONE: ione positivo.

⁶ ANIONE: ione negativo.

Si definiscono composti ionici quei composti formati da cationi ed anioni. In genere sono composti da metalli + non metalli.

Legame ionico: un atomo con basso I₁ (M) cede e a un atomo con alta A_e (NM). Questo porta alla formazione di anioni e cationi e ad un’interazione non direzionale (di tipo coulombiano).

1. Metalli alcalini → cationi con una sola carica positiva.
2. Metalli alcalino-terrosi → cationi con due cariche positive.
3. Metalli di transizione → cationi a carica variabile.
4. Alogeni → anioni a singola carica negativa.

Interazione coulombiana: cationi ed anioni sono legati da forze di natura elettrostatica (attrazione coulombiana). F = q⁺ · q^-/r².

Ricapitolando…

• Basso I₁ → facile strappare e.
• Bassa A_e → difficile acquistare e.
• Alto I₁ → facile acquistare e.
• Alta A_e → difficile strappare e.

5. Molecole e composti molecolari

Molecola: gruppo elettricamente neutro di atomi legati in una disposizione spaziale definita da legami covalenti. Tipicamente sono composti formati da NM con NM.

Legame covalente:

• Elettroni di valenza di un atomo attratti dal nucleo dell’altro.
• Gli e di valenza dei due atomi si respingono.
• I due nuclei si respingono.
• I due atomi si legano se le forze attrattive prevalgono su quelle repulsive.
• Basato su attrazione/repulsione tra nuclei ed elettroni.
• Gli atomi raggiungono la stabilità condividendo elettroni.
• Ogni atomo vede gli elettroni condivisi come “suoi”.
• Tipico di NM, semimetalli e H.

Esistono due metodi: 1) metodo del legame di valenza; 2) metodo dell’orbitale molecolare.

1) Legame di valenza:

• Si condividono e spaiati.
• Legame → i due e sono condivisi.
• Le coppie di e non implicate sono chiamate coppie solitarie.
• Il legame è costituito da una coppia di e a spin antiparallelo condivisa.

Regole:

1. Determinare il n° tot. di e di valenza.
2. In uno ione aggiungere o sottrarre e.
3. Determinare l’atomo centrale.
4. Scheletro struttura e collegare atomi.
5. Assegnare le coppie solitarie.
6. e rimanenti all’atomo centrale.
7. Se non raggiunge l’ottetto, formare legami multipli.
8. Sfruttare tutte le informazioni!!

H₂O₂ elettroni di valenza = 2x1+2x6 = 14. È un perossido (O₂^2-).

C₃H₆ elettroni di valenza = 3x4+6x1 = 18, è un alchene C=C.

H₂CO₃ elettroni di valenza = 2x1+4+3x6 = 24, è un acido (gruppi OH).

HNO₃ elettroni di valenza = 1+5+3x6 = 24, è un osso acido (gruppo OH).

Carica formale: è la carica ipotetica ottenuta assegnando gli elettroni di legame agli atomi da cui provengono. Permette di determinare la struttura molecolare più probabile, quella con la più bassa carica formale è la più stabile. Gli atomi adiacenti non devono possedere carica formale dello stesso segno. Più l’atomo è non-metallico, più la carica sarà negativa; più l’atomo è metallico, più la carica sarà positiva.

carica = elettroni di valenza - elettroni in doppietta solitari - 1/2 degli elettroni di legame.

HCN elettroni di valenza = 1+4+5 = 10.

H₃PO₄ elettroni di valenza = 3x1+5+4x6 = 32, è un acido triprotico (3 gruppi OH).

H₂SO₄ elettroni di valenza = 2x1+6+4x6 = 32, è un acido diprotico (2 gruppi OH).

Legame dativo: è spesso utilizzato da atomi deficienti di e per completare l’ottetto. In questo caso la coppia di legame deriva da un solo atomo; l’atomo donatore deve possedere almeno una coppia solitaria e quello accettore almeno un orbitale vuoto.

OH^- ione idrossido.

H₃O⁺ ione ossonio.

NO₃^- ione nitrato.

CO₃^2- ione carbonato.

Strutture di risonanza: si ha quando una struttura sola non basta. La vera struttura è un “ibrido” tra le due. Le varie forme di risonanza prendo il nome di formule limite. Esse si riconoscono perché gli atomi sono sempre nella stessa posizione, mentre la disposizione degli elettroni cambia; ad esempio può variare la posizione dei doppi legami.

Le diverse strutture sono sempre vere contemporaneamente per ogni singola molecola.

O₃ CO₃^2-.

Radicali: sono molecole con un numero dispari di elettroni, che presentano cioè un elettrone spaiato. Esse sono molecole estremamente reattive in quanto tendono ad acquistare un e a spese di altre molecole. Si formano per azione di luce, calore ed ossigeno e sono responsabili di diversi fenomeni degradativi (irrancidimento grassi, invecchiamento cellulare e dei materiali…).p>

6. Legame covalente

Criterio della massima sovrapposizione: è il criterio per scegliere gli orbitali che possono accoppiarsi. Essi devono possedere la stessa simmetria rispetto all’asse internucleare e energie poco differenti. Maggiore è la sovrapposizione degli orbitali atomici, più forte è il legame.

Legami σ: legami tra orbitali che possiedono una simmetria cilindrica rispetto all’asse internucleare.

Legami π: legami tra orbitali che non possiedono simmetria cilindrica. La sovrapposizione degli orbitali è minore, dunque sono più deboli dei legami σ.

Gli orbitali che non possiedono le stesse proprietà di simmetria rispetto all’asse internucleare non possono dare origine a nessun legame.

Ibridizzazione degli orbitali: gli orbitali atomici di valenza di una molecola sono differenti da quelli degli atomi separati. Combinando orbitali atomici puri si ottengono orbitali nuovi detti ibridi che descrivono meglio la geometria molecolare.

Il n° degli orbitali ibridi è uguale al numero degli orbitali usati nella combinazione; il tipo dipende dal tipo di orbitali combinati. Gli orbitali ibridi ottenuti avranno stessa energia, stessa forma e diversa orientazione spaziale.

Ibridi sp: dalla combinazione di un orbitale s con uno p si ottengono 2 orbitali sp con geometria diagonale ed angolo di 180°. In una molecola di tipo AX₂ l’atomo centrale utilizza ibridi sp.

Ibridi sp²: dalla combinazione di un orbitale s con due p si ottengono 3 orbitali sp² con geometria trigonale planare ed angoli di 120°. In una molecola di tipo AX₃ o AX₂E l’atomo centrale utilizza ibridi sp².

Ibridi sp³: dalla combinazione di un orbitale s con tre p si ottengono 4 orbitali sp³ con geometria tetraedrica ed angoli di 109.5°. In una molecola di tipo AX₄, AX₃E ecc. l’atomo centrale utilizza ibridi sp³.

Gli orbitali ibridi si dispongono nello spazio per massimizzare la distanza relativa.

Ibridizzazione sp³ e GE