Chimica inorganica - dall'atomo all'elettrochimica

ATOMO

L'atomo è fondamentale in chimica e ha una grandezza piccolissima. Per questo per misurare i raggi atomici e i legami si utilizza l'Ångström (Å) che equivale a 10^-10 mm.

STORIA DELL'ATOMO I

1) Teoria di Dalton (1808)

• La materia è fatta da atomi indivisibili.
• Gli atomi di un elemento sono sfere identiche con massa uguale.
• Gli atomi di un elemento non possono diventare atomi di un altro elemento.
• In una reazione, gli atomi dei diversi elementi si combinano in rapporti dati da numeri interi.
• Gli atomi non si creano né si distruggono.

2) Teoria di Thomson (1898)

• Scopre l'elettrone.
• Propone il modello a panettone (plum pudding).
• Una nuvola carica positivamente contiene gli elettroni (carica negativa).

3) Teoria di Rutherford (1913)

• Rutherford fece un esperimento in cui delle particelle α (nuclei di He) vennero sparate contro una lamina di oro monatomica.
• Secondo il modello di Thomson le particelle sarebbero tutte passate senza troppi problemi.
• Rutherford osservò che 1/8000 rimbalzavano e ipotizzò la presenza di una zona più densa detta nucleo.
• Venne ideato il modello planetario, ma il problema è il punto dell'attrazione e del collasso delle cariche (elettroni e nucleo).

STRUTTURA e SIMBOLI

All'interno del nucleo vennero scoperte due particelle: protoni e neutroni.

I protoni (p⁺) hanno carica relativa 1e e una massa di 1,673·10^-24g

I neutroni (n) hanno carica relativa nulla e una massa di 1,675·10^-24g

Indicando un atomo con la scrittura ^A_ZX è possibile determinare il suo numero di p⁺ e n ed è:

• Numero di massa ^A_Z = somma di p⁺ e n
• Numero atomico Z = numero di p⁺ (e conseguentemente di e^-) che determina l'elemento
• Isotopi = due nuclei dello stesso elemento (stesso numero di p⁺) ma con diverso numero di n

MASSA ATOMICA

La massa degli atomi è molto piccola visto che è data dalla somma delle masse di p⁺, e^- e n, per questo è stata introdotta l'unità di massa atomica (uma o u) che corrisponde a 1/12 della massa del ¹²C (1,661·10^-24g).

Se si sommano le masse di p⁺ e n però non si ottiene la massa dell'atomo:

¹²C ≈ 12 uma                MA                    6p⁺+6e^-+6n=12,096 uma

Lo scarto di 0,096 uma è detto difetto di massa.

Il difetto di massa è pari all'energia liberata da p⁺ e n per tenere insieme il nucleo (secondo E=mc²) ed è quella che viene sfruttata per produrre energia nucleare.

Numero quantico di spin

S → numero quantico di spin

può assumere come valori: ⁺¹⁄₂ ^-1⁄₂

Il numero quantico di spin è utile durante la scrittura della configurazione elettronica di un elemento secondo il Principio di Aufbau

Configurazione elettronica - Principio di Aufbau

La configurazione elettronica permette di rappresentare in forma scritta orbitali ed elettroni

¹⁴N - 1s²2s²2p³

Il principio di Aufbau aiuta in questo secondo tre regole

1. Principio di minima energia:

   L'elettrone occupa l'orbitale con meno energia disponibile

   Per trovare gli orbitali a minore energia si usa la Regola di Madelung

2. Principio di esclusione di Pauli:

   Nessun elettrone può avere i quattro numeri quantici uguali quindi

   ogni orbitale può contenere due elettroni con spin anti parallelo

3. Regola di Hund:

   Gli elettroni occupano gli orbitali prima di riempirli

STRUTTURE di LEWIS

Le strutture di Lewis sono rappresentazioni grafiche delle configurazioni esterne degli atomi.

In un legame gli atomi tendono a cercare l'ottetto, ovvero ad essere circondati da 8e^- (eccetto H, He e gli elementi dal terzo periodo che lo espandono).

In:1s² 2s² 2p³

N •–• N1s² 2s² 2p⁴

O • • O

IBRIDAZIONE

In molecole complesse gli orbitali tendono ad ibridarsi per formare orbitali di energia media.

1. Ibridazione sp³
• Be in BeH₂ → Be • s²
• p
• s
2. LINEARE
• H – Be – H
• 180^o 180^o
3. Ibridazione sp²
• C in CH₂O → C s²p¹
• p
• s
4. TRIANGOLARE PLANARE
• O=C thatches, O
• 120^o

Numero di Ossidazione

Per assegnare le cariche ad ogni atomo si separano in due i legami, per determinare il numero di ossidazione (n.o.) si tiene conto dell'elettronegatività.

O 6e⁻ - 8e⁻ = -2 (n.o.)

S 6e⁻ - 2e⁻ = +4 (n.o.)

Numeri di ossidazione comuni:

• Tutti gli atomi allo stato elementare hanno n.o = 0
• H ha n.o = +1 tranne negli idruri che ha n.o = -1
• O ha n.o = -2 tranne nei perossidi che ha n.o = -1 e nello ione superossido (O₂) che ha n.o. = -0.5
• I metalli alcalini (primo gruppo) hanno n.o = +1
• I metalli alcalino-terrosi (secondo gruppo) hanno n.o = +2