Appunti completi corso di Chimica inorganica e generale per Farmacia

Chimica generale e inorganica

Informazioni sul corso

Corso di Laurea: Farmacia (Galeno)

Anno Accademico: 2020/21

Prof: Antonio Poggi

Introduzione alla chimica

La chimica è una disciplina scientifica che studia proprietà, struttura e trasformazioni della materia. La materia è tutto ciò che ci circonda (compresi noi stessi). Una prima distinzione che si può fare è se la parte di materia considerata è formata da particelle tutte uguali tra loro (materia omogenea), altrimenti è eterogenea. Il passaggio tra omogeneo ed eterogeneo avviene tramite processi che non alterano le caratteristiche dei componenti (processi fisici, come la filtrazione: nell’acqua del Ticino oltre all’H₂O ci sono anche sabbia e ciottoli).

Miscele e sostanze

La parte omogenea della materia si divide in miscela o in sostanza. Il passaggio dalla miscela alle sostanze che la compongono avviene con processo fisico (sempre l’H₂O cioè la sua fase liquida vediamo che in realtà non presenta una sostanza, ma sono presenti anche sali minerali e possono essere ricavati tramite una distillazione). I processi che abbiamo visto finora sono esclusivamente fisici: non c’è alcun cambiamento nella composizione della materia che esaminiamo.

Sostanze e atomi

Le sostanze possono essere formate da atomi di tipo diverso chiamati composti/molecole (raggruppati tra loro in qualche modo, possono essere molecole o composti ionici, ma sono sempre formati da più tipi di atomi) o da un solo tipo di atomi (elementi). Il passaggio da un composto ai singoli elementi che lo formano o da un gruppo di atomi/elementi diversi è opera di un processo chimico (che può avvenire a livello macroscopico o microscopico: gli elementi del primo periodo sono oggetti di dimensioni piccoli, ma di dimensioni rilevanti rispetto agli altri).

Struttura dell'atomo

L’atomo è composto da nucleo con particelle di carica positiva, intorno c’è il guscio esterno in cui è presente una carica negativa uguale in valore, ma opposta in segno rispetto a quella presente nel nucleo. L’atomo isolato è elettricamente neutro. A seguito delle reazioni si può perdere la neutralità. Nel nucleo la carica positiva è portata dai protoni neutralizzata dal guscio esterno dove sono presenti gli elettroni (che hanno carica elettrica uguale in modulo ma di segno opposto). Nel nucleo ci sono anche altre particelle con massa circa uguale a quella del protone, ma prive di carica. Sono i neutroni. Le masse di protone e neutrone sono molto simili, mentre quella dell’elettrone è molto più piccola. Quindi la massa degli atomi è rappresentata solo da protoni e neutroni ed è concentrata nel nucleo. Gli elettroni contribuiscono in maniera molto piccola.

Numero atomico e reattività

La reattività chimica di un elemento dipende dal numero atomico, che è il numero di protoni presente nel suo nucleo e ovviamente è anche quello degli elettroni nel guscio esterno. Quindi la massa degli atomi dipende dal nucleo così come le proprietà chimiche dipendono dal nucleo in particolare il numero di protoni presenti e quindi gli elettroni del guscio. Ogni elemento è indicato con un simbolo che è formato dall’iniziale scritta in maiuscolo dal nome latino dell’elemento, ma anche da una seconda lettera minuscola (non sempre). Per esempio, Ossigeno (O) = Oxygenium; Sodio (Na) = Natrium. Sono associati (a sinistra) il numero atomico Z (in basso) e il numero di massa indicato con A (si trova in alto e indica il numero di protoni più neutroni presenti nel nucleo dell’atomo).

Isotopi e tavola periodica

Esempio: H = 1 protone nel nucleo, 1 solo protone nel nucleo; Li = 3 protoni, 3 protoni e nucleo e 4 neutroni; C = 6 protoni, 6 protoni e 6 neutroni nel nucleo. A destra si scrivono in alto la carica di quell’atomo/ione monoatomico (carica + o -), in basso il numero di atomi di quel tipo presenti in un composto. Ricapitolando a sinistra del simbolo ciò che riguarda il nucleo, a destra ciò che riguarda quell’atomo nel contesto di un composto.

Il nucleo si può indicare anche come un nuclide, ossia una specie atomica a cui corrisponde una coppia di valori Z e A. Nel caso dell’H si possono avere più nuclidi. Tutti hanno lo stesso numero atomico 1 (che non viene scritto perché simbolo dell’elemento e numero atomico indicano la stessa cosa), quello che cambia (e può cambiare) è il numero di massa. Nel caso dell’H possiamo avere tre tipi di nucleo: un nuclide con solo un protone “idrogeno-uno”; nell’“idrogeno-due” sono presenti un protone e un neutrone (Deuterio); “idrogeno-tre” (Trizio), nuclide con un protone e due neutroni. La reattività chimica è esattamente identica tra H₁ e H₂. Tutti questi nuclidi hanno numero atomico Z uguale e differiscono per il numero di massa A: sono detti isotopi. Nella tavola periodica gli elementi sono ordinati in base al loro numero atomico. H nella casella numero uno, non importa quanti sono i neutroni presenti nei nuclei: tutti e tre questi nuclidi si trovano nella stessa casella. Sono detti isotopi, che significa “che occupano lo stesso posto”.

Proprietà degli isotopi

Qualsiasi elemento può avere isotopi. La reattività chimica non dipende dal numero di massa, ma dal numero atomico e lo stesso vale per i composti in cui sono presenti i vari isotopi. Le proprietà dell’H₂O in cui sono presenti due atomi di H, questi possono avere tutti e due numero di massa 1, 1 e 2, entrambi con numero di massa 2 o entrambi con numero di massa 3. Però chimicamente tutti questi composti sono sempre molecole di acqua cioè qualcosa che congela a 0°C e bolle a 100°C con le sue proprietà e caratteristiche. Non cambia nulla della reattività, cambia soltanto la massa. Solo in alcuni particolarissimi casi si possono incontrare minime differenze di proprietà, ma per la reattività chimica la presenza di isotopi non cambia nulla. Tutti gli elementi sono presenti in natura come miscele di isotopi. Nel caso dell’H: H₁ 99,985%, H₂ 0.014% e H₃ 0.001%. Pertanto si può affermare che tutto l’H presente in natura è H₁. Nel caso del carbonio l’isotopo prevalente è quello 12 (98,90%), circa l’1,01% di carbonio 13 e una quantità molto piccola di carbonio 14 (0,01%). Gli elementi più pesanti, quindi più in basso nella tavola periodica con numero atomico più alto, come il Ca presentano più isotopi. Il più diffuso è sicuramente il Ca₄₀ 96,941%, ma il Ca₄₄ è presente in quantità non trascurabili (2,086%). Stesso discorso per tutti gli altri 89 elementi naturali presenti nella tavola periodica.

Numero di massa e neutroni

Il numero di massa dipende dal numero atomico e dal numero di neutroni. I neutroni sono nel nucleo per stabilizzarlo, riducendo le repulsioni tra i protoni. Dalle leggi dell’elettrostatica, cariche elettriche di uguale segno si respingono. Quindi i protoni nel nucleo tendono a respingersi se tra questi mettiamo particelle prive di carica aumentiamo la distanza, riduciamo le interazioni (diminuiscono le repulsioni) e stabilizzano il nucleo. Negli elementi con numero atomico più basso il rapporto tra protoni e neutroni è circa 1:1 (come nel caso del C; Ca₄₀, …), ma già il C₁₃ è a circa l’1%, il Ca₄₄ il 2%. Pertanto, il rapporto tra numero di neutroni e numero di protoni tende ad aumentare con il numero atomico. Nel grafico, la linea rossa indica il rapporto 1:1, mentre i punti del grafico mostrano invece qual è il numero di neutroni (cioè la differenza tra numero di massa e numero atomico) dell’isotopo più rappresentativo dei vari elementi.

Massa, reattività e sistemi atomici

La massa dipende dal nucleo. Quando si tratta di quantità di sostanze e di stechiometria il numero di protoni e neutroni ha la sua importanza perché ci permette di determinare la massa degli atomi (da cui anche la quantità di sostanza ecc.). Invece la reattività dipende dal guscio esterno dell’atomo. Partendo dal sistema più semplice: quello in cui nel guscio esterno c’è un solo elettrone (quindi un solo protone nel nucleo) ossia l’idrogeno. Nel nucleo dell’H c’è un protone, nel guscio è presente un solo elettrone, che si muove intorno al nucleo trattenuto dall’interazione elettrostatica tra cariche di segno opposto.

Modello atomico e funzione d'onda

Nel 1913 è stato proposto un primo modello del moto dell’elettrone e si rifà alla meccanica classica. È il modello di Bohr: l’elettrone viene considerato come una particella che si muove lungo orbite sferiche (con il nucleo nel centro della sfera) e si può sempre determinare esattamente sia la posizione nello spazio x che la velocità v dell’elettrone che si muove intorno al nucleo. Intorno al nucleo ci sono diverse orbite e l’energia dell’elettrone dipende dall’orbita in cui si trova. Più è lontano dal nucleo più alta è l’energia dell’elettrone. Se si fornisce energia l’elettrone può spostarsi da un’orbita più interna a una più esterna e viceversa se si sposta da una più esterna a una più interna libera energia (in eccesso) sotto forma di radiazione elettromagnetica. L’energia acquistata o ceduta corrisponde alla differenza tra le energie delle orbite esterna e interna tra cui si sposta l’elettrone.

Principio di indeterminazione e modello di Schrodinger

Nel momento in cui si cerca di applicare questo modello ad un atomo con numero atomico maggiore di 1 questa teoria non è più valida. Il modello di Bohr spiega alcune proprietà dell’atomo di H con le differenze di energia tra le varie orbite, ma non può essere esteso a sistemi contenenti più di un elettrone. Ci vuole pertanto un modello più raffinato che tiene conto del principio di indeterminazione. Questo è stato enunciato negli anni ’20 e nello stesso periodo è stato anche proposto un modello secondo cui un elettrone oltre ad essere una particella si comporta anche come un’onda elettromagnetica. Secondo il principio di indeterminazione di Heisenberg (1925): non si possono determinare contemporaneamente e con la stessa precisione sia la posizione x che la velocità v di una particella delle dimensioni di un elettrone (o meglio non si conosce la quantità di moto che è comunque dipendente dalla velocità). Questo principio è valido anche per oggetti di dimensioni maggiori. Quindi le leggi della meccanica classica applicata nel modello di Bohr non sono adeguate a descrivere il moto di un elettrone intorno al nucleo. Negli stessi anni è stato dimostrato che una particella delle dimensioni di un elettrone può comportarsi come un’onda elettromagnetica e alla fine dell’800 erano state scritte delle equazioni che descrivevano il comportamento delle onde elettromagnetiche, pertanto è possibile scrivere un’equazione analoga per descrivere il comportamento degli elettroni intorno al nucleo. Questa equazione è stata proposta da Schrodinger nel 1926. È detta “funzione d’onda” ed è indicata con la lettera greca PSI (Ψ). È estremamente complessa e si può risolvere solo per l’atomo di H, per gli altri atomi (con numero atomico >1) si possono ottenere solo soluzioni approssimate.

Orbitali e numeri quantici

Secondo il principio di indeterminazione non si può conoscere esattamente la posizione dell’elettrone; si può tuttavia determinare la probabilità (anche elevata) che un elettrone si trovi in una certa regione di spazio. Tale probabilità corrisponde al quadrato della funzione d’onda, Ψ². Per ogni funzione d’onda è associata una certa energia dell’elettrone. La funzione d’onda è detta orbitale, o anche funzione orbitale. Ogni orbitale è descritto da una terna di numeri interi, tra loro correlati, n l m che sono detti numeri quantici e devono essere inseriti nella funzione d’onda così da ottenere funzioni d’onda diverse (che descrivono elettroni diversi).

• n: numero quantico principale. Assume valori interi (1, 2, 3, …), definisce lo strato o livello;
• l: numero quantico secondario. Ha valori interi da 0, 1, …, n-1 e definisce il sottolivello;
• m: numero quantico magnetico. Valori da -l, …, 0, …, +l, definisce l’orbitale.

Questi parametri inseriti nell’equazione di Schrodinger e questi valori definiscono livello, sottolivello e orbitale. Per l si possono usare sia i valori numerici, sia una notazione letterale (lettere minuscole) che corrispondono ai valori numerici. l = 0 → s, l = 1 → p, l = 2 → d, l = 3 → f. Nell’atomo di H l’energia degli orbitali è in funzione del numero quantico principale (n), secondo la relazione E_n = -k/n² (k è una costante; n il numero quantico principale). Questo vuol dire che l’energia dei livelli non varia in modo continuo, ma per valori discreti (quanti), determinati dai valori di n. Ogni livello porta con sé un certo numero di valori di l: in un dato livello vi sono tanti sottolivelli quanti sono i valori di l permessi per quel livello (l = 0, 1, …, n-1). In pratica, il numero di sottolivelli di un dato livello è dato dai valori n: per n = 2 sono permessi due valori di l (l = 0 e l = 1) e sono quindi presenti due sottolivelli. Su una scala l’energia diventa sempre più alta salendo, ma i livelli diventano anche sempre più vicini. In ogni sottolivello abbiamo un certo numero di orbitali che dipende dal valore di m, cioè dal terzo numero quantico.

Descrizione degli orbitali

Gli elettroni vengono descritti con un formalismo che è quello di un’onda elettromagnetica: si può scrivere infatti un’equazione in cui ci sono tre parametri n (che descrive il livello), l (descrive il sottolivello), m (descrivere gli orbitali). I numeri quantici sono correlati tra loro. In particolare per ogni livello, per ogni valore di n si ha un certo numero di sottolivelli determinato dal valore di l. In un dato livello vi sono tanti sottolivelli quanto sono i valori di l permessi per quel livello: l = 0, 1, …, n-1. Per n = 2 abbiamo solo due valori di l (0, 1) e i valori che m può assumere sono -l, …, 0, …, +l. In pratica, il numero di sottolivelli di un dato livello è dato dal valore di n (due valori di l → due sottolivelli).

In ogni sottolivello di l ha un certo numero di orbitali; questo numero corrisponde a quello dei valori di m possibili per quel sottolivello. Dato che il numero di orbitali presenti in un sottolivello è uguale a 2l + 1. Esempio: in l = 2, m = -1, 0, 1, un sottolivello d, a cui corrisponde l = 2, vi sono 5 orbitali, indicati come orbitali d; in un sottolivello p (l = 1) si hanno 3 orbitali p. In breve:

• Per ogni livello n si hanno n sottolivelli, cioè tanti quanti sono i possibili valori di l per quel livello;
• Per ogni sottolivello (l) si hanno 2l + 1 orbitali, cioè tanti quanti sono i possibili valori di m per quel sottolivello.

Non si può sapere esattamente la posizione e la velocità contemporaneamente, ma è possibile calcolare la probabilità di trovare l’elettrone in una certa regione dello spazio. Non sappiamo esattamente il punto, ma l’elettrone c’è. Gli elettroni si trovano in una certa regione di spazio racchiusa da una superficie che ci dà la rappresentazione grafica dell’orbitale chiamata rappresentazione grafica. Il quadrato della funzione d’onda (Ψ²) dà la probabilità di trovare l’elettrone in una certa probabilità dello spazio; tale probabilità può anche raggiungere il 90%, non il 100% per il principio di indeterminazione.

Forma degli orbitali

L’orbitale s presenta una forma sferica con il nucleo al centro della sfera. Orbitale s perché in un livello è possibile unicamente un solo orbitale. Sottolivello p contiene tre orbitali (px, py, pz) che presentano due lobi con un nodo (punto in cui la funzione si annulla) in corrispondenza del nucleo. I lobi sono orientati lungo gli assi del sistema di riferimento e vengono indicati con px, py e pz. Per quanto riguarda gli orbitali d, questi sono formati da quattro lobi che si estendono lungo gli assi del sistema di riferimento (due lobi sono visibili mentre gli altri sono fusi tra loro formando una sorta di “ciambella” verso il centro dell’orbitale).

Numero quantico di spin

L’elettrone si muove in questa regione di spazio individuate dagli orbitali, ha anche un altro moto su sé stesso e genera un campo magnetico. La rotazione può avvenire in senso orario o in senso antiorario e determina il verso del campo magnetico, che viene indicato dal numero quantico spin (S) che può avere valore +1/2 (orario) o -1/2 (antiorario). Per ogni elettrone abbiamo quattro numeri quantici: i tre che indicano livello, sottolivello e orbitale più il numero quantico di spin (S maiuscola).

Energia degli orbitali

Nel caso dell’atomo di H l’energia degli orbitali dipende unicamente dai livelli. Per quanto riguarda gli atomi polielettronici, l’energia degli orbitali dipende sia dal livello (n) sia dal sottolivello (l). I vari sottolivelli di un certo livello presentano energie diverse tra loro, mentre gli orbitali di un dato sottolivello hanno tutti la stessa energia (l’energia dei tre sottolivelli p è lo stesso per tutti e tre, discorso analogo con i sottolivelli d e f). Nell’ambito di ciascun livello l’energia dei sottolivelli cresce nell’ordine s < p < d < f.

Mettendo in ordine i vari livelli e sottolivelli otteniamo...