Appunti di Chimica Inorganica

Chimica generale

La chimica studia la composizione della materia e le sue trasformazioni. La materia è tutto ciò che ha una massa. La materia si divide in:

• Sostanze pure, che si dividono in:
  • Elementi (H, O ecc.)
  • Composti (H₂O, NH₃ ecc.)
• Miscele, che si dividono in:
  • Miscele eterogenee (acqua e olio)
  • Miscele omogenee (o soluzioni, come acqua del rubinetto)

Esempio: l'acqua del rubinetto è una miscela, perché è acqua pura e sali minerali, come calcio, sodio e potassio; l'acqua distillata invece è una sostanza pura.

Elementi e composti

Gli elementi sono costituiti da atomi appartenenti alla stessa specie (NB: non da atomi tutti uguali, perché ci sono anche gli isotopi). La più piccola parte di materia che permette di caratterizzare un elemento è l'atomo; l'atomo è quindi la più piccola parte dell'elemento. I composti sono costituiti da due o più elementi, tenuti insieme da legami.

Struttura atomica

L'atomo è formato dal nucleo e dallo spazio intorno al nucleo; nel nucleo vi sono protoni e neutroni, mentre nello spazio intorno al nucleo ci sono gli elettroni (che possono essere considerati sia particelle sia onde energetiche).

• Protone: ha una massa (dell'ordine di 10^-27 kg) e una carica positiva.
• Neutrone: ha una massa (dell'ordine di 10^-27 kg) e una carica nulla.
• Elettrone: ha una massa così piccola (dell'ordine di 10^-31 kg) che si può considerare privo di massa, e una carica negativa (NB: ciò che conferisce massa alla materia sono quindi protoni e neutroni).

Solo nelle reazioni nucleari avviene qualcosa nel nucleo; nelle reazioni chimiche in generale invece le reazioni avvengono con gli elettroni.

Isotopi e ossidoriduzione

Gli atomi della stessa specie che si differenziano per il diverso numero di massa (ovvero per il diverso numero di neutroni nel nucleo) si chiamano isotopi. Esempio: il deuterio ha un protone e un neutrone nel nucleo, mentre il trizio ha un protone e due neutroni (ed è radioattivo).

Nella formazione dei composti gli atomi possono prendere o perdere degli elettroni.

• H → H⁺ + 1é quando l'atomo perde un elettrone, si dice che si ossida (reazione di ossidazione).
• Cl + 1é → Cl^- quando l'atomo acquisisce un elettrone, si dice che si riduce (reazione di riduzione).

Poiché ogni volta che c'è una reazione di ossidazione c'è anche una reazione di riduzione, parliamo di reazioni di ossidoriduzione.

Massa atomica e mole

L'isotopo-12 del carbonio è particolarmente importante in quanto viene usato come riferimento per indicare la massa in peso degli altri elementi. La massa degli elementi si può esprimere in due modi:

• Massa atomica assoluta: è la massa atomica media di quell'elemento (considerando anche gli isotopi) ed è dell'ordine di grandezza di 10^-27 kg.
• Massa atomica relativa: non è espressa in kg ma in unità di massa atomica U.
  • 1 U = massa atomica di un atomo di carbonio-12 / 12 = 1,66 x 10^-27 kg
  • Massa atomica relativa dell'idrogeno: massa atomica media assoluta di H / 1,66 x 10^-27 kg = 1,008 U

La massa atomica relativa è anche chiamata peso atomico. La mole è quella quantità di materia che corrisponde al peso atomico espresso in grammi. Esempio: ponendo il peso atomico dell'idrogeno uguale a 1, la mole è il numero di atomi contenuti in 1 grammo di idrogeno. Se invece prendessimo il cloro (peso atomico = 35,5), abbiamo una mole di atomi di cloro in 35,5 g di Cl. Nelle reazioni vengono indicate le moli, non i grammi. NB: una mole di idrogeno non ha lo stesso peso di una mole di cloro (esso dipende infatti dalla massa dei singoli atomi), ma contiene lo stesso numero di particelle. 1 mole = 6 x 10²³ particelle.

Orbitale e numeri quantici

L'elettrone ruota intorno all'esterno del nucleo in una zona in cui descrive una traiettoria: l'orbitale. L'orbitale viene definito come la zona di spazio intorno al nucleo in cui si ha la massima probabilità di trovare l'elettrone. Un orbitale è caratterizzato da un'energia, una forma e un orientamento nello spazio, che vengono descritti tramite tre numeri quantici in una funzione d'onda.

• n numero quantico principale dell'orbitale indica l'energia, può assumere valori da 1 all'infinito (in pratica da 1 a 7 secondo gli elementi conosciuti).
• l numero quantico secondario dell'orbital indica la forma, può assumere i valori da 0 a n-1.
• m numero quantico magnetico indica l'orientamento nello spazio dell'orbital, può assumere valori compresi tra -l e +l.
• s numero quantico di spin non riguarda l'orbital, ma l'elettrone, può assumere i valori +1/2 o -1/2.

Esempi:

• n=1 : l=0 ; m=0 → un orbitale s, sferico
• n=2 :
  • l=0 ; m=0 → orbitale s
  • l=1; m=-1,0,+1 → tre orbitali p
• n=3 :
  • l=0 ; m=0 → orbitale s
  • l=1 ; m= -1, 0, +1 → tre orbitali p
  • l=2 ; m= -2, -1, 0, +1, +2 → cinque orbitali d
• n=4 :
  • l=0 ; m=0 → orbitale s
  • l=1; m= -1, 0, +1 → tre orbitali p
  • l=2 ; m= -2, -1, 0, +1, +2 → cinque orbitali d
  • l=3 ; m= -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 → sette orbitali f

Man mano che gli elettroni si posizionano più lontano dal nucleo si vengono a creare degli strati che funzionano da schermo per gli elettroni più esterni; in particolare avviene che mentre fino al terzo livello energetico (n=3) gli strati sono ben distinti tra loro, con il quarto livello energetico succede che gli strati 3 e 4 si sovrappongono, e così l'orbitale 4s ha un livello di energia intermedio tra l'orbital 3p e 3d → gli elettroni vanno a completare prima il livello 4s e poi il 3d.

La tavola periodica

Nella tavola periodica gli elementi sono divisi in 7 periodi orizzontali (ognuno caratterizzato da un numero quantico principale, che come abbiamo visto in natura negli elementi da noi conosciuti assume al massimo il valore n=7) e 18 gruppi (otto gruppi principali dall'I all'VIII). Il numero di ogni gruppo principale corrisponde al numero di elettroni presenti nello strato energetico più esterno; inoltre vengono divisi in ulteriori insiemi secondo il tipo di orbitale che ospita tali elettroni (metalli alcalini e alcalino ferrosi riempiono gli orbitali s, gli elementi di transizione riempiono l'orbital d, i lantanidi e gli attinidi riempiono gli orbitali f, gli altri metalli (o metalli del gruppo p), i non metalli e gli alogeni riempiono invece gli orbitali p).

Ogni orbitale può essere occupato al massimo da due elettroni; poiché gli elettroni non possono essere caratterizzati dagli stessi quattro numeri quantici, i due elettroni che occupano lo stesso orbitale devono necessariamente avere lo spin opposto.

L'ultimo gruppo della tavola periodica è occupato dai gas nobili; questi gas prendono questo nome perché, avendo completato il loro strato più esterno, sono in una condizione di massima stabilità, reagiscono difficilmente (elementi inerti) e sono gli unici elementi a esistere in natura come gas monoatomici (dopo il neon in realtà gli strati si sovrappongono e quindi non completano più davvero il loro strato più esterno).

Gli elementi della tavola che non sono gas nobili tendono per natura a raggiungere una configurazione elettronica il più possibile simile a quella del gas nobile che li precede o li segue (a seconda di quale delle due opzioni sia più vantaggiosa dal punto di vista energetico), tendono cioè a una situazione più stabile di minor energia. Gli elementi del primo e del secondo gruppo, avendo solo uno/due elettroni nel loro strato più esterno, tendono a perdere questi elettroni per avvicinarsi alla configurazione elettronica del gas nobile che li precede; tendono quindi a diventare dei cationi rispettivamente monovalenti e bivalenti. Gli alogeni invece (e anche l'ossigeno), tendono a prendere un elettrone per completare il loro strato più esterno, cercando di assumere la configurazione elettronica del gas nobile che li segue e tendono quindi a diventare anioni monovalenti.

Gli elementi sono disposti nella tavola periodica anche secondo alcune caratteristiche che si ripetono con periodicità.

Elettronegatività, raggio atomico ed energia di ionizzazione

L'elettronegatività è la tendenza di un atomo a catturare elettroni e quindi a diventare un anione; gli elementi più elettronegativi nella tavola sono gli alogeni, l'ossigeno e lo zolfo. L'elettronegatività nella tavola periodica aumenta lungo il periodo da sinistra verso destra e diminuisce lungo il gruppo.

Il raggio atomico è la distanza tra il nucleo dell'atomo e la zona degli orbitali. Esso aumenta lungo il gruppo nella tavola periodica dall'alto verso il basso (aumentano gli strati) e diminuisce lungo il periodo da sinistra verso destra (gli elementi sullo stesso periodo hanno gli elettroni più esterni sullo stesso livello energetico; quello che cambia sono quindi le forze di reciproca attrazione tra nucleo e elettroni, che quindi tendono a ruotare più vicino al nucleo).

L'energia (o potenziale) di ionizzazione è l'energia (kcal/mol) necessaria per strappare un elettrone dallo strato più esterno dell'atomo, ovvero è l'energia necessaria per trasformare l'atomo neutro in un catione. Essa aumenta lungo il periodo da sinistra verso destra (gli elettroni sono sempre più ancorati al nucleo e più il livello esterno è completo più tende a prendere elettroni, non a farsi litogliere) e diminuisce lungo il gruppo dall'alto verso il basso (più si aggiungono strati più gli elettroni esterni sono mascherati da quelli interni (core) e quindi sfuggono dal controllo del nucleo).

Si può parlare di energia di prima ionizzazione, ovvero quella necessaria per far diventare un atomo neutro un catione, e di energia di seconda ionizzazione, ovvero quella necessaria per trasformare il catione monovalente in un catione bivalente. Ovviamente la seconda è più grande della prima, perché è più difficile strappare un elettrone a un catione, a cui manca quindi già un elettrone.

Affinità elettronica

L'affinità elettronica è un'energia (kcal/mol).

-F + 1é → F + energia

Il fluoro, al quale manca un elettrone, è instabile (maggior contenuto energetico), se prende l'elettrone si stabilizza perché ha 8 elettroni nel livello più esterno → meno contenuto energetico, è diventato più stabile → quindi emette energia (energia positiva, è emessa; se l'energia è assorbita invece è chiamata "energia negativa").

NB: gli ioni non sono stabili, l'anione fluoro è reattivo, reagisce facilmente, però il fluoro prendendo un elettrone e diventando anione raggiunge la totalità degli elettroni → quindi come anione è molto reattivo, ma dal punto di vista dell'energia è più stabile perché ha una configurazione elettronica più vicina a quella del gas nobile che gli sta più vicino.

Per affinità elettronica si intende quell'energia che deve essere somministrata ad un anione per strappargli quell'elettrone e farlo tornare un atomo neutro. Se nella formazione di un anione si libera energia, quella stessa energia deve essere somministrata per strappare l'elettrone acquistato.

Gli elementi elettronegativi (alogeni e gruppo dell'ossigeno) sono caratterizzati da una affinità elettronica positiva → tendono a prendere elettroni, quindi liberano energia (positiva); elementi come il litio invece, che tende a perdere elettroni, ha bisogno di energia per prendere un elettrone e diventare un anione (energia negativa) → quindi la sua affinità elettronica è negativa. Di conseguenza l'affinità elettronica aumenta lungo il periodo della tavola periodica, e diminuisce lungo il gruppo (gli elettroni si allontanano sempre di più dal nucleo).

L'energia di ionizzazione, l'affinità elettronica e l'elettronegatività hanno lo stesso andamento nella tavola periodica.

Numero di ossidazione e legami

Il numero di ossidazione è un valore negativo, positivo o nullo che noi diamo ad un elemento nell'ambito del composto in cui si viene a trovare (carica fittizia, non ce l'ha realmente → serve a bilanciare le reazioni di ossidoriduzione e a capire quando è un'ossidazione e quando è una riduzione). Ci sono atomi che possono assumere vari numeri di ossidazione, a seconda della molecola che vanno a formare. Il numero massimo di ossidazione che può essere assunto da un atomo è il numero del proprio gruppo di appartenenza.

I composti sono un insieme di atomi o diversi o uguali tra di loro, tenuti insieme da delle forze: i legami (legami interatomici), che danno luogo alla molecola. I legami che identificano la molecola sono legami forti: due atomi mettono in compartecipazioni i loro elettroni dello stato più esterno → gli atomi si stabilizzano quindi liberano energia, che prende nome di energia di legame. L'unico legame che identifica la molecola è il legame covalente (covalente e covalente dativo).

• H : H H—H
  • Quando due atomi di idrogeno si trovano sufficientemente vicini e gli orbitali atomici di entrambi sono orientati nella stessa direzione, ogni idrogeno mette in compartecipazione l'unico elettrone che possiede, e si forma un orbitale molecolare.
• O : O O=O
  • Tra due atomi di ossigeno si forma invece un legame covalente doppio, mettendo in condivisione ognuno i suoi due elettroni spaiati, sempre non polarizzato, che dà vita a due orbitali molecolari (un sigma e un pigreco).
• N : N
  • L'azoto forma invece un legame covalente triplo, sempre non polarizzato, mettendo in condivisione i tre elettroni spaiati di ciascun atomo di azoto, che dà vita a tre orbitali molecolari (un sigma e due pi greco).

La formazione di questi legami libera dell'energia, perché la molecola che si viene a formare è più stabile. L'energia che si libera è più grande se il legame covalente è doppio, e ancora più grande se il legame covalente è triplo, perché si forma una molecola più stabile. Questa è l'energia che va somministrata per rompere il legame tra gli atomi della molecola (quindi serve più energia per rompere un legame covalente doppio che un legame covalente semplice). Il legame triplo è il più corto del legame doppio.