Appunti di Chimica Inorganica

CHIMICA

• Proprietà fisiche e chimiche -> dipendono dalla struttura delle molecole e dai legami tra gli atomi.
• Reazioni tra le sostanze dipendono da come si rompono i legami.

SOSTANZE NATURALI

• per estrazione dalla natura
  • es. Petrolio -> fonte di materie prime da cui partire per sintetizzare altre sostanze
  • es. Cloruro di Sodio
• Sintetiche -> sintetizzate
  • es. Mentolo Naturale -> preparato dall’olio estratto dalle foglie di menta - abbassamento della temperatura -> cristallizza -> mentolo

La sua produzione naturale non è sufficiente

• Viene preparato per sintesi chimica con processi sintetici (costa meno)

MENTOLO NATURALE

ES. Vanillina -> contenuta nei baccelli di orchidea che cresce solo in alcuni climi particolari

Si trova legata a una molecola di glucosio

La struttura di questo legame è troppo costosa

• 2 tipi di sintesi:
  1. Metodi chimici (non classificabile come naturale)
  2. Metodi enzimatici (classificata come naturale)

SOSTANZE NON NATURALI

Sostanze che in natura non esistono, ma ci interessano per le loro proprietà.

• es. Paclitaxel -> estrazione corteccia del tasso che però ha una crescita molto lenta e una volta scartato muore. Se ne otteneva poca e la sintesi era molto difficile.
• Sostituire estrazione di una componente della molecola portando dalle foglie viene poi aggiunto sinteticamente quello che manca.

ES:

• Teflon (non esiste in natura)
• Paracetamolo (tachipirina)
• Acido acetilsalicilico (aspirina)

NUMERO ATOMICO (Z) e NUMERO DI MASSA

²³Na₁₁ → 23 o n di massa → somma di protoni e neutroni 11 → n° atomico → n° di protoni Sono così tutti gli atomi di sodio.

¹⁶O 8 protoni 8 neutroni

¹⁷O → 0,037 % ¹⁸O → 0,204 %

La massa dell'atomo è tutta concentrata nel nucleo. 10^-27 kg → usiamo l'unità di massa atomica (DALTON)

DALTON = ¹/₁₂ della massa atomica dell'isotopo 12 del carbonio ¹²C

Massa atomica relativa → rapporto tra massa atomica che stiamo usando e ¹/₁₂ della massa atomica dell'isotopo ¹² del carbonio (numericamente sono la stessa cosa)

COMPOSTI

• Sostanze pure in cui sono presenti atomi di elementi diversi in un rapporto ben definito

COMPOSTI MOLECOLARI

• Composti da molecole legate da legami covalenti

ES H₂O NH₃ (AMMONIACA) C₆H₁₂O₆ (GLUCOSIO)

La formula molecolare ci dice il tipo di atomi e il numero di molecole, ma non ci dice che tipo di legami ci sono.

n=4

l=0   m_e=0

l=1   m_e=-1,0,+1 → 3 orbitali 4p

l=2   m_e=-2,-1,0,+1,+2 → 5 orbitali 4d

l=3   m_e=-3,-2,-1,0,+1,+2,+3 → 7 orbitali 4f

Gli orbitali atomici → energia aumenta all'aumentare di n e a parità di n aumenta all'aumentare di l.

• 3p
• 3s
• 2p
• 2s
• 1s

Introdotto un altro numero quantico (di SPIN) per giustificare certi comportamenti nei campi magnetici → rotazione dell'elettrone intorno al proprio asse in senso orario o antiorario.

m_s ¹/₂ oppure -¹/₂

1. Dal punto di vista pratico:
2. orbitale 2s → raggio > orbitale 1s → volume maggiore → elettrone più lontano dal nucleo → risente meno dell'attrazione del nucleo energia in modulo diminuisce → è più facile strappare l'elettrone.

Stessa cosa vale a parità di n all'aumentare di l.

• l → individua la forma dell'orbitale atomico
• m_e → orientazione dell'orbitale rispetto al sistema cartesiano

- METALLI ALCALINI (1° GRUPPO)

Possono trovarsi o in stato metallico (reticolo metallico) o come ioni ⁺.

Li [He] 2s¹

Li⁺ - stessa configurazione elettronica dell'elio (anche ha perso un elettrone).

Tutti i metalli alcalini allo stato di ioni ⁺ hanno la stessa configurazione elettronica del gas nobile che li precede.

- METALLI ALCALINO TERROSI (2° GRUPPO)

Si trovano o in stato metallico o come ioni 2⁺.

Mg [Ne] 3s²

Mg²⁺ stessa configurazione elettronica del Ne.

- METALLI DI TRANSIZIONE

Sono o allo stato metallico o cationi (anche di diversa carica).

- NON METALLI - possono trovarsi come:

- ALOGENI - elementi molecolari (molecole biatomiche)

• F - F₂ Cl₂ (gas)
• Br - Br₂ (liquido)
• I - I₂ (solido)

- ANIONI (ALOGENURI)

Hanno stessa configurazione elettronica del gas nobile che li precede.

F^- [He] 2s² 2p⁵

F^- [He] 2s² 2p⁶

configurazione elettronica del Ne

La reattività degli elementi è dettata tenendo conto che gli elementi cercano di raggiungere la configurazione elettronica del gas che li segue o precede nella tavola periodica.

Possiamo classificare 2 gruppi di elettroni:

• Interni -> quelli che non vengono usati per fare legami
• Di valenza -> usati per formare legami

Legame metallico

I metalli possono cedere elettroni a altri cationi attraverso formazioni di legami metallici (al loro stato fondamentale).

Quando messo a legame ad altri elementi o da solo cationi -> formano uno reticolo di ioni positivi.

• Elettroni di valenza ceduti non sono più solo attratti da un nucleo ma da tutti quelli presenti.
• Ogni atomo ha ceduto il proprio elettrone -> gli elettroni sono delocalizzati lungo tutto il reticolo -> hanno una certa mobilità -> conduzione elettrica, conduzione calore.
• Proprietà meccaniche -> duttilità, malleabilità, il reticolo si adatta bene alle deformazioni dall'esterno.

Mobilità degli elettroni è dovuta al fatto che a basso livelli energetici pieni e vuoti. Gli elettroni dei metalli possono passare a livelli energetici superiori facilmente

• (Banda di valenza banda di conduzione)

Legame covalente

Accanto ai composti ionici esistono sostanze costituite da molecole -> molecole = gruppi di atomi tenuti insieme da legami covalenti (legame tipico dei non metalli).

• Non metalli -> tendono a rappresentare la configurazione elettronica dal posa che li segue nella tavola periodica in due modi:
• Acquistando elettroni (composto ionico)
• Ricreando legami covalenti.

Ci sono elementi di confine tra metalli e non metalli -> il loro comportamento cambia a seconda delle sostanze con cui uniscono o che formano.

Cianuro di Idrogeno

HCN - in soluzione acquosa - acido cianidrico

H - C ≡N: mentre nei composti della chimica inorganica nonostante la presenza del carbonio.

Alcuni elementi non seguono la regola dell'ottetto (non raggiungono la configurazione elettronica del gas):

• H₂S
  • zolfo di idrogeno
  • (+ H₂O - acido solfidrico)
• S 3s² 3p⁴
• H - S - H
• H₂SO₃ acido solforoso
  • (+ H₂O e libero 2H⁺)
• H - O - S - O - H
• :O:
• elettroni che circondano S sono 10 - supera la sua configurazione elettronica
• H₂SO₄ acido solforico
• :O:
• :O:
• S - usati tutti i possibili: elettroni di valenza (12 e^-)
• Aveva 6 elettroni di valenza e ne mette in condivisione tutti e ne ha ricevuti altri 6.
• PCl₃
• :Cl -
• P - :Cl
• ... :Cl
• PCl₅... :Cl -
• P - :Cl
• ... :Cl
• ... :Cl
• P - ha messo a disposizione tutti gli elettroni di valenza a disposizione (10 e^-)

Tricloruro di Fosforo

Pentacloruro di Fosforo