Appunti di Chimica Inorganica

Chimica inorganica

Molti studiosi in passato si sono soffermati sullo studio della materia, molto complessa ma formata da unità di base più semplici: la materia è fatta di atomi, strutture indivisibili. All'inizio dell'800 fu Dalton a cercare di definire l'unità di base della materia, cioè gli atomi, particelle indivisibili.

Teoria di Dalton

• Atomi di uno stesso elemento sono uguali
• Atomi di elementi diversi hanno masse diverse
• Un composto è la combinazione di atomi di uno o più elementi
• In una reazione chimica gli atomi non vengono né creati né distrutti

Queste ipotesi sono ancora valide tutt'oggi e rappresentano una base solida della chimica.

Struttura dell'atomo

L'atomo è costituito da:

• Protoni
• Neutroni
• Elettroni

Il nucleo, costituito da protoni e neutroni, è la parte centrale; mentre all'esterno si trovano gli elettroni che hanno carica diversa. Protoni e neutroni hanno più o meno la stessa massa (1,6 x 10^-24), mentre gli elettroni sono 2000 volte più piccoli. Gli elettroni hanno carica negativa e i protoni carica positiva.

Gli atomi differiscono l'uno dall'altro per il numero di protoni ed elettroni. Allo stato fondamentale ogni atomo deve avere lo stesso numero di protoni ed elettroni così che non abbia una carica. Nel caso ce l'avesse si parlerebbe di ioni (positivi o negativi). All'interno di una stessa specie chimica sebbene gli atomi abbiano lo stesso numero di protoni ed elettroni potrebbero differire per il numero di neutroni, questo perché in natura possono esistere vari tipi di isotopi. Gli isotopi appartengono allo stesso elemento in quanto hanno stesso numero di protoni ed elettroni ma differiscono per il numero di massa. Si indica con A e rappresenta la somma tra protoni e neutroni.

Il numero di massa coincide con la grandezza e il peso del nucleo. Con Z si indica il numero atomico, cioè il numero di protoni nel nucleo. Gli isotopi più semplici sono quelli dell'idrogeno, che è l'elemento più semplice. Cambiando il numero di massa cambieranno anche gli isotopi.

Isotopi dell'idrogeno

• ¹H → idrogeno → 1 protone
• ²H → deuterio → 1 protone e 1 neutrone
• ³H → tritio → 1 protone e 2 neutroni

L'ipotesi di Dalton era che il nucleo fosse al centro e gli elettroni intorno ad esso, ma Dalton sicuramente non capiva come questi potessero muoversi intorno al nucleo. Vennero proposti vari modelli, uno dei primi era quello di Rutherford:

1. Atomi costituiti da particelle subatomiche (elettroni, protoni e neutroni)
2. Protoni e neutroni formano il nucleo, molto piccolo e denso
3. Elettroni attorno al nucleo che si muovevano compiendo delle orbite intorno al nucleo come i pianeti

Ma non si capiva come gli elettroni restassero, pur compiendo queste orbite, sempre al loro posto, visto che la fisica classica aveva già capito che corpi con cariche opposte si attraevano (in questo caso protoni nel nucleo ed elettroni in orbita). Quindi nella fisica classica questa teoria non era sostenuta perché prima o poi gli elettroni sarebbero caduti sui protoni quindi al livello del nucleo. Fu introdotto il modello di Bohr.

Modello di Bohr

Secondo Bohr gli elettroni si muovono sempre compiendo orbite ma queste sono fisse cioè gli elettroni non hanno la possibilità di muoversi casualmente, devono compiere queste orbite precise e ognuna di queste corrisponde ad un livello energetico dell'elettrone. Gli elettroni, perciò, a seconda della loro energia si possono muovere più o meno vicino al nucleo.

Meno energia → più vicini.

Questa teoria prende il nome di teoria quantistica perché l'energia che possedeva un elettrone era quantizzabile. Questa teoria non riusciva a spiegare ancora alcune caratteristiche.

Uno dei primi esperimenti che venne fatto fu quello di andare ad investire con un fascio di elettroni una lamina metallica. Ci si aspettava che una parte di questo fascio venisse respinta dalla lamina e che l'altra parte la superasse procedendo sempre in un'unica direzione. Invece si osservò che il fascio era capace di attraversare questa superficie ma vi era un fenomeno particolare come di diffrazione e non un'unica direzione. E questo perché bisogna tenere conto che un fascio di elettroni può essere difratto come se fosse un'onda elettromagnetica.

Teoria quantico-meccanica

Queste particelle hanno perciò doppia natura. di De Broglie. Il modello meccanico-quantistico è quello che riusciva a spiegare come gli elettroni si posizionassero intorno al nucleo. Dal concetto di orbita si passò poi a quello di orbitale (cioè la regione di uno spazio dove si può avere la massima probabilità di trovare un elettrone). Per definire quali fossero questi orbitali vennero fatti dei modelli matematici complessi che contenevano dei coefficienti particolari e molto importanti per capire la disposizione di questi orbitali e quindi la localizzazione di questi elettroni. Questi coefficienti sono i numeri quantici e sono 4:

• n = numero quantico principale → definisce l'energia dell'elettrone e la dimensione dell'orbitale e ci indica il cosiddetto guscio energetico (cioè il livello energetico). Man mano che crescono i livelli si va verso un guscio più esterno
• L = numero quantico secondario → definisce la forma dell'orbitale
• m = numero quantico magnetico → definisce l'orientamento dell'orbitale nel momento in cui introduciamo un campo magnetico
• s = numero quantico di spin → definisce la rotazione dell'elettrone intorno al proprio asse

Il coefficiente n rappresenta tutti i numeri interi (1, 2, 3, 4, 5 e così via); il coefficiente L varia da 0 a n-1; m assume tutti i valori da ±L; s invece ha solo due possibilità +½ e -½. Quando L è uguale a 0 l'orbitale ha forma sferica (s). Quando L è uguale a 1 l'orbitale ha forma bilobata (p), si hanno tre orbitali isoenergetici o degeneri. Quando n è uguale a 3 si hanno 5 possibilità e si ha l'orbitale di tipo d. Gli orbitali f sono 7.

Quando due elettroni hanno nella rappresentazione una rotazione diversa avranno una rappresentazione con una doppia freccia: se sono nella stessa direzione lo spin sarà parallelo altrimenti antiparallelo. Gli orbitali più vicini al nucleo hanno meno energia, e la differenza con uno più lontano è evidente. Ma più cresce la grandezza del guscio più è minima la differenza tra gli orbitali di un guscio con un altro fino a quando non si sovrappongono.

Regole di Aufbau

• Gli elettroni tendono ad occupare i livelli energetici più bassi quindi l'orbitale a più bassa energia disponibile
• Un orbitale può essere vuoto oppure abitato da 1 o al massimo da 2 elettroni che hanno spin antiparallelo perché altrimenti se fossero paralleli si genererebbe un campo magnetico.
• Se siamo davanti a orbitali isoenergetici il riempimento di questi avviene secondo la regola di Hund: se più orbitali isoenergetici contengono più di un elettrone, gli elettroni si dispongono con spin parallelo. Gli elettroni andranno ad occupare prima tutti gli orbitali e poi vi sarà il riempimento completo.

Il riempimento degli orbitali avviene mediante la regola della diagonale:

Secondo la regola si avrà: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s … ecc

Esempio

Idrogeno: ha 1 protone e un elettrone. L'elettrone si stacca e c'è soltanto un orbitale di tipo s e l'elettrone si dispone all'interno di questo. Sarà spaiato. L'elemento successivo è l'elio che ha 2 protoni e due elettroni che si dispongono in maniera antiparallela pertanto l'orbitale di tipo s sarà riempito. Procedendo secondo la regola della diagonale si incontrerà il 2s che è l'orbitale che inizia a riempirsi nel caso del litio e completarsi nel berillio. Poi si passa al 2p per esempio il boro; poi si passa al 3s come nel caso del sodio.

Quando vi è il riempimento dell'orbitale p vi è una condizione particolare di stabilità: gli elementi hanno la cosiddetta configurazione Otteziale (condizione tipica dei gas nobili). Tutti i gas nobili hanno questa caratteristica. Avendo notato che le configurazioni esterne iniziano ad un punto a ripetersi, gli elementi possono essere ordinati in modo da tale da definire le loro caratteristiche chimiche.

Configurazioni elettroniche e tavola periodica

Secondo Mendeleev gli elementi vengono ordinati in base alla loro reattività. Per quanto riguarda le nostre conoscenze capiamo che questo dipende dalla loro configurazione elettronica esterna. La tavola periodica raggruppa gli elementi in:

• Metalli: si trovano tutti verso sinistra di solito, e si dividono in alcalini e alcalini terrosi; abbiamo anche metalli di transizione
• Non metalli: hanno un comportamento diverso
• Semi metalli: hanno un comportamento simile ai metalli ma non sempre

La tavola è ordinata in gruppi (colonne) e periodi (righe). Le proprietà chimiche dipendono dalle caratteristiche del gruppo. I gruppi sono numerati in maniera ordinata. Abbiamo i gruppi principali (1A e 2A) poi dal terzo fino all'ottavo (da 3A a 8A) e poi abbiamo gli elementi di transizione. Rappresentati all'esterno ci sono i Lantanidi e gli Attinidi. Un modo per dividere la tavola periodica è la cosiddetta rappresentazione a blocchi ognuno dei quali corrisponde al riempimento di un orbitale. Il primo blocco che incontriamo è il blocco s che corrisponde al riempimento dell'orbitale s. A seconda del periodo cresce il livello energetico. Il blocco p corrisponde al riempimento degli orbitali di tipo p. Se gli orbitali hanno un numero questo sarà doppio perché deve avvenire il riempimento. Per esempio p ha 3 orbitali ognuno dei quali ospita due elettroni quindi 6. Il blocco d ha 5 orbitali e quindi 10 elettroni. Il blocco f ha 7 orbitali e quindi 14.

Proprietà periodiche

Si è visto che c'erano alcune proprietà che si ripetevano periodicamente muovendosi lungo la tavola periodica. Queste sono:

1. Raggio atomico: distanza dell'elettrone più esterno dal nucleo. I raggi atomici variano all'interno della tavola periodica. Se noi procediamo dall'alto verso il basso il raggio atomico cresce di molto perché si scende lungo il periodo il che vuol dire che passiamo da un livello energetico ad un altro. Aumenta il guscio energetico. Se procediamo nella tavola periodica da sinistra verso destra il raggio diminuisce. Il guscio energetico è lo stesso varia il numero di protoni ed elettroni. Se è vero che aumenta il numero di protoni ed elettroni aumenta anche la loro forza di attrazione per la legge di Coulomb (cioè mettendo due cariche vicine Coulomb si accorse che la forza di attrazione tra queste cariche era direttamente proporzionale al prodotto delle cariche e inversamente proporzionale alla distanza al quadrato). Quindi se si aumenta il numero delle cariche si aumenta la forza di attrazione; gli elettroni vengono attirati sempre più dal nucleo e gli orbitali sono quindi attirati dal nucleo stesso e avviene questo accorciamento della distanza.
2. Energia di ionizzazione: energia che dovremmo fornire all'atomo per strappare l'elettrone più esterno e portarlo a distanza infinita. Se noi togliamo un elettrone generiamo un catione cioè ione positivo. Questo si può evidenziare maggiormente sempre nella parte sinistra della tavola caratterizzata da bassa energia di ionizzazione. Dall'altro lato l'energia di ionizzazione invece cresce. Se aumenta la distanza da un elettrone al nucleo e quindi aumenta il raggio atomico sarà più facile staccare un elettrone.
3. Affinità elettronica: è l'energia che si libera quando un elemento acquista un elettrone. Aggiungendo un elettrone si forma un anione cioè uno ione carico negativamente. Anche in questo caso vi è un andamento periodico simile a quello dell'energia di ionizzazione. L'affinità elettronica cresce andando da sinistra verso destra e diminuisce andando dall'alto verso il basso. L'elemento con maggiore affinità è il fluoro.
4. Elettronegatività: è la capacità di un elemento di attirare a sé il doppietto elettronico di legame. Varia con lo stesso andamento delle altre proprietà periodiche.

Legami chimici

Un legame avviene quando due elementi mettono in compartecipazione due elettroni o comunque vanno a fondere gli orbitali più esterni. Questo dipende da forze repulsive e attrattive:

• Repulsione tra elettroni
• Repulsione tra nuclei
• Attrazione tra protone e elettrone di atomi diversi

I legami sono stati classificati in base alla loro forza in:

1. Legami molecolari si dividono in:
   • Covalenti: apolari, polari, dativi, ad elettroni delocalizzati
   • Ionici
2. Legami intermolecolari
3. Legami metallici

Legame covalente

Avviene quando ciascuno degli elementi che entra in combinazione con l'altro va a far partecipare gli elettroni più esterni a questo legame. Si differenziano covalente e ionico dalla differenza di elettronegatività. Gli elementi possono avere livelli di elettronegatività molto diversi. L'elettronegatività è la tendenza degli elementi a trattenere a sé gli elettroni di legame. Quando c'è una forte differenza di elettronegatività tra un metallo e un non metallo per esempio, succede che quello più elettronegativo inizia a tirare verso di sé gli elettroni, strappando così gli elettroni dall'altro elemento. Se la differenza è più piccola questo non succede e si ha il legame covalente perché ognuno resta coi suoi elettroni. Nel primo caso si parla di legame ionico. Per quanto riguarda quello covalente, maggiore sarà la differenza maggiore sarà la polarità.

Il legame covalente apolare: differenza di elettronegatività minima o nulla. Immaginiamo due atomi di idrogeno, ciascuno avrà un elettrone nell'orbitale 1s e li facciamo avvicinare, ad un certo punto gli orbitali si sovrapporranno e ciascuno di questi due elementi metterà in compartecipazione il suo elettrone per formare questo legame. Da due atomi si avrà così una molecola. Man mano che si avvicinano questi atomi, l'elettrone di uno verrà attratto dal nucleo dell'altro e viceversa. L'orbitale molecolare avrà forma ellittica. Il legame che si è formato è di tipo sigma perché avviene sulla congiungente dei due nuclei.

Immaginiamo ora di prendere due atomi di cloro, che è un alogeno e si trova al settimo gruppo. Consideriamo solo la configurazione più esterna: abbiamo l'orbitale 3s e 3p che però è parzialmente riempito (manca un elettrone per raggiungere l'ottetto). Se noi avviciniamo questi due atomi si formerà un legame. Non sarà più l'orbitale s a sovrapporsi (perché è completo) ma l'orbitale p. Quindi si avvicinano gli orbitali p (ovviamente quelli disposti sulla stessa congiungente) e si formerà un legame di tipo sigma.

Prendiamo l'azoto. Allo stato fondamentale ha gli orbitali p riempiti parzialmente (in questo caso ciascuno orbitale ha un elettrone spaiato). Quando due atomi si avvicinano come nel caso del cloro ci sarà un legame sigma, ma ci saranno anche altri tipi di legami perché non tutti gli orbitali sono alla stessa distanza e non sono così vicini come nel legame sigma perché si trovano su assi diversi. Il legame sigma è più solido, gli altri legami sono di tipo pi greco e sono più deboli.

Quando la differenza di elettronegatività è minima si forma un dipolo cioè si ha una condizione particolare per la quale gli elettroni non sono distribuiti uniformemente a livello del legame ma c'è un elemento che attira di più e quindi attrae tutta la nuvola elettronica ed è come se ci fosse uno sbilanciamento. Ovviamente chi tira di più sarà l'elemento carico negativamente. L'altro elemento sarà parzialmente positivo (si rappresenta con un delta). Questo è tipico del legame covalente polare.

Il legame ionico si può interpretare come un legame di tipo elettrostatico (si formano quando la differenza di elettronegatività supera 1,7), cioè ci sono due specie con cariche opposte che restano legate proprio grazie alla loro attrazione. Per capire meglio il discorso di legame ionico si può introdurre il concetto di risonanza. Si parla di risonanza quando è possibile scrivere lo stesso composto in modi diversi, modi diversi che però riescono a descrivere entrambi la natura di quel composto. Nessuna di queste due modalità però è esaustiva da sola.

Nel caso dell'acido cloridico ha un carattere di legame covalente polare, cioè la nuvola elettronica è più spostata sull'elemento elettronegativo. Un altro modo per descrivere questa tendenza dell'atomo di cloro è quella di dire che in effetti la molecola di acido cloridico risuona tra due forme: la forma del legame covalente e del legame ionico. Entrambe queste forme descrivono la natura di questo legame anche se non benissimo.

Il benzene è formato da 6 atomi di carbonio ai quali sono legati a ciascuno di essi degli atomi di idrogeno. Ciascun carbonio è legato perciò ad un atomo di idrogeno e altri due atomi di carbonio. Questa molecola è caratterizzata da una particolare risonanza perché gli elettroni sono delocalizzati. Quando abbiamo il fenomeno della risonanza possiamo scrivere una molecola in due forme che prendono il nome di forme limite di risonanza.