Chimica Generale e Inorganica

Chimica generale ed inorganica

Chimica e materia

Chimica = si studia la materia e le sue proprietà scientifiche, la sua struttura, le trasformazioni che subisce e l’impiego di energia utilizzato per quest’ultime. Osserva (microscopio) → immagina (componenti sotto forma di particelle) → rappresenta (simboli).

Materia = tutto ciò che occupa spazio ed ha una massa = quantità di materia presente in un corpo. La materia, durante una reazione chimica, non cambia, ma necessita dell’utilizzo di energia, che viene convertita in altro, non persa.

Trasformazioni fisiche e chimiche

Trasformazioni fisiche: passaggio di stato. 3 stati di aggregazione: proprietà fisica che si può notare senza modificare l’elemento preso in considerazione:

• Solido
• Liquido
• Gassoso

Trasformazioni chimiche: un composto si trasforma in un altro composto, quindi cambia il modo in cui gli atomi sono legati tra di loro (≠ dalle trasformazioni fisiche che non cambiano l’elemento):

CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O

Una reazione chimica deve sempre essere bilanciata = il numero di atomi nei reagenti deve essere lo stesso che nel prodotto.

Costituenti della materia

MATERIA = formata da ATOMI (più piccola particella, possiede le proprietà chimiche di un elemento) e MOLECOLE (aggregazione di più atomi):

• Sostanze pure → elementi (sostanza pura più semplice formata da atomi uguali) e composti (atomi diversi legati insieme grazie ad un rapporto ben preciso)
• Miscele → con degli esperimenti si può scomporre la miscela nei suoi componenti. Possono essere omogenee (i diversi componenti non si distinguono, la composizione è la stessa in tutti i punti) ed eterogenee (i diversi componenti sono ben visibili, la composizione è diversa in tutti i punti).

Unità di misura

• Massa = Kg
• Lunghezza = m
• Tempo = s
• Temperatura = K (Kelvin, sempre positiva, temperatura più bassa 0K che equivale a -273.15°C) in °C T(K) = T(°C) + 273.15
• Quantità di sostanza = mol
• Corrente elettrica = A
• Intensità luminosa = cd
• Volume = 1 ml = 1 cm³
• 1 l = 1000 ml = 1000 cm³ = 1 dm³ = 10^-3 m³

Matematica

Conversione tra unità di misura, operazioni matematiche, equazioni, logaritmi, esponenziali, costruzione ed interpretazione di un grafico.

Analisi dimensionale = stimare un’unità di misura, partendo da un’altra.

Cifre significative

Bilance tecniche sono meno precise rispetto alle bilance analitiche, in quanto quest’ultime presentano almeno 5 cifre significative, mentre quelle tecniche solamente 2.

b.t. = 2,0 g
b.a. = 2,0000 g

Un numero tipo 0,00123 g ha 3 cifre significative, poiché gli zeri che precedono un numero indicano solo la posizione della virgola. Lo zero è una cifra significativa solo se segue un numero, dopo la virgola. Senza la virgola non posso definire precisamente quali siano le cifre significative.

0,0030 L = 2 cifre (30)
0,1044 g = 4 cifre (1044)

Operazioni tra cifre significative:

• Somma - sottrazione = il risultato ha il numero di cifre decimali del dato che ne possiede di meno → 1,27 + 1,0 = 2,3 (si arrotonda).
• Moltiplicazione - divisione = il risultato ha il numero di cifre significative del dato che ne possiede di meno → 0,01208/0,0236 = 0,512* si arrotonda in eccesso se la cifra precedente è dispari, mentre si arrotonda per difetto se la cifra precedente è pari.

Capitolo 1: L'atomo

L’atomo è l’unità fondamentale della materia. Il suo nome deriva dal greco e significa indivisibile, ma in realtà esso è costituito da altre particelle più piccole: elettroni, protoni, neutroni. Inoltre possiede un nucleo, una zona compatta, il quale è formato da particelle con cariche positive, ovvero i protoni, e da altre neutre, i neutroni (chiamate anche nucleoni).

Intorno al nucleo girano degli elettroni, particelle cariche negativamente. La carica elettrica totale dell’atomo è neutra, in quanto un e- ha carica -1,6x10^-19 mentre un p+ ha carica +1,6x10^-19. Protoni e neutroni hanno la stessa massa (1,67x10^-24g), mentre un elettrone pesa decisamente meno di quest’ultimi due (9,11x10^-28g).

La massa di una particella però dipende dalla quantità di altre particelle che ci sono nel nucleo dell’atomo → la massa dell’atomo è concentrata nel nucleo.

Numero atomico e isotopi

Il numero atomico = sempre positivo e intero, è il numero di protoni (che è uguale a numero di elettroni) di un elemento. Si indica con la Z ed esso determina le caratteristiche fisiche e chimiche di un elemento. Inoltre l’ordine degli elementi nella tavola periodica dipende dal numero atomico. L’idrogeno (H) ha numero atomico 1, ciò vuol dire che ha 1 solo protone e 1 solo elettrone che si muove intorno al nucleo.

Da ogni elemento a quello che lo succede, il numero atomico aumenta di uno. Solitamente si trova in alto a sinistra, ma si può trovare anche in basso a sinistra rispetto al simbolo dell’elemento e in quest’ultimo caso in alto a sinistra si troverebbe il numero di massa (A), che indica la somma del numero di neutroni e protoni.

Il numero di neutroni si può ricavare togliendo dal numero di massa il numero di protoni → es: 35Cl ⇒ n° protoni = n° elettroni ⇒ 17 / n° neutroni ⇒ 35 - 17 ⇒ 18.

Isotopi e radioattività

ISOTOPI = atomi che hanno stesso numero atomico e diverso numero di massa,
es: → C = A=12 e Z=6 / C = A=14 e Z=6.

In natura solitamente ogni elemento è costituito da una miscela di isotopi, il quale numero aumenta insieme al numero atomico. Questi isotopi sono caratterizzati da un’abbondanza percentuale e possono essere stabili o instabili, chiamati anche radioattivi. Gli isotopi radioattivi tendono a decadere attraverso una reazione nucleare.

Radioattività

La radioattività è un fenomeno che riguarda alcuni isotopi degli elementi della tavola periodica, ma ce ne sono alcuni che sono SOLO radioattivi. Essa viene associata all’emissione di radiazioni, raggi, da parte di questi isotopi instabili, che decadono emettendo energia, massa o cariche diventando qualcosa di più stabile:

• Emissioni alfa: vengono deviati e assumono carica negativa. Le sue radiazioni non penetrano, ma sono dannose. Si perde massa.
• Emissioni beta: vengono deviati e assumono carica negativa. Le sue radiazioni sono moderatamente penetranti. Si perdono cariche.
• Emissioni gamma: in un campo elettrico non vengono deviati, quindi la particella non è carica. Le sue radiazioni sono molto penetranti. Si perde energia.

Alla fine del decadimento di un isotopo radioattivo si otterrà un altro elemento, connesso al tipo di emissione che ha colpito l’elemento in origine.

Massa dell'atomo

Per definire la massa di un atomo si utilizza l’unità di misura: unità di massa atomica u (uma o Da -dalton-), che corrisponde a 1/12 della massa dell’isotopo 12C.

1 u = (1/12 di 12C) = 1,66 x 10^-24 g = 1 u è circa il peso di neutrone/protone. Il peso atomico di un elemento è la massa atomica media dei vari isotopi e si esprime in u → si fa la media delle masse degli isotopi naturali dell’elemento tenendo conto dell’abbondanza percentuale:

1H (1p) = 1,0078 u - 99,98%
2H (1p +1n) =2,0141 u - 0,02% → PA (1H) (1,0078 x 0,9998) +(2,0141 x 0,0002) = 1,0080 u.

Mole e massa molare (mol)

La mole è un’unità di quantità di sostanza che corrisponde a 6,022 x 10²³ (numero di Avogadro) di atomi di quell’elemento. 1 mole = numero di atomi contenuti in un elemento. 1 mole corrisponde alla massa in grammi pari al peso atomico dell’elemento.

Peso molecolare PM = somma dei pesi atomici (PA) degli elementi presenti nella formula di una molecola (si esprime in u). Massa Molare MM = corrisponde al PM in grammi (si esprime in g/mol).

• 1 atomo di 12C pesa = 12 x u = 12 x 1,66x10^-24 g
• n° atomi contenuti in 12 g di 12C → MOLE → 12 g / 12x1,66x10^-24g/atomi = 6,022x 10²³

Esercizi

1. Calcolare PM e MM dei seguenti composti:
   • BCl₃: PM = 10,81 + (35, 45 x 3) = 10,81 + 106,35 = 117, 16 u; MM = 117,16 g/mol
   • C₆H₈O₆: PM = (12,09 x 6) + (1,009 x 8) + (16,00 x 6) = 176,24 u; MM = 176, 24 g/mol
2. A) A quante moli corrispondono 6,0 g di Fe = ?
   • n° (numero di moli) = g / g/mol ⇒ 6,0 g / 55,85 g/mol = 0,10 mol
   B) Quanti grammi corrispondono a 5,0 moli di Fe = ?
   • g = (mol x massa molare) ⇒ 5,0 mol x 55,85 g/mol = 279,25 g
3. Quanti grammi di SO₂ contengono 2,40 x 10²² molecole?
   • n° di moli / n° di Avogadro ⇒ 2,40 x 10²² / 6,022 x 10²³ = 0,0398 mol
   • MM di S + PM di O x 2 ⇒ 32,07 + (16,00 x 2) = 32,07 + 32 = 64,07 g/mol
   • MM x mol = 64,07 g/mol x 0,0398 mol = 2,549 g

Elettroni

Secondo il modello di Bohr gli elettroni (carichi negativamente) si muovono attorno al nucleo descrivendo delle orbite ben definite → stati stazionari. Un elettrone per passare da uno stato stazionario all’altro deve acquistare o cedere energia. Questa è pari alla differenza tra i due stati stazionari → l'energia è quantizzata (livello 1 livello di minima energia → si è più vicini al nucleo = livello di energia fondamentale). Ogni stato è caratterizzato da un numero quantico (n), all’aumentare di n aumenta la distanza tra elettrone e nucleo; aumenta anche l’energia.

Grazie alla teoria quantistica è stato creato il principio di indeterminazione: dato che l’elettrone si comporta come un’onda, non è possibile stabilire la sua posizione (in un atomo) in un preciso momento, ma si può solo ricavare la probabilità di trovarlo in una determinata posizione.

Orbitali

Gli orbitali sono le regioni in cui è più probabile trovare un elettrone (un orbitale descrive qual è la probabilità che un elettrone si trovi in un posto piuttosto che in un altro). Un orbitale è una terna di numeri quantici (n - l - m_l), che ci danno indicazioni su di esso.

• n = ci da indicazioni sull’energia → numero quantico principale. Nell’atomo di H gli orbitali con stesso n hanno stessa energia; negli atomi poliettronici ogni valore di n definisce un livello di energia diverso.
• l = ci da indicazioni sulla forma dell’orbita che sta disegnando l’elettrone intorno al nucleo → numero quantico secondario, può assumere solo determinati valori ⇒ numeri interi da 0 a n-1. A seconda del valore di l gli orbitali cambiano nome:
  • l = 0 → orbitale s → forma sferica (1 solo)
  • l = 1 → orbitale p → forma a due lobi (3)
  • l = 2 → orbitale d → forma a quattro lobi (5)
  Prima dell’orbitale vi sono dei numeri che sono determinati dal livello energetico in cui ci si trova. I vari orbitali sono presenti in quantità diversi a causa del numero quantico magnetico.
• m_l = ci da indicazioni sull’orientamento spaziale. Il valore di m_l dipende da l → m_l è compreso tra -l e +l → per un certo valore di l esistono 2l + 1 valori di m_l. Valore massimo che m_l può assumere = 5.

L’elettrone, oltre a muoversi intorno al nucleo, ruota anche intorno a se stesso, generando un campo magnetico, il verso è indicato dal numero quantico m_s (numero quantico di spin), che può avere due valori: m_s = + / - 1/2 → senso orario m_s = +1/2 senso antiorario m_s = -1/2 ↑; ↓.

Atomi polielettronici

Atomi polielettronici (dal H in su) → l’H avendo un solo elettrone ha un sistema più semplice, mentre se ce ne sono di più vi è la repulsione interelettronica (gli orbitali si respingono) per cui è sempre più difficile capire dove si trova l’elettrone → sistema più complicato. L’energia quindi non dipende solo da n, ma anche da l → gli orbitali che appartengono allo stesso strato, ma a diversi sottostrati hanno energia diversa → s < p < d < f. Se aumenta il livello di energia aumenta anche la repulsione interelettronica.

Riempimento degli orbitali

Riempimento degli orbitali secondo alcuni principi:

1. Minima energia → si riempiono prima gli orbitali di energia più bassa (s);
2. Esclusione (Pauli) → in un orbitale possono stare al max 2 elettroni e con spin opposto o accoppiato (↑ ↓);
3. Regola di Hund (principio della massima molteplicità) → a parità di energia gli elettroni occupano il massimo numero di orbitali disponendosi con spin paralleli → si riempiono prima singolarmente con 1 elettrone, se poi devo aggiungere un altro elettrone lo pongo con lo spin opposto (-1/2).

Configurazione elettronica

Configurazione elettronica = distribuzione degli elettroni nei vari orbitali. Si parte dall’orbitale più basso, ovvero s₁. Per scrivere la c.elettronica basta sapere il numero elettroni nel numero atomico (Z).

I gas nobili sono elementi per i quali si tende a riempire un livello o un sottolivello p. Gli e- che sono chiamati elettroni di valenza (che dipendono dal gruppo a cui appartiene l’elemento) determinano la reattività dell’elemento, sono gli elettroni del livello più esterno. Quando i livelli P sono tutti occupati, in base al periodo a cui appartiene l’atomo, si aggiunge un altro livello s → es: Sodio (Na) Z = 11 = c.e. 1s₁ 2s₂ 2p₃ 3s₁ → avendo la stessa configurazione e. iniziale del Neon (Ne) si può scrivere anche [Ne] 3s₁. Lo stesso vale poi per gli altri periodi.

Ottetto

Ottetto (8 elettroni) = configurazione elettronica dei gas nobili → è particolarmente stabile. Si riempie 1 orbitale s e 1 p (2+6 = 8). Elementi con pochi elettroni tendono a cederli e gli elementi a cui ne mancano pochi per raggiungere l’ottetto li acquistano; può succedere però che alcuni elementi debbano cedere tot elettroni per raggiungere l’ottetto →

• I metalli tendono a perdere e- formando così cationi
• I non metalli tendono ad acquistare e- formando anioni; oppure si combinano con l’O formando ossoanioni
• I metalli di transizione

Capitolo 2: La tavola periodica

Gli elementi sono organizzati in base al numero atomico (crescente) e seguono delle proprietà periodiche = dipendono dal numero atomico dell’elemento:

• Raggio atomico [r] → dimensione dell’atomo: corrisponde alla semi-distanza tra atomi uguali in molecole dello stesso elemento, oppure alla semi-distanza tra nuclei vicini allo stato solido. Da sx a dx r aumenta;
• Energia di ionizzazione [i] (kj/mol) → quantità di energia necessaria per rimuovere l’elettrone più esterno di un atomo allo stato gassoso, formando così un catione ⇒ tendenza di un elemento a perdere elettrone. La quantità di energia aumenta ogni volta che si rimuove un elettrone, in quanto la carica nucleare viene percepita più fortemente dagli elettroni rimasti. Un brusco aumento di I avviene quando l’elettrone che viene ceduto fa parte del guscio interno e non della configurazione esterna;
• Affinità elettronica [A] → indica l’energia utilizzata nell’acquisto di elettroni ⇒ tendenza di un elemento ad acquistare elettroni formando così anioni. Gli elementi che si trovano in alto a destra (alogeni) nella tav. periodica hanno A massima perché da sx a dx A aumenta;
• Elettronegatività → capacità di un atomo di attrarre elettroni condivisi.

Capitolo 3: La nomenclatura

Numero di ossidazione (n.o) = carica elettrica che si dovrebbe trovare sull’atomo di un determinato composto, se gli elettroni di legame vengono assegnati all’elemento più elettronegativo. Per gli elementi che allo stato elementare si trovano sotto forma di molecole il n.o è = a 0; per i cationi e gli anioni monoatomici è = a carica dello ione → es: Ca²⁺ n.o = 2+.

Nei composti neutri la somma algebrica dei n.o deve essere 0 perché deve essere pari alla carica della molecola, che essendo neutra ha carica 0. Se invece si ha uno ione poliatomico il n.o deve essere uguale alla carica dello ione.

N.O. e tavola periodica

Il massimo n.o. è uguale al numero del gruppo a cui appartiene l’elemento.

• Blocco S = gruppo 1 n.o = 1 / gruppo 2 n.o = 2
• Fluoro = n.o = -1
• Ossigeno = n.o = -2, tranne alcune eccezioni
• Idrogeno = n.o = +1 se legato a un non metallo; n.o = -1 se legato ad un metallo
• Blocco P = n.o sia + che - / gruppo 7 n.o = -1 se legato ad un metallo (F, Cl, Br, I); n.o = +1, +3, +5, +7 se legato all’ossigeno (Cl, Br, I) / gruppo 6 n.o = -2 se legato ad un metallo (S); n.o = +4, +6 se legato all’ossigeno / gruppo 5 e 4 n.o = +3, +5 (N, P) n.o = +4, +2 se legati all’ossigeno