chimica generale e inorganica

Chimica generale e inorganica

Elementi e costituenti dell'atomo

Un elemento è fatto di atomi tutti uguali fra loro. I principali costituenti dell’atomo sono:

Protoni e neutroni costituiscono il nucleo nel quale è concentrata la maggior parte della massa di un atomo e tutta la sua carica positiva. Gli elettroni carichi negativamente circondano il nucleo e sono dispersi nel volume dell’atomo che per la maggior parte è vuoto. L’atomo è elettricamente neutro. Per questo motivo, il numero di protoni nel nucleo è uguale al numero di elettroni che circondano il nucleo.

Numero atomico e massa atomica

Il numero di protoni nel nucleo di un atomo definisce l’elemento chimico e si chiama numero atomico (simbolo Z). Il numero di protoni e neutroni presenti nel nucleo di un atomo è definito come numero di massa (simbolo A). Atomi con uguale numero atomico ma diverso numero di massa (cioè diverso numero di neutroni) vengono definiti isotopi. Atomi con lo stesso numero atomico costituiscono uno stesso elemento. Gli elementi nella tavola periodica sono ordinati secondo il numero atomico crescente. Le righe orizzontali si chiamano periodi, le colonne verticali si chiamano gruppi.

Massa atomica e peso atomico

Massa atomica relativa è il rapporto tra la massa reale di un atomo e una massa di riferimento. La massa di riferimento è l’unità di massa atomica (u.m.a.) che è definita come 1/12 della massa atomica dell’isotopo del carbonio con 6 protoni e 6 neutroni. 1 u.m.a. = 1.66 x 10^-24 g, valore molto simile alla massa del protone e del neutrone. La massa atomica relativa è un numero puro perché è un rapporto tra masse.

Peso atomico (PA) è la massa media degli atomi di un elemento ed è detta massa atomica.

Ioni

Nelle reazioni chimiche, gli atomi spesso perdono o acquistano elettroni formando particelle cariche chiamate ioni. In questi casi, il numero degli elettroni non coincide più con il numero dei protoni (che non cambia mai) e lo ione si carica positivamente se perde elettroni negativi:

• Na → Na⁺ + 1e^- (catione)

Oppure lo ione si carica negativamente se acquista elettroni:

• Cl + 1e^- → Cl^- (anione)

Molecole e numero di Avogadro

Massa di una molecola si ottiene sommando i pesi atomici (o masse atomiche) degli elementi che la costituiscono. È comunemente detta anche peso molecolare (PM).

Definizione di mole

La mole è un’unità fondamentale nel SI per la quantità di sostanza. A livello macroscopico, si pesa una quantità in grammi di campione. A livello microscopico, a quanti atomi corrisponde la quantità pesata?

Una mole è la quantità di sostanza che contiene 6.022 x 10²³ unità (atomi o molecole). 6.022 x 10²³ si chiama numero di Avogadro ed è il numero di atomi contenuti in 12 g di ¹²C:

6.022 x 10²³ = 12 / (12 x 1.6605 x 10^-24) dove 1.6605 x 10^-24 è 1/12 della massa di un atomo di ¹²C. Quindi 12 x 1.6605 x 10^-24 è la massa di un atomo di ¹²C.

Dividendo i grammi per la massa di un atomo trovo quanti atomi ci sono in 12 g. Ripetendo il calcolo si può verificare facilmente che una quantità in grammi pari al peso atomico di un elemento corrisponde ad un numero di Avogadro di atomi. Quindi:

• Una mole di qualsiasi elemento corrisponde sempre ad una quantità in grammi pari al peso atomico di quell’elemento e contiene un numero di Avogadro di atomi.
• Analogamente, una mole di qualsiasi sostanza corrisponde sempre ad una quantità in grammi pari al peso molecolare di quella sostanza e contiene un numero di Avogadro di molecole.

n moli = g/PA

n moli = g/MM

La struttura degli atomi

Le conoscenze sulla struttura dell’atomo derivano dalla comprensione di come gli atomi interagiscono con la radiazione elettromagnetica. Cos’è la radiazione elettromagnetica? Essa consiste di un campo elettrico e di uno magnetico oscillanti. Questi campi possono interagire con particelle cariche come gli elettroni.

Lunghezza d’onda λ = c / ν
ν = frequenza
E = hν = hc / λ
h = costante di Planck
c = velocità di propagazione di un’onda nel vuoto

Effetto fotoelettrico

Un’onda è anche una particella (fotone). I termini particella e onda descrivono in modo accurato fenomeni su scala macroscopica ma vengono utilizzati per descrivere la radiazione elettromagnetica. Nessun singolo esperimento è mai stato eseguito finora che dimostri che la radiazione elettromagnetica abbia un comportamento simultaneo di particella o di onda. Se gli atomi di un elemento in fase gassosa e a bassa pressione sono sottoposti a intense scariche elettriche, essi assorbono energia e vengono "eccitati". Gli atomi eccitati emettono il surplus di energia sotto forma di radiazione visibile. Ogni elemento chimico ha un suo spettro di emissione a righe caratteristico.

Modello dell'atomo di Bohr

L’energia assorbita da un atomo per interazione con una radiazione elettromagnetica è usata per allontanare gli elettroni dal nucleo portandoli ad una situazione a più alta energia (stato eccitato). Lo stato eccitato non è stabile e l’elettrone ritorna nell’orbita più interna emettendo una radiazione luminosa la cui energia è esattamente uguale alla differenza di energia esistente tra le due orbite. Ecco perché gli spettri di emissione sono costituiti da linee a specifiche lunghezze d’onda a cui corrispondono specifici valori di energia.

Modello in contraddizione con la fisica classica: l'elettrone può occupare solo orbite stazionarie che hanno una specifica energia. L’energia dell’elettrone è quantizzata.

E = Rhc/n²

Modello quanto-meccanico di Schrodinger

L’elettrone è considerato come un’onda. L’onda associata all’elettrone è descritta matematicamente da una funzione d’onda (ψ). Sono possibili solo certe funzioni d’onda e ad ognuna corrisponde un valore di energia. Quantizzazione.

Le soluzioni di ψ dipendono da 3 numeri quantici (n, l, m). ψ² è una probabilità di trovare l’elettrone in una regione di spazio o orbitale. Dato che è più importante conoscere l’energia dell’elettrone in un orbitale, ci si accontenta di sapere che esso, con probabilità elevata, si troverà in quella determinata regione di spazio. Ogni soluzione o orbitale è caratterizzato da 3 numeri quantici:

• n = numero quantico principale, in relazione con le dimensioni e l’energia dell’orbitale
• l = numero quantico del momento angolare, in relazione con la forma dell’orbitale
• m = numero quantico magnetico, in relazione con l’orientazione degli orbitali nello spazio

Relazioni tra i numeri quantici e orbitali:

• n = 1, 2, 3, ......∞
• l = 0, 1, 2, 3 ....n-1
• m = -l, .....0, .....+l

L’energia degli orbitali dipende da n. Al crescere di n aumenta l’energia dell’orbitale. Orbitali con lo stesso n hanno la stessa energia, cioè sono degeneri, solo per l’atomo di idrogeno. Gli orbitali s sono sferici. Gli orbitali p hanno due lobi. Gli orbitali d hanno quattro lobi.

Atomi polielettronici

La risoluzione esatta dell’equazione di Schrödinger non è possibile per atomi polielettronici. Si usano metodi di calcolo approssimati che danno funzioni d’onda analoghe a quelle dell’atomo di idrogeno. La differenza principale è che per uno stesso numero quantico n l’energia degli orbitali varia leggermente perché dipende anche dal numero quantico secondario l. Ogni quadratino è un orbitale. L’elettrone è un piccolo magnete. Quando è posto in un campo magnetico, si orienta parallelamente o antiparallelamente al campo stesso. Per descrivere completamente il comportamento di un elettrone in un atomo è necessaria una quaterna di numeri quantici: n, l, m, m_s.

Configurazioni elettroniche degli elementi

Abbiamo gli orbitali e il loro ordine di energia. Come si riempiono di elettroni? Secondo le seguenti regole:

• Gli elettroni sono inseriti uno a uno partendo dall’orbitale a più bassa energia 1s e poi salendo.
• Principio di esclusione di Pauli: ogni orbitale contiene al massimo due elettroni, i quali sono caratterizzati da n, l, m uguali ma da diverso numero quantico di spin m_s i cui valori sono +1/2. Lo spin si indica con freccia in alto o in basso.
• Regola di Hund: gli orbitali degeneri vengono prima singolarmente occupati da elettroni con spin parallelo e solo successivamente da altri elettroni che si accoppiano con i precedenti.

Le proprietà chimiche dipendono dalla configurazione elettronica. La reattività e il legame fra atomi coinvolge gli elettroni di valenza, detti anche elettroni del guscio più esterno. Osservando la tavola periodica, muovendosi in verticale lungo un gruppo, la configurazione elettronica esterna è la stessa. Elementi di uno stesso gruppo hanno proprietà e reattività simili!!!

• ns¹ metalli alcalini (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr)
• ns² metalli alcalino terrosi (Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra)
• ns²np⁵ alogeni (F, Cl, Br, I, At) e sono detti anche non metalli gas nobili (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn). Nobili perché scarsamente reattivi.

Proprietà periodiche

Poiché il numero degli elettroni di valenza varia in modo regolare spostandosi lungo un periodo, molte proprietà variano in modo periodico. Esse sono:

• Raggio atomico (la metà della distanza tra i nuclei di due atomi contigui)
• Energia di prima ionizzazione
• Affinità elettronica
• Dimensione degli ioni
• Elettronegatività

Energia di prima ionizzazione

È la quantità di energia necessaria per rimuovere un elettrone dall’atomo M allo stato gassoso e trasformarlo nel catione M⁺.

M + energia → M⁺ + e^-

Affinità elettronica (AE)

È la quantità di energia liberata da un atomo isolato X quando acquista un elettrone e si trasforma nell’anione X^-.

• AE < 0 quando l’anione è più stabile dell’atomo neutro.
• AE > 0 quando l’anione è meno stabile dell’atomo neutro.

Regola dell'ottetto

La reattività degli elementi nel formare composti è guidata dalla regola dell’ottetto. Questa regola afferma che un atomo cede, accetta o condivide elettroni allo scopo di completare il riempimento del livello elettronico più esterno.

Quando l’atomo cede e un altro acquista elettroni (o viceversa) si forma un legame ionico. Quando invece un atomo condivide elettroni con un altro atomo si forma un legame covalente.

Legame ionico

Quando un metallo interagisce con un non metallo, il metallo trasferisce uno o più elettroni al non metallo. Si formano un catione e un anione che si attraggono l’un l’altro (per effetto di forze elettrostatiche) abbassando l’energia potenziale complessiva. Per soddisfare la regola dell’ottetto (cioè per ottenere un guscio di valenza completo), i metalli alcalini (ns¹) e gli alcalino terrosi (ns²) tendono a perdere rispettivamente 1 e 2 elettroni per dare i seguenti cationi, diventando isoelettronici con il gas nobile che li precede:

• Li⁺, Na⁺, K⁺, Rb⁺, Cs⁺
• Be²⁺, Mg²⁺, Ca²⁺, Sr²⁺, Ba²⁺

Per soddisfare la regola dell’ottetto, gli alogeni (ns²np⁵) tendono ad acquistare 1 elettrone e ossigeno e zolfo (ns²np⁴) tendono ad acquistarne 2 per dare i seguenti anioni, diventando isoelettronici con il gas nobile che segue:

• F^-, Cl^-, Br^-, I^-
• S^2-, O^2-

Questi anioni portano nel nome la radice dell’elemento più la desinenza -uro. Fa eccezione O^2- che si chiama ione ossido. Quando un metallo reagisce con un non metallo si forma un composto ionico perché il metallo cede elettroni al non metallo e si formano ioni. L’unità fondamentale di un composto ionico è l’unità formula, che è il più piccolo aggregato di ioni che sia elettricamente neutro. Le unità formula non sono molecole perché non esistono in unità discrete.

Es.

• NaCl è l’unità formula del solido ionico costituito da ioni Na⁺ e Cl^-. Ciascun catione è circondato dal maggior numero di anioni e viceversa. La forza che li tiene uniti è puramente elettrostatica e il legame ionico è non direzionale. Il cristallo complessivo è elettricamente neutro.
• Metallo + non metallo → sale binario
• Li⁺, Na⁺, K⁺, Rb⁺, Cs⁺ con F^-, Cl^-, Br^-, I^-, S^2-
• Be²⁺, Mg²⁺, Ca²⁺, Sr²⁺, Ba²⁺

Il nome del sale: radice del nome dell’anione (metallo) + uro «di» nome del catione. L’unità formula deve essere elettricamente neutra. Quindi devo prendere numero di cationi giusto da combinare con il numero di anioni.

• Na₂S solfuro di sodio
• CaS solfuro di calcio
• KCl cloruro di potassio
• BaI₂ ioduro di bario
• LiF fluoruro di litio

Nella formula prima si scrive il metallo poi il non metallo. Strutture cubiche comuni di Sali allo stato solido. Metallo + Ossigeno → Ossido (basico)

• Li⁺, Na⁺, K⁺, Rb⁺, Cs⁺ con O^2-
• Be²⁺, Mg²⁺, Ca²⁺, Sr²⁺, Ba²⁺

Esempi:

• Li₂O ossido di litio
• Na₂O ossido di sodio
• K₂O ossido di potassio
• MgO ossido di magnesio
• CaO ossido di calcio
• BaO ossido di bario

L’unità formula deve essere elettricamente neutra. Quindi devo prendere numero di cationi giusto da combinare con lo ione ossido.

Se ho ione Al³⁺, che formula avrà l’ossido di alluminio? Devo fare il minimo comune multiplo Al₂O₃.

Idrossidi e acidi

Ossido + H₂O → Idrossido (o base). Gli idrossidi sono composti ionici formati dallo ione metallico e da ioni ossidrile OH^-.

• NaOH idrossido di sodio
• Ca(OH)₂ idrossido di calcio

Un idrossido in acqua è completamente dissociato negli ioni che lo costituiscono. Per questa proprietà si dice che gli idrossidi sono elettroliti forti perché possono dissociare.

Se il metallo può formare più cationi con carica diversa, il composto ionico porterà il suffisso –oso dopo la radice del nome del metallo per lo ione con carica più bassa e porterà il suffisso –ico dopo la radice del nome del metallo per lo ione con carica più alta.

• Es. Fe²⁺ e Fe³⁺. Con Cl^-: FeCl₃ cloruro ferrico, FeCl₂ cloruro ferroso
• Es. Cu²⁺ e Cu⁺. Con OH^-: Cu(OH)₂ idrossido rameico, CuOH idrossido rameoso

Non metallo + ossigeno → Acido (o anidride)

Composti molecolari formati mediante legami covalenti

• SO₂ → diossido di zolfo
• SO₃ → triossido di zolfo
• P₂O₃ → triossido di difosforo
• P₂O₅ → pentossido di difosforo

Oppure...

• SO₂ → anidride solfor-osa (-oso per il numero di ossidazione più basso)
• SO₃ → anidride solfor-ica (-ico per il numero di ossidazione più alto)

Anidride + H₂O → Ossiacido (con proprietà acide)

Formula dell’ossiacido: H_x non-metallo_y O_z

Nome dell’ossiacido: stessi suffissi e prefissi dell’anidride corrispondente perché il numero di ossidazione del non metallo NON cambia

• H₂SO₃ → acido solfor-oso
• H₂SO₄ → acido solfor-ico

Si può scrivere la formula dell’acido direttamente dal suo nome anche senza passare per la reazione anidride + acqua.

Idracidi

Sono composti binari tra idrogeno e un alogeno o tra idrogeno e zolfo. Hanno caratteristiche acide. In questi composti il numero di ossidazione dell’alogeno è -1 (per lo zolfo è -2). La nomenclatura prevede per gli idracidi l’uso del suffisso -idrico.

• HF → acido fluoridrico
• HCl → acido cloridrico
• HBr → acido bromidrico
• HI → acido iodidrico

Formazione di anioni

Quando un ossiacido viene sciolto in acqua, perde H⁺ e si trasforma nell’anione poliatomico corrispondente. Quando un idracido viene sciolto in acqua, perde H⁺ e si trasforma nell’anione monoatomico corrispondente. Gli acidi che possono liberare più di un protone sono detti acidi poliprotici.

Nomenclatura degli anioni che si formano

• Acido –ico → Anione –ato
• Acido –oso → Anione –ito
• Acido –idrico → Anione -uro

Interazione catione + anione → composto ionico (o sale)

I sali si possono formare facendo reagire un idrossido (una base) e un acido (idracido o un ossiacido). La reazione di salificazione più comune è:

Idrossido (o base) + Acido → Sale + Acqua

Regola dell’ottetto

La reattività degli elementi nel formare composti è guidata dalla regola dell’ottetto. Questa regola afferma che un atomo cede, accetta o condivide elettroni allo scopo di completare il riempimento del livello elettronico più esterno.

Legame ionico

Quando l’atomo cede e un altro acquista elettroni (o viceversa) si forma un legame ionico.

Legame covalente

Quando un atomo condivide elettroni con un altro atomo si ha un legame covalente.

Legame covalente: (non metallo + non metallo)

Caso semplice: molecole biatomiche. Gli elettroni sono messi in condivisione tra i due atomi. Il legame covalente si indica con una linea tra i due atomi.