Chimica Generale Inorganica - Appunti parte prima

L'atomo

L'atomo è composto da un nucleo circondato da un guscio esterno. Il nucleo ha una carica positiva, mentre il guscio esterno ha una carica negativa. Le due cariche sono perfettamente bilanciate: esiste un identico numero di protoni (particelle di carica positiva) e un identico numero di elettroni (particelle di carica negativa). Se l'atomo acquista o perde elettroni cambierà la carica. Se il numero di elettroni è maggiore dei protoni, avremo uno ione carico negativamente, cioè un anione. Se viene perso almeno un elettrone, abbiamo uno ione carico positivamente o un catione. Uno ione è un atomo a cui vengono aggiunti o sottratti elettroni.

Il nucleo non partecipa alle reazioni chimiche; al suo interno possono avvenire reazioni che ne cambiano la struttura. Le reazioni avvengono nei livelli più esterni, ad esempio nell'ultimo guscio. I neutroni hanno massa circa equivalente a quella del protone.

Masse e cariche

In genere si dice che un neutrone sia formato da un o e un e.

Numero atomico e numero di massa

Numero atomico (Z): numero di protoni presenti nel nucleo atomico. Esso è identico al numero di elettroni presenti nel guscio esterno. La massa dell'atomo risiede pressoché esclusivamente nel nucleo; esiste la massa degli elettroni ma questa massa rispetto a quella totale dell'atomo è trascurabile (1/2000).

Numero di massa (A): massa protoni + massa neutroni.

Simboli degli elementi

Nuclide: specie atomica caratterizzata da una coppia di valori A e Z. Es: Idrogeno-uno è un nuclide con un protone; Idrogeno-due (deuterio D) è un nuclide con un protone e un neutrone; Idrogeno-tre (trizio T) è un nuclide con un protone e due neutroni. Essi hanno tutti lo stesso numero atomico Z ma un diverso numero di massa A, essi sono detti isotopi (dal greco isos e topos, stesso luogo) e occupano la stessa casella della Tavola periodica degli elementi. La reattività che appartiene a questi atomi è esattamente la stessa, se cambio A e mantengo fisso Z mi rimane invariato il numero di p e di e-.

Isotopi e stabilità

Ogni elemento è presente in natura come miscela di isotopi. Il numero atomico dà informazione chimica, mentre il numero di massa può influire eventualmente sulla stabilità del nucleo e sulla massa dell'atomo. Fra i vari isotopi ci sono minime proprietà fisiche, ad esempio considerando le proprietà dell'H₂O. In essa il punto di ebollizione è 100°C. Questo perché il punto di ebollizione dipende dal peso delle molecole. Questo avviene solo per l'H perché la massa cambia del ~ 100%. Aumentando il numero atomico queste differenze non sono così significative. Più sale il numero atomico più aumenta il numero di n nel nucleo più aumenta il numero di nuclidi. I neutroni esistono affinché il nucleo non collassi (se avvicino due cariche positive esse si allontanano), i neutroni stabilizzano il nucleo. Con numero atomico a 82 i nuclei non sono più stabili ecco perché oltre a questo valore ci sono elementi radioattivi.

Il guscio esterno

Atomo di idrogeno: esso ha un solo elettrone e un solo protone. L'elettrone è trattenuto dall'interazione elettrostatica tra cariche di segno opposto.

Modello di Bohr (1913)

Descrive il moto dell'elettrone secondo le leggi della meccanica classica (equazioni di Newton). L'e- si muove lungo orbite sferiche con determinata posizione (x) e quantità di moto/velocità (v). Come ad esempio il sistema terra-luna. Un elettrone può muoversi in più orbite e l'energia dell'elettrone dipende dall'orbite in cui esso si muove. L'energia è più bassa per le orbite vicino al nucleo aumentando verso l'esterno. Un elettrone passa da un guscio all'altro passando energia sotto forma di energia elettromagnetica. Il modello di Bohr spiega alcune proprietà dell'H con le differenze di energia delle varie orbite, ma questo modello non può essere esteso ad atomi possedenti più di un elettrone.

Modelli più avanzati

Per descrivere il comportamento degli atomi con Z >1 si deve introdurre un modello più raffinato, tale modello considera il principio di indeterminazione e il fatto che l'elettrone può comportarsi come onda elettromagnetica (sottoposto sia a campo elettrico che magnetico). L'elettrone quindi può essere paragonato ai corpuscoli/fotoniche compongono la luce.

Principio di indeterminazione

Per oggetti di dimensioni di un e- non possiamo determinare contemporaneamente e con la stessa precisione la posizione dello spazio o la velocità. Cioè se troviamo con precisione una proprietà l'altra avrà grosse imprecisioni. (Le proprietà sono x posizione e v velocità). Gli oggetti delle dimensioni di un elettrone si comportano come onde elettromagnetiche ed è possibile descrivere il loro moto introducendo un'equazione simile alle onde elettromagnetiche. Tale equazione è stata introdotta da Schrödinger, l'equazione ha come soluzione, che descrive il moto dell'elettrone, ed è detta funzione d'onda e viene indicata con la lettera greca psi.

È possibile risolvere l'equazione solo con l'H e si hanno soluzioni precise, con atomi con Z>1 si hanno soluzioni approssimate. Schrödinger riesce a ricavare entrambe le proprietà dell'H con precisione ma non per gli altri atomi. Il principio di indeterminazione non ci permette, nota l'energia di un elettrone (dipende da massa e velocità), di conoscere la posizione precisa dell'elettrone, anche se è sufficiente avere un'alta probabilità della posizione dell'elettrone in una regione dello spazio. Tale probabilità corrisponde al quadrato della funzione d'onda Psi².

Orbitali e modelli quantici

Un elettrone può trovarsi in orbite diverse. Una sola di queste è l'elettrone in condizione normale ovvero con la sua energia, le altre aumentano o diminuiscono la sua energia. Con S. possiamo associare ad ogni funzione una certa energia dell'elettrone. La funzione psi è anche detta funzione orbitale, o in forma abbreviata, orbitale.

Per descrivere un orbitale nell'equazione di S. devono essere inseriti tre parametri che sono n,l,m che sono i cosiddetti numeri quantici. n è detto il numero quantico principale, l numero quantico secondario e m numero quantico magnetico. n,m,l individuano un orbitale.

• n=1,2,3,4.... Definisce lo strato o livello energetico (non ha valore massimo)
• l=0,1,2,3....n-1 Definisce il sottolivello energetico (ha valore massimo che è n-1)
• m=-l,....0,...,+l Definisce l'orbitale (ha valore minimo -l e valore massimo +l, ricordando che l=n-1)

Energia degli orbitali

Nell'atomo di idrogeno, l'energia degli orbitali è funzione del numero quantico principale, n. L'energia dei livelli non varia in modo continuo, ma per valori discreti (quanti), determinati dai valori di n. Questo è uno dei motivi per i quali vediamo colori diversi per ogni elemento.

Per ogni livello si ha un certo numero di sottolivello, determinato dal valore di l: in un dato livello vi sono tanti sottolivelli quanti sono i valori di l permessi per quel sottolivello.

• Con n=1 si ha un solo sottolivello (l=0, sottolivello s)
• Con n=2 si hanno due sottolivelli (l=0, l=1, sottolivelli s e p)

In ogni ciascun sottolivello abbiamo un certo numero di orbitali che è determinato dal valore quantico magnetico m. Dato che m varia da -l fino a +l 0 compreso, il numero di orbitali presenti in un sottolivello è uguale a 2*l+1.

Rappresentazione degli orbitali

Il quadrato della funzione d'onda psi² dà la probabilità di trovare un elettrone in una certa regione di spazio. La rappresentazione grafica degli orbitali è data dalla superficie chiusa entro la quale si ha una certa probabilità. A seconda del sottolivello a cui appartengono, gli orbitali hanno forme diverse. Gli altri orbitali hanno strutture troppo complesse da considerare in questa sede.

Lo spin elettronico

L'elettrone, oltre a muoversi attorno al nucleo, ruota su se stesso, generando un campo magnetico. Il verso del campo magnetico di un elettrone è indicato da un quarto numero quantico che è il numero quantico di spin indicato con S (maiuscola) e che può avere due valori che sono +1/2 (rotazione in senso orario) e -1/2 (rotazione in senso antiorario).

Atomi polielettronici

L'energia degli orbitali di un atomo polielettronico con Z>1 dipende sia dal livello che dal sottolivello. Ecco perché il modello di Bohr non permetteva il calcolo dell'energia di atomi con Z>1. I vari sottolivelli di un certo livello hanno energie diverse tra loro. Gli orbitali dello stesso livello hanno tutti la stessa energia. L'energia varia in ciascun livello aumentando dal sottolivello s al sottolivello f.

Livelli e sottolivelli negli atomi polielettronici

All'aumentare di n, la differenza di energia tra i livelli diviene sempre più piccola e i sottolivelli a più alta energia di un dato livello vanno a sovrapporsi ai sottolivelli dei livelli superiori. Ricordando che Energia=k/n².

Riempimento degli orbitali atomici

Gli elettroni si dispongono negli orbitali secondo una logica ben precisa basata su:

• Principio della minima energia: si riempiono per primi gli orbitali a energia più bassa (da 1s, 2s, 2p...)
• Principio di esclusione o di Pauli: due elettroni non possono avere gli stessi quattro numeri quantici; in un orbitale possono stare al massimo 2 elettroni, con spin opposto, cioè valori diversi di S.
• Principio della massima molteplicità o regola di Hund: a parità di energia, gli elettroni tendono a occupare il massimo numero di orbitali disponendosi tutti a spin parallelo.

Per sottolivelli dove sono disponibili più di un orbitale, ad esempio gli orbitali p, il primo e- va in px, il secondo e- va in py e poi pz, il quarto e- riprende da px per arrivare fino a pz con il sesto. In definitiva, gli orbitali p possono contenere 6 elettroni.

Fino al livello 7, gli orbitali sono stabili; oltre il 7, non sono stabili.

Riempimento orbitali e configurazione elettronica

La configurazione elettronica indica il numero di elettroni di un elemento e in quali orbitali si trovano. Gli elementi per i quali si finisce di riempire un livello o un sottolivello p sono detti gas nobili o inerti. I gas nobili sono caratterizzati da una reattività quasi nulla; essi o completano un sottolivello o non reagiscono.

Si può anche indicare la configurazione elettronica di un elemento come:

• Configurazione gas nobile precedente + elettroni in più rispetto al gas nobile.
• Configurazione elettronica interna + configurazione elettronica esterna.
• Es: La reattività di un elemento, cioè il suo comportamento chimico dipende solo dalla sua configurazione elettronica esterna. Gli elettroni della configurazione interna non vengono utilizzati per fare le reazioni. Elementi con stessa configurazione esterna presentano reattività simile e appartengono allo stesso gruppo. Per esempio, formano lo stesso tipo di composti. Un gruppo è un insieme di elementi con stessa configurazione esterna e che hanno comportamenti chimici simili.

Es: Carbonio + ossigeno forma un ossido che sarebbe il diossido di carbonio CO₂. Silicio + ossigeno forma un ossido che sarebbe la silice SiO₂, presente come minerale chiamato quarzo. Il tipo di composto che C e Si formano con l'ossigeno è simile. Per esempio, gli elementi con numero atomico 3, 11, 19 hanno lo stesso numero di elettroni nel guscio esterno, possiamo dire che essi appartengono allo stesso gruppo caratterizzato da una configurazione esterna del tipo ns¹ con n il gruppo corrispettivo a ciascun livello.

Tavola periodica degli elementi

Si possono classificare gli elementi secondo la loro configurazione elettronica esterna:

• Si dispongono in ordine atomico Z crescente.
• Quando arrivo a un gas nobile vado a capo.
• Gli elementi di uno stesso gruppo con configurazione elettronica esterna si dispongono nella stessa colonna.

Nelle colonne abbiamo i gruppi dove troviamo elementi con configurazione elettronica esterna uguale. Il gruppo dei gas nobili presenta configurazione elettronica esterna diversa da 1s² e poi np⁶. Le righe corrispondono ai periodi. Nello stesso periodo ci sono elementi con lo stesso livello elettronico energetico.

I "blocchi" della tavola periodica

Ciascun numero di colonne di ogni blocco è il doppio degli orbitali di ogni sottolivello.

Proprietà atomiche degli elementi

Varie proprietà degli elementi...