Chimica inorganica

Chimica dell'atomo

Cosa è un atomo

La materia è costituita da atomi. L'atomo consiste in un nucleo composto da protoni e neutroni, circondato da un involucro di elettroni.

Caratteristiche delle particelle subatomiche

• Protone:
  • Massa (kg) = 1,67262 x 10^-27
  • Carica = +1
• Neutrone:
  • Massa (kg) = 1,67493 x 10^-27
  • Carica = 0
• Elettrone:
  • Massa (kg) = 9,10939 x 10^-31
  • Carica = -1

Protoni e neutroni sono anche detti nucleoni. L'atomo isolato è neutro perché il numero di protoni è identico a quello degli elettroni.

Numero atomico e numero di massa

Numero di massa (A): numero di protoni + numero di neutroni (numero totale dei nucleoni). Si scrive in alto a sinistra del simbolo dell'elemento.

Numero atomico (Z): numero di protoni di un atomo. Tutti gli atomi con lo stesso Z, sono atomi dello stesso elemento. Si scrive in basso a sinistra del simbolo dell'elemento.

Numero di neutroni = numero di massa (A) - numero atomico (Z). In termini di massa atomica, contano solo neutroni e protoni, ma non gli elettroni.

Ioni

Gli atomi possono cedere o acquistare elettroni, perdendo la loro neutralità:

• Catione: ione positivo; ha ceduto elettroni.
• Anione: ione negativo; ha acquistato elettroni.

Nei processi chimici sono coinvolti soltanto gli elettroni; si parla altrimenti di processi nucleari.

Isotopi

Gli isotopi sono atomi di uno stesso elemento, quindi con uguale numero atomico, ma con diverso numero di neutroni e perciò, diverso numero di massa. Avendo lo stesso numero di protoni, e quindi di elettroni, hanno le stesse proprietà chimiche. Ogni elemento è costituito da uno o più isotopi, presenti in percentuale variabile. La maggior parte degli elementi naturali possiede due o più isotopi stabili, quelli instabili sono radioattivi: emettono raggi α, β e γ per stabilizzarsi.

Esempio: carbonio.

• Isotopi naturali: ¹²C; ¹³C; ¹⁴C.
• Isotopi artificiali: ⁸C; ⁹C; ¹⁰C; ¹¹C; ¹⁵C.

Idrogeno:

• ¹H: idrogeno o prozio, 1 protone, 0 neutroni
• ²H: deuterio, 1 protone, 1 neutrone
• ³H: trizio, 1 protone, 2 neutroni

Massa degli atomi e difetto di massa

La massa reale di un atomo è sempre inferiore a quella calcolata sommando le masse dei nucleoni. Il nucleo dell'atomo, nonostante vi siano più protoni a distanza ravvicinata con una forte repulsione elettrostatica tra loro, è molto compatto, grazie a un'interazione nucleare forte, per generare la quale, parte della massa dell'atomo si trasforma in energia di legame, secondo la relazione di Einstein: E = m x c² (ΔE = Δm x c²) dove c è circa 300.000 km/s. Il difetto di massa corrisponde perciò all'energia liberata per la formazione del nucleo.

Massa atomica e unità di misura

L'U.M.A. è l'unità di massa atomica ed è pari a 1/12 della massa atomica del carbonio 12.

1 U.M.A. = 1,6605 x 10^-27 kg

La massa atomica tabulata (presente sulla tavola periodica) è la media delle masse degli isotopi naturali di un elemento ponderata secondo le rispettive abbondanze naturali.

Atomi e molecole

Gli atomi, unità base della materia, tendono spontaneamente ad aggregarsi formando sostanze. Una sostanza è una porzione di materia a composizione definita e costante. L'unità base delle sostanze è la molecola, la più piccola particella capace di esistenza allo stato libero che conservi tutte le proprietà della sostanza. Contiene atomi dei vari elementi in un rapporto ben definito.

Esempi: La massa di una molecola è la somma delle masse degli atomi che la compongono e si esprime in U.M.A.

Miscugli o miscele

La materia è costituita da:

• Miscugli o miscele: porzione di materia costituita da più sostanze.
• Sostanze pure: sistema a composizione definita e costante. Non ha caratteristiche chimiche e fisiche proprie ben determinate ma conserva in gran parte quelle delle sostanze da cui è costituita.

Sostanze pure

Una sostanza pura può essere:

• Elementare: costituita da atomi dello stesso elemento;
• Composta: costituita da atomi di più elementi in combinazione chimica.

Sono note milioni di sostanze pure, solo un centinaio di esse sono sostanze elementari.

Sostanze elementari

Gli atomi di uno stesso elemento possono avere diverse forme:

• Forma monoatomica: He; Ne; Ar; Kr; Xe; Rn.
• Forma molecolare biatomica: H₂; O₂; F₂; I₂; Cl₂ etc.
• Insieme continuo di atomi legati covalentemente: grafite, silicio, boro amorfo etc.
• Forma metallica: la maggior parte delle sostanze elementari si presentano in questa forma; si tratta di un insieme di atomi disposti ordinatamente nello spazio, tenuti insieme dal legame metallico.
• Forme allotropiche (allotropi): alcuni elementi danno origine a più di una sostanza elementare, come il carbonio che si presenta in forma amorfa, diamante, grafite, nanotubi di carbonio etc.

Sostanze composte

• Molecolari: costituite da atomi di due o più elementi in combinazione chimica (H₂O, H₂O₂, C₂H₆O₂);
• Ioniche: costituite da ioni, particelle dotate di carica elettrica a causa della presenza di un numero di elettroni diverso dal numero di protoni. I cationi sono ioni positivi che hanno perso uno o più elettroni; gli anioni sono ioni negativi che hanno acquisito uno o più elettroni.

Ci sono ioni monoatomici (Na⁺; Cl^-; ecc.) e poliatomici (NO₃^-; NH₄⁺ ecc.).

Gli ioni si organizzano in reticoli cristallini contenenti ioni di segno opposto: un cristallo di NaCl è costituito da un insieme ordinato di ioni Na⁺ e Cl^- in numero uguale; ogni Cl^- è circondato da sei Na⁺ e ogni Na⁺ da sei Cl^-.

Miscugli o miscele

Ci sono due tipi di miscele o miscugli:

• Omogenei (soluzioni): hanno la stessa composizione in ogni punto e i componenti sono indistinguibili. Possono esistere nei tre stati di aggregazione. Esempi: aria, vino, bronzo, acciaio.
• Eterogenei: non hanno la stessa composizione in ogni punto e presentano parti fisicamente distinguibili (rocce; latte; nebbia ecc.).

Formule chimiche

Sono scritture che contengono tutta l'informazione qualitativa e quantitativa necessaria a descrivere la composizione atomica della sostanza. Tipi di formule:

• Formula minima: esprime i rapporti tra gli elementi che formano un composto usando come indici i numeri più piccoli possibili; esempio: CH₃O.
• Formula molecolare: riporta i rapporti tra gli atomi effettivamente presenti nella molecola della sostanza composta; esempio: C₂H₆O₂.
• Formula di struttura: esprime graficamente le posizioni relative e le connessioni tra gli atomi, evidenziandone i legami chimici.

Esempio: glicole etilenico

Isomeri

A una stessa formula molecolare può corrispondere più di una sostanza. Due o più sostanze con la stessa formula molecolare ma diversa natura e proprietà, hanno diversa formula di struttura. Esempio: C₂H₆O.

Modello atomico

Teoria atomica di Dalton (1802-1803): Dalton intuì che la materia era costituita da atomi piccolissimi, indivisibili, indistruttibili e non creabili; solo questo poteva spiegare le leggi di Lavoisier e Proust. La teoria di Dalton sostiene che tutti gli atomi di un elemento sono uguali tra loro e hanno la stessa massa; da essi non è possibile ottenere atomi di un altro elemento e si possono combinare solo con numeri interi di atomi di un altro elemento; in una reazione chimica gli atomi non possono essere né creati e distrutti ma si trasferiscono interi formando nuovi composti. Dalton postulò anche la legge delle proporzioni multiple o legge di Dalton: quando un elemento si combina con la stessa massa di un secondo elemento per formare composti diversi, le masse del primo elemento stanno tra loro in rapporti esprimibili mediante numeri interi e piccoli.

Modello di Thomson (1904): anche detto modello a panettone; in questo modello, l'atomo è costituito da una distribuzione di carica positiva diffusa, all'interno della quale sono inserite le cariche negative. Nel complesso l'atomo è elettricamente neutro. È stato anche lo scopritore dell’elettrone (1897) e degli isotopi.

Modello di Rutherford o modello planetario (1911): fu il primo a sostenere che il numero di protoni e quello di elettroni fossero uguali, perché l’atomo isolato è neutro. Il modello di Rutherford è in disaccordo con la teoria elettromagnetica classica secondo la quale una carica elettrica (in questo caso l’elettrone), in movimento, dovrebbe perdere gradualmente energia, descrivendo orbite di raggio sempre minore, fino a ricadere sul nucleo.

Modello di Bohr (1913): si basa su Rutherford e la teoria quantistica di Max Planck. Ipotizza l’esistenza di orbite stazionarie nelle quali gli elettroni possono muoversi senza irradiare energia. Un elettrone appartiene a un’orbita stazionaria se il valore del suo momento angolare mvr è multiplo intero di h/2π.

mvr = n x h/2π

h = costante di Planck = 6,625 x 10^-34J x s.

n = numero quantico principale.

Più un elettrone è lontano dal nucleo, maggiore è la sua energia; gli elettroni più lontani hanno n maggiore, perciò maggiore è n, maggiore è l’energia dell’elettrone. L’atomo scambia energia con l'esterno quando un elettrone passa da un'orbita a un'altra. Viene emesso o assorbito un fotone di energia pari a ΔΕ = E₂ - E₁.

Ipotesi di De Broglie

De Broglie avanzò l’ipotesi che la materia possedesse una natura ondulatoria. Secondo tale ipotesi, a ogni corpo è possibile associare un'onda. Per provare tale ipotesi era necessario calcolare la lunghezza d'onda associata a un certo oggetto (per esempio un elettrone) e controllare sperimentalmente se esso potesse produrre fenomeni ondulatori come interferenza o diffrazione, compatibili con la lunghezza d'onda calcolata. La lunghezza d'onda di De Broglie è calcolata come rapporto tra la costante di Planck e la lunghezza d’onda. Le orbite quantizzate di Bohr devono soddisfare la condizione di contenere un numero intero di λ; si formano perciò onde stazionarie.

Modello ondulatorio dell’atomo

Nel modello ondulatorio, l'atomo è costituito da un nucleo (contenente protoni e neutroni) e da elettroni. Il movimento degli elettroni può essere rappresentato soltanto tramite il concetto di probabilità: l'elettrone si trova confinato in regioni di spazio dette orbitali, nelle quali non è identificabile come particella fisica poiché si comporta come una nuvola elettronica.

Principio di indeterminazione di Heisenberg

È impossibile conoscere simultaneamente l'esatta quantità di moto e la posizione della particella subatomica. Tanto più esattamente si conosce la posizione, tanto meno si conoscerà la quantità di moto e viceversa. Non si può parlare per l'elettrone di una traiettoria ma solo di uno spazio in cui è diversa da zero la probabilità di trovare un elettrone.

La meccanica ondulatoria

Un'onda è data dalla variazione periodica e regolare di una certa proprietà. È caratterizzata da:

• λ = lunghezza d'onda: distanza tra due punti del fenomeno ondulatorio nella stessa situazione (è una lunghezza);
• v = frequenza: numero di creste che si producono in un punto nell'unità di tempo. È l'inverso del tempo (1/t) e si misura in cicli per secondo o Hertz;
• Ampiezza: picco massimo o minimo raggiunto dalla cresta; è associata all'energia trasportata dall’onda.

λ e v sono inversamente proporzionali e correlate alla velocità di propagazione: λ x v = C.

[λ x v] = lunghezza/tempo.

Le onde interagendo tra loro dando luogo a interferenze costruttive distruttive come fenomeno di diffrazione (cerchi nell’acqua quando si getta una pietra).

Oscillatore vincolato

La condizione delle orbite stazionarie è la stessa che fissa la frequenza di vibrazione di un oscillatore vincolato. Esempio: la corda di una chitarra, fissata alle due estremità. I nodi in cui è fissata non vibrano e ne condizionano la vibrazione suddividendola in distanze pari a λ/2 (mezze lunghezze d’onda). Una corda vincolata produce solo certe caratteristiche λ perché la corda può necessariamente contenere solo un numero intero di λ/2 e quindi solo vibrazioni per cui vale la relazione:

L = n(λ/2)

L = lunghezza della corda n = 1,2, 3, 4…

Si possono dunque formare solo onde stazionarie. Un fascio di elettroni che attraversa una lamina d'oro produce una figura di diffrazione perciò anche l'elettrone può comportarsi da onda.

Meccanica ondulatoria

Schrödinger con la meccanica ondulatoria introdusse l’idea che le informazioni sullo stato dell'elettrone possano essere trovate risolvendo l'equazione d’onda (tipica di un comportamento ondulatorio).

Elettrone nell'atomo di idrogeno: Schrödinger ricavò un'equazione differenziale, l'equazione d'onda di Schrödinger, che descrive l'onda materiale tridimensionale associata all'elettrone dell'atomo di idrogeno vincolato a orbitare attorno al nucleo. Le soluzioni dell'equazione di Schrödinger sono funzioni d'onda orbitali o semplicemente detti orbitali e sono quantizzati secondo tre numeri quantici: n, l e m. Un orbitale non è un oggetto e non ha una forma, ma è una funzione matematica che rappresenta lo spazio in cui si ha una probabilità superiore al 90% di trovare un elettrone.

ψ_nlm (x’,y’,z’) (equazione di Schrödinger): descrive l’ampiezza dell'onda materiale associata all'elettrone in un determinato punto nello spazio (x’,y’,z’) e come tale può avere segno positivo o negativo a seconda che l’ampiezza dell’onda sia positiva o negativa.

[ψ_nlm (x’,y’,z’)]² è invece la probabilità di trovare un elettrone in un certo punto (x’,y’,z’) e come tale non è mai un valore negativo (una probabilità può essere maggiore o minore ma mai negativa!).

Il concetto di traiettoria esatta della meccanica newtoniana viene sostituito da quello di distribuzione di densità elettronica.

I numeri quantici

• n: numero quantico principale interi > 0 n = 1,2,3,4.. Definisce il livello energetico e l’energia dell'elettrone.
  • n 1 2 3 4 5 6 7
  • nome guscio K L M N O P Q
• l: numero quantico secondario interi da 0 a n-1 Definisce la forma dell'orbitale:
  • l = 0 orbitali s
  • l = 1 orbitali p
  • l = 2 orbitali d
  • l = 3 orbitali f
• m: numero quantico magnetico interi da -l: -l, (-l+1)…0…(l-1), +l Definisce l'orientamento nello spazio dell'orbitale.
• s: numero quantico di Spin: l’elettrone può ruotare attorno al proprio asse in senso orario o antiorario (moto di Spin). A seconda del senso di rotazione, s assume convenzionalmente il valore di +1/2 o -1/2.

Essendo l'elettrone una particella carica elettricamente, ruotando su se stesso genera un campo magnetico. Quando due elettroni hanno spin opposto, l'alterazione dovuta ai loro campi magnetici compensa la forza repulsiva dovuta alle cariche uguali e permette agli elettroni di occupare la stessa regione di spazio.

Principio di esclusione di Pauli: non possono esistere nello stesso atomo, due elettroni con gli stessi quattro numeri quantici —> ogni orbitale descrive al massimo due elettroni che differiscono tra loro per lo spin.

Le caratteristiche degli orbitali si modificano perché

• Il valore dell'energia diminuisce avvicinandosi al nucleo;
• I sottolivelli di un livello n non hanno la stessa energia perché essa dipende anche da l (s

L'elettrone a seconda dell'energia che possiede, va a situarsi in zone di energia corrispondente. Orbitali con la stessa energia sono detti degeneri. Livelli energetici aventi lo stesso n sono detti gusci elettronici:

In uno stesso guscio vi possono essere orbitali che differiscono per il numero quantico l e sono detti sottogusci; per esempio: guscio L (n=2) ha l=0;1 e ha perciò due sottogusci, 2s e 2p; guscio M (n=3) ha l=0;1;2; ha perciò tre sottogusci, 3s, 3p e 3d.

Principio di Aufbau

Si possono costruire le configurazioni elettroniche (distribuzione degli elettroni nei vari orbitali) seguendo cinque regole che formano il principio di Aufbau (costruzione in tedesco).

È composto da cinque regole:

1. Un orbitale può contenere al massimo due elettroni, che devono avere spin opposto (principio di esclusione di Pauli);
2. Gli elettroni devono essere inseriti in ordine di energia crescente degli orbitali;
3. Tutti gli orbitali della stessa energia devono essere riempiti prima di passare a quelli successivi;
4. Gli elettroni tendono a occupare singolarmente orbitali aventi uguale energia (degeneri) —> quando si aggiungono elettroni a orbitali degeneri, prima di accoppiarli in uno stesso orbitale, si inserisce un solo elettrone in ognuno —> regola di Hund; in questa maniera l'atomo è più stabile;
5. Quando si inseriscono gli elettroni, uno a uno, in orbitali degeneri, devono avere spin parallelo.

Esempio: configurazione elettronica del ferro.

Tavola periodica degli elementi

La tavola periodica degli elementi è stata ideata dal chimico russo Mendeleev nel 1869, e, in modo indipendente, dal chimico tedesco Meyer. Riporta tutti gli elementi chimici, individuati da un nome e da un simbolo (una o due lettere, la prima sempre maiuscola, la seconda mai). Gli elementi sono disposti in ordine crescente di numero atomico.