Chimica inorganica

Chimica inorganica

Un elemento è fatto di atomi tutti uguali tra 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 (massa 9,11x10^-31kg)
• Elettroni carichi negativamente circondano il nucleo e sono dispersi nel volume dell’atomo che per la maggior parte è vuoto (l'elettrone pesa circa 2000 volte meno degli altri) (massa 1,67x10^-27 kg)
• L’atomo è elettricamente neutro. Per questo motivo il numero di protoni nel nucleo è uguale al numero di elettroni che circondano il nucleo (massa 1,67x10^-27kg)

Il rapporto tra la massa di un nucleone e quello di un elettrone è pari a 1,833. 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). Tutti gli atomi con lo stesso numero atomico Z si comportano chimicamente nello stesso modo e sono classificati come atomi dello stesso elemento chimico. Atomi con uguale numero atomico ma diverso numero di massa (cioè diverso numero di neutroni) vengono definiti isotopi.

Isotopi dell'idrogeno

L'idrogeno ha 3 isotopi:

• Idrogeno o prozio H con numero di massa 1
• Deuterio o idrogeno pesante con numero di massa 2
• Trizio, idrogeno con numero di massa 3

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 molecolare

Una proprietà fisica importante di un atomo è la sua massa in grammi. Per sapere quanto pesa un atomo dovrei pesare una quantità di atomi misurabile in grammi e sapere il numero degli atomi in essa contenuta.

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.=1.66x10^-24 g, valore molto simile alla massa del protone e del neutrone]

Massa atomica relativa è un numero puro perché è un rapporto tra masse. Perché allora la massa atomica relativa del Carbonio sulla tavola periodica non è esattamente 12? Bisogna fare la media pesata che dipende dalle masse relative dei singoli isotopi e dalla loro abbondanza isotopica in natura. La massa media degli atomi di un elemento è detta peso atomico (PA) o massa atomica.

I valori sono sulla tavola periodica mentre il peso molecolare (PM) è uguale alla somma dei pesi atomici degli atomi che costituiscono la molecola, ognuno moltiplicato per il rispettivo indice. Il peso atomico (PA) è pari al rapporto tra la massa assoluta dell'atomo e l'unità di massa atomica (uma) (uma= 1,67x10^-24g).

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. Oppure lo ione si carica negativamente se acquista elettroni:

• Na → (Na⁺) + 1e^- (catione)
• Cl → + 1e^- + (Cl^-) (anione)

Gli ioni si comportano in modo differente dagli atomi dai quali derivano.

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). Es. calcoliamo il PM della molecola H₂SO₄:

• PA di H = 1
• PA di S = 32
• PA di O = 16

PM = 1x2 + 32 + 16x4 = 98

Definizione di mole

Unità fondamentale nel SI per la quantità di sostanza. 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 Carbonio 12.

Legge di Avogadro

In condizioni di temperatura 0 gradi e pressione 1 atm (condizione standard) una mole di qualsiasi sostanza occupa un volume di 22,4L. A parità di condizioni di pressione e temperatura, volumi uguali di gas diversi contengono un ugual numero di molecole e un ugual numero di moli.

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 (per l'atomo)

n moli = g/MM (per la molecola)

Se il numero di grammi è uguale al peso atomico allora sto prendendo una mole di quell'elemento che contiene una quantità di sostanza pari al numero di Avogadro.

Perché si usa la mole?

• Dal numero di moli disponibili so sempre quanti atomi o molecole sto prendendo in considerazione.
• Questo non è vero per i grammi: lo stesso numero di grammi di due sostanze diverse corrisponde ad un numero diverso di moli e quindi di molecole.

Ad es. 18 g di H₂O sono 1 mole di H₂O e un NA di molecole. 18 g di NaCl (MM=58) corrispondono a 0.31 moli e a 1.867x10²³ molecole.

A + 2B → C + 2D

I coefficienti stechiometrici esprimono il rapporto di reazione tra le specie in moli. Ad ogni simbolo è associato un indice numerico che rappresenta il numero di atomi di un dato elemento contenuti in una molecola (o in una formula minima del composto).

1 molecola di A reagisce con 2 molecole di B per dare 1 molecola di C e 2 molecole di D. Se moltiplico per NA:

• NAx1 = 1 mole di A reagisce con NAx2 = 2 moli di B
• NAx1 = 1 mole di C e NAx2 = 2 moli di D

Esempio di calcolo delle moli

Quante moli sono 525 g di H₂SO₄? PM = 98, n = 525/98 = 5,36

Quanti grammi di idrogeno sono contenuti in 525 g di H₂SO₄? Ogni molecola di H₂SO₄ contiene 2 atomi di H. Quindi le moli di H sono il doppio di quelle di H₂SO₄:

n(H) = 5,36 x 2 = 10,72

g(H) = n(H) x PA = 10,72 x 1 = 10,72g

Quante molecole di H₂SO₄ sono contenute in 525 g? In 1 mole c’è un numero di Avogadro di molecole: 6.022 x 10²³ x 5,36 = 3.22 x 10²⁴

In 98 g c’è un numero di Avogadro di molecole:

98 : 6.022 x 10²³ = 525 : x

x = (6.022 x 10²³ x 525)/98 = 3.22 x 10²⁴

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.

Interazione tra luce e materia

Le onde elettromagnetiche sono onde trasversali che si propagano anche nel vuoto, vibrando perpendicolarmente tra loro e perpendicolarmente alla direzione di propagazione dell'onda. La velocità nel vuoto è pari a quella della luce 3x10⁸ m/s. La luce e tutte le onde elettromagnetiche hanno una doppia natura, una ondulatoria e una corpuscolare. I corpuscoli contenenti la luce si chiamano quanti di luce o fotoni, e la loro energia è direttamente proporzionale alla frequenza.

Se gli atomi di un elemento in fase gassosa e a bassa pressione sono sottoposti ad intense scariche elettriche, essi assorbono energia e vengono «eccitati». Gli atomi eccitati emettono il surplus di energia sottoforma di radiazione visibile. Ogni elemento chimico ha un suo spettro di emissione a righe caratteristico.

Modello dell'atomo di Bohr

Afferma l'esistenza di orbite stazionarie, o stati stazionari nei quali gli elettroni si muovono senza irradiare energia. 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.

Principio di indeterminazione di Heisenberg

Con un elettrone non si può parlare di traiettoria, ma solo di regione di spazio in cui è diversa da zero la probabilità di trovare un elettrone in un dato istante.

Modello quanto-meccanico di Schrödinger

• 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. (ogni volta che una grandezza è discreta allora è quantizzata)
• 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

L’energia degli orbitali dipende da n. Al crescere di n aumenta l’energia dell’orbitale. Orbitali con stesso n hanno la stessa energia, cioè sono degeneri, solo per l’atomo di idrogeno. Per uno stesso numero quantico n l’energia degli orbitali varia leggermente perché dipende anche dal numero quantico secondario l. Aumenta n, ed aumentano le dimensioni e l'energia dell'orbitale.

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 ms i cui valori sono +½. Lo spin si indica con freccia in alto o in basso.

Regola di Hund (principio di massima molteplicità)

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 del guscio più esterno detti anche elettroni di valenza. 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.

Proprietà periodiche

Perché si chiama tavola periodica? Perché alcune proprietà variano lungo i periodi (righe orizzontali). 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). Lungo un gruppo (una colonna) il numero atomico aumenta, lungo un periodo (riga) da sinistra a destra diminuisce (da qui in poi le proprietà diminuiscono lungo un gruppo dall'alto al basso ed aumentano lungo un periodo da sinistra a destra).
• Energia di prima ionizzazione si divide in energia di prima ionizzazione e di seconda ionizzazione. L'energia di prima ionizzazione è quella necessaria per strappare l'elettrone più esterno ad un atomo neutro allo stato gassoso. L'energia di seconda ionizzazione è quella necessaria per strappare l'elettrone più esterno ad un catione con carica +1: M + en ionizz → (M⁺)+ e^-
• Affinità elettronica (AE) L'atomo neutro acquista un elettrone trasformandosi in un anione. È la quantità di energia liberata da un atomo isolato X quando acquista un elettrone e si trasforma nell’anione X-. X + e^- → (X^-) + affinità elettronica. AE < 0 quando anione è più stabile dell’atomo neutro. AE > 0 quando anione è meno stabile dell’atomo neutro.
• Elettronegatività Tendenza di un atomo ad attrarre verso di se gli elettroni di legame. L'elettronegatività è una grandezza adimensionale il cui valore si esprime mediante una scala che va da 0 a 4. È molto importante per il legame ionico e covalente. Eccezione è data dall'H (idrogeno) che ha una media elettronegatività. Il Cs ha la più bassa con 0,7, il F (fluoro) la più alta con 4.

Controlla questi esempi, ti dovresti ritrovare con la regola detta sopra, ovvero l'energia per l'elettronegatività diminuisce lungo un gruppo e aumenta lungo un periodo.

I legami

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

Si forma tra atomi con elevata differenza di elettronegatività in seguito al trasferimento di uno o più elettroni di valenza dall'atomo meno elettronegativo al più elettronegativo (con formazione di due ioni di carica opposta). Il legame acquista carattere ionico superiore al 50 % quando la differenza di elettronegatività tra gli atomi coinvolti è superiore a 1,7. Il legame ionico è una reazione elettrostatica tra due ioni di carica opposta. Non si formano né orbitali molecolari né molecole.

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.