Chimica inorganica

CHIMICA INORGANICA

Un elemento è fatto di atomi tutti uguali tra loro.

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^-31

Kg)

• 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.

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

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

E’ 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)

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 ------> + 1 e- + (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. E’ 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 mola 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

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

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 x2= 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

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 3x10^8 m/s

La luce e tutte le onde elettromagnetica 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.

PRINICIPIO DI INDETERMINAZIONE DI HEINBERG

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 (y)

•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 y dipendono da 3 numeri quantici (n, l, m)

•y2è 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 la 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 msi 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.

Perchè si chiama tavola periodica? perchè alcune proprietà variano lungo i periodi (righe

orizzontali)

PROPRIETA' 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)

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

L'atomo neutro acquista un elettrone trasformandosi in un anione.

E' 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

Tendeva di un atomo ad attrarre verso di se gli elettroni di legame. L'elettronegativa è

una grandezza adimensionale il cio valore si esprime mediante una scala che va da 0 a 4.

E' 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

1) 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 nè orbitali molecolari nè

moelcole.

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’UNITA’ FORMULA, che è il più piccolo

aggregato di ioni che sia elettricamente neutro