Chimica inorganica

Chimica inorganica

Sostanze pure e miscele

In natura, le sostanze pure possono essere classificate, in generale, in atomi, molecole e composti ionici. L'elemento costituisce la sostanza di materia più semplice, in quanto inscindibile (da un punto di vista chimico) perché corrisponde a un solo tipo di atomo. Le molecole sono unità strutturali di atomi legati chimicamente tra di loro. Ogni sostanza pura (atomi, composti molecolari e composti ionici), quindi, presenta un insieme di proprietà uniche che la caratterizza e ne permette il riconoscimento (come il punto di ebollizione e il punto di fusione). Esse, inoltre, non possono essere separate in due o più sostanze diverse attraverso tecniche fisiche.

Una miscela è composta da due o più sostanze pure in composizione e proporzione non fissa, ma variabile, che sono separabili mediante tecniche fisiche. Una miscela è eterogenea se la diversa natura delle sue sostanze è osservabile a occhio nudo o con un microscopio ottico: le proprietà di una regione sono differenti da quelle di un’altra regione della stessa miscela. Una miscela omogenea è invece costituita da una o più sostanze nella stessa fase (liquida, solida o aeriforme): sono spesso chiamate soluzioni; nessun ingrandimento potrebbe rivelare differenti proprietà in differenti regioni della miscela omogenea. Quando vengono separati i componenti di una miscela, questi si dicono purificati.

Atomi

Grazie a una serie di esperimenti eseguiti intorno al 1900 da scienziati come Thomson e Rutherford, fu possibile definire l’atomo non come ultima e inscindibile particella della materia, bensì come una struttura composta da tre tipi di particelle, appunto, subatomiche: i protoni, carichi positivamente, gli elettroni, carichi negativamente e i neutroni, privi di carica. Tutti gli atomi corrispondenti allo stesso elemento possiedono lo stesso numero di protoni: tale valore, univoco per ciascun elemento, prende il nome di numero atomico (Z).

Il modello atomico attuale prevede che le particelle di massa maggiore (protoni e neutroni) si trovino in un nucleo molto piccolo che contiene tutte le cariche positive e la quasi totalità della massa atomica: gli elettroni, di massa mille volte minore rispetto a quella di protoni e neutroni, risiedono fuori dal nucleo, attorno al quale orbitano.

1 uma/ 1 dalton / 1 u sono unità di misura della massa atomica relativa e corrispondono a un dodicesimo della massa di un atomo di carbonio con 6 protoni e 6 neutroni (detto isotopo C₁₂). La somma del numero di protoni e di quella dei neutroni è chiamata numero di massa (A); rappresentando il simbolo dell’elemento con X, nella tavola periodica degli elementi avremo quindi:

Se da una parte Z è identico per ogni atomo corrispondente a un elemento, spesso in natura all’interno dello stesso elemento sono presenti atomi con diversi numeri di massa: tali atomi, che quindi differiscono tra di loro solo per il numero di neutroni, sono detti isotopi. Per esempio, l’elemento con numero atomico 1 presenta tre diversi isotopi: l’idrogeno, il deuterio e il trizio, che hanno rispettivamente zero, uno e due neutroni.

Abbondanza percentuale isotopica

Per calcolare l’abbondanza percentuale isotopica in una sostanza pura, si effettua tale procedimento:

'% = ∙ 100

Tale calcolo viene effettuato in concomitanza con l’esecuzione di un particolare esperimento che si serve dello spettrometro di massa. Uno strumento che sfrutta la massa delle particelle (che dipende in questo caso dal numero di massa) per separarle tra di loro ed individuare quindi l’abbondanza percentuale degli isotopi.

• La sostanza in fase gassosa è introdotta nello spettrometro attraverso il vaporizzatore.
• Ionizzazione: il campione viene bombardato con elettroni che strappano altri elettroni, ionizzando (dunque conferendo carica, in questo caso positiva) gli atomi.
• Accelerazione: gli ioni carichi positivamente vengono immessi in un campo elettrico in cui subiscono la forza elettrica e vengono accelerati.
• Deflessione: gli ioni vengono deviati nel campo magnetico (in quanto soggetti alla forza magnetica) in base alla carica che però è uguale per tutti, e alla massa.
• Rilevazione: gli ioni pesanti subiscono una minor deviazione rispetto a quelli più leggeri: si può quindi notare una separazione tra le diverse particelle e procedere a calcolare l’abbondanza percentuale degli isotopi.

Le effettive masse isotopiche non risulteranno mai essere uguali al numero di massa (ovvero della semplice somma di protoni e neutroni) degli isotopi stessi. La massa atomica/peso di massa è la massa media del campione che tiene conto degli isotopi e della loro abbondanza percentuale. La si calcola attraverso la media ponderata/pesata di tutti gli isotopi: di conseguenza, la massa atomica di un elemento è sempre più vicina alla massa dell’isotopo più abbondante.

Tavola periodica degli elementi

È una tabella in cui sono presenti tutti gli elementi, ciascun identificato in primis da numero atomico e numero di massa. Essa è suddivisa in gruppi e periodi:

• I gruppi (le colonne) raccolgono gli elementi con caratteristiche chimico-fisiche simili. Sono divisi in due categorie A e B, ciascuna delle quali ha 8 gruppi, numerati, appunto, da 1 a 8. Fra i gruppi 2A e 3A ci sono gli elementi di transizione, che sono tutti metalli.
• I periodi: sono numerati da 1 a 7; riuniscono gli atomi che hanno come numero quantico primario il numero della riga stessa.

• Gruppo 1A: metalli alcalini
• Gruppo 2A: metalli alcalino-terrosi
• Gruppo 3A: metalli terrosi
• Gruppo 4A: sono presenti elementi allotropi; l’allotropia è la condizione per cui è possibile trovare una sostanza in diverse forme (il carbonio, per esempio, lo si può trovare come grafite, come diamante etc.)
• Gruppo 5A: alcuni elementi allotropi
• Gruppo 6A: alcuni elementi allotropi
• Gruppo 7A: alogeni; elementi molto reattivi, che si combinano violentemente con gli alcalini
• Gruppo 8A: nobili, chiamati così perché stabili e dunque inerti, gas non reattivi

Composti

Composti ionici

Sono sostanze costituite da due o più ioni, caricati positivamente (cationi) o negativamente (anioni), che hanno carica elettrica complessiva nulla. Gli ioni si formano per ionizzazione di molecole o atomi: questi acquistano o perdono un elettrone acquisendo carica elettrica. Gli ioni monoatomici positivi prendono il nome del metallo da cui originano preceduto dalla parola catione. Se un metallo può formare più di un catione, affianco a ciascuno ione formatosi si mette tra parentesi la carica (in numero romano).

Per esempio, catione cobalto (II) Co²⁺.

Gli ioni monoatomici negativi prendono il nome dalla radice del nome del non-metallo da cui derivano a cui si aggiunge il suffisso –uro (ad eccezione di O^2-, che si chiama “ossido”). Per gli ioni poliatomici negativi si usa il suffisso –ato per quelli che presentano il maggior numero di atomi di ossigeno, altrimenti il suffisso –ito. Se per una sostanza sono presenti più di due ioni poliatomici negativi. Si adoperano anche i prefissi –per e –ipo.

Per i composti ionici vale la legge di Coulomb sulla forza elettrostatica tra due corpi con carica. Essa aumenta con l’aumentare della carica e diminuisce con il quadrato della distanza tra le cariche (gli ioni). Tali composti hanno come formula il semplice rapporto di proporzione minimo tra cationi e anioni, che, nel solido, si dispongono a formare un reticolo cristallino. Se si fornisce abbastanza energia da permettere agli ioni di sfuggire alle reciproche attrazioni, la struttura reticolare collasserà con conseguente fusione della sostanza. A temperatura ambiente, i composti ionici sono generalmente solidi.

Composti molecolari

I composti molecolari sono invece derivati dalla reazione redox, ma sono un ottimo reagente in reazioni acido-base. Composti molecolari binari secondo la nomenclatura IUPAC vengono suddivisi in gruppi di molecole che contengono l’ossigeno (ossidi), e molecole che non lo contengono.

Per descrivere le molecole contenenti l’ossigeno, la parola ossido è seguita dalla preposizione di e dal nome dell’altro elemento. Ossido (che contiene ossigeno) + di + elemento ossidato.

Esempi: MgO = Ossido di magnesio; CaO = Ossido di calcio.

Vengono utilizzati i prefissi numerici di origine greca (mono-, di-, tri-, tetra-, penta-, esa-, epta-) per identificare il numero (da 1 a 7) degli atomi di ogni elemento presente nella molecola.

Esempi: CO₂ = Biossido di carbonio; N₂O₃ = Triossido di diazoto.

Per le molecole che non contengono l’ossigeno, si utilizza il suffisso -uro che segue il nome dell’elemento più elettronegativo, seguito dalla preposizione di e dal nome dell’altro elemento. Come nel caso precedente si utilizzano i prefissi numerici greci.

Esempi: HBr = Bromuro di idrogeno; Al₂S₃ = Trisolfuro di dialluminio; CaCl₂ = Dicloruro di calcio.

La nomenclatura tradizionale, invece, suddivide queste due categorie in ulteriori sottoclassi, ovvero in ossidi basici e anidridi, per quelli che contengono l'ossigeno, idruri, idracidi e sali binari, per quelli che non lo contengono.

Ossidi basici (metallo + ossigeno)

Il nome degli ossidi rimane invariato rispetto alla terminologia IUPAC, ma prevede l’aggiunta di un prefisso al nome del metallo in questione se questo è in grado di formare due ossidi diversi. Si usa il suffisso -oso nel caso di stato di ossidazione minore, -ico nel caso di stato di ossidazione maggiore.

Esempi: Cu₂O = Ossido rameoso; CuO = Ossido rameico.

Anidridi o ossidi acidi (semimetallo/non metallo + ossigeno)

Per le anidridi si utilizzano gli stessi suffissi degli ossidi basici, ma poiché alcuni elementi combinati con l’ossigeno possono avere più di due stati di ossidazione, si utilizza anche il prefisso ipo- nel caso dello stato di ossidazione minore di tutti, per- per il maggiore di tutti. Questa situazione è tipica degli alogeni.

Esempi: Cl₂O = Anidride ipoclorosa; Cl₂O₃ = Anidride clorosa; Cl₂O₅ = Anidride clorica; Cl₂O₇ = Anidride perclorica.

Fanno eccezione le anidridi del cromo e del manganese, i quali, nonostante siano metalli, possono formare ossidi acidi con l’ossigeno.

Esempi: CrO₃ = Anidride cromica; MnO₃ = Anidride manganica; Mn₂O₇ = Anidride permanganica.

Idruri

Sono composti in cui l’idrogeno è legato a un elemento meno elettronegativo, come i metalli e alcuni semimetalli e non metalli, per esempio l’azoto. La forma del termine che segue idruro attiene alle regole già descritte.

Esempi: KH = Idruro di potassio; NH₃ = Idruro di azoto (ammoniaca).

Idracidi

Sono composti formati dall’idrogeno e da un non-metallo più elettronegativo. Prendono il nome di acido seguito dal nome dell’altro elemento con il suffisso -idrico.

Esempi: HF = Acido fluoridrico; HCl = Acido cloridrico; H₂S = Acido solfidrico.

Sali binari

Le molecole sono composte da un metallo e da un non metallo, al quale si attribuisce il suffisso -uro.

Esempi: NaCl = Cloruro di sodio; CuI = Ioduro rameoso.

Composti ternari

Le molecole contengono tre diversi elementi e si suddividono in idrossidi, ossiacidi e sali ternari.

Idrossidi

Sono costituiti da un metallo legato a un gruppo -OH, il quale conferisce caratteristiche basiche. Il loro nome tradizionale si ottiene mettendo il nome del metallo dopo il termine idrossido.

Ossiacidi

Sono composti formati dall’aggiunta di acqua ad anidridi, e il loro nome, nella classificazione tradizionale, deriva proprio da quello dell’anidride.

SO₂ (Anidride solforosa) + H₂O → H₂SO₃ = Acido solforoso

SO₃ (Anidride solforica) + H₂O → H₂SO₄ = Acido solforico

Le stesse molecole, nella nomenclatura IUPAC, vengono chiamate rispettivamente acido triossosolforico e acido tetraossosolforico. In alcuni casi le molecole di acqua che possono reagire con l’anidride sono più di una, per questo motivo si aggiunge il prefisso meta- se una, piro- se due e orto- se tre. Quest’ultimo può anche essere omesso.

P₂O₅ + H₂O → 2HPO₃ = Acido metafosforico

P₂O₅ + 2H₂O → H₄P₂O₇ = Acido pirofosforico

P₂O₅ + 3H₂O → 2H₃PO₄ = Acido (orto)fosforico

Sali ternari

Sostituendo gli atomi di idrogeno degli ossiacidi con metalli, si formano i sali ternari. Sono utilizzati nuovi suffissi in sostituzione ed in corrispondenza con quelli precedenti. In parentesi il nome IUPAC, in questo caso assai poco usati.

HNO₂ = Acido nitroso → NaNO₂ = Nitrito di sodio (diossonitrito di sodio)

HNO₃ = Acido nitrico → NaNO₃ = Nitrato di sodio (triossonitrato di sodio)

H₃PO₄ = Acido fosforico → K₃PO₄ = Fosfato di potassio (tetraossofosfato di tripotassio)

La mole

Quando due sostanze reagiscono tra di loro è necessario sapere quanti atomi e quante molecole sono coinvolte per avere formule attendibili nei prodotti: è necessario avere uno strumento che colleghi il mondo microscopico a quello macroscopico. Questa corrispondenza è permessa dalla mole, unità di misura del SI per misurare una quantità di sostanza. Una mole è la quantità di sostanza che contiene un numero di particelle elementari pari al numero di atomi contenuti in 12 grammi di C₁₂.

1 mole = 6,022 ∙ 10²³ particelle → numero di Avogadro

La massa in grammi di una mole di qualsiasi elemento o composto molecolare è la massa molare (g/mol). Nei composti ionici si usa invece il peso formula, in quanto non sono costituiti da molecole. Molto spesso le concentrazioni si calcolano a partire dalle moli piuttosto che dalla massa. Per esempio, la molarità (M) si calcola in questo modo: M = n(mol)/V(L). In quanto non dipende dalla massa, la molarità è una grandezza intensiva.

La massa atomica/massa molecolare di un elemento/molecola (in uma) è numericamente uguale alla massa in grammi di 1 mole di composto. 1 molecola di acqua (18,02 uma) → 1 mole di acqua (18,02 g).

In una reazione chimica, i pedici indicano non solo il numero di atomi in una molecola, ma anche il numero di moli di atomi per ogni mole di molecola.

Esercizio con moli e grammi

Quanti grammi di carbonio ci sono in 16,55 grammi di glucosio?

Moli di C in 6, MM (massa molare) di C 12,01 g/mol, MM (massa molare) di glucosio 180,16 g/mol

Frazione in massa del carbonio = 0,4, Percentuale in massa del carbonio 40%

Massa del carbonio 40% (16,55g) = 6,62g

La diluizione di una soluzione è l’aggiunta di solvente (sostanza presente in maggior quantità) alla soluzione stessa in modo da diminuirne la concentrazione. Per operare una diluizione è sufficiente sapere che il numero di moli di soluto (sostanza presente in minore quantità) rimane invariato; di conseguenza, siccome M = n(mol)/V(L) [ovvero la concentrazione molare è uguale al rapporto tra il numero di moli del soluto e il volume in litri della soluzione], si può sfruttare l’uguaglianza M₁*V₁ = M₂*V₂ per calcolare il volume necessario per avere una diversa (minore) concentrazione M₂.

Reazioni chimiche

La legge di Lavoisier, anche detta legge di conservazione della materia, afferma che la materia non si possa né creare né distruggere, ma solo trasformare. È sotto questo principio che bisogna saper analizzare e trattare le reazioni chimiche. In un sistema isolato (senza scambi di massa o energia con l’esterno), se la massa dei reagenti di una reazione è di Xg, anche la massa complessiva dei prodotti dovrà essere di Xg. Lo stesso principio si applica, più semplicemente, agli atomi: se tra i reagenti troviamo Y atomi di ossigeno, i prodotti dovranno contenere Y atomi di ossigeno.

In una reazione chimica, la stechiometria è la relazione tra la quantità dei reagenti e quella dei prodotti. I numeri che accompagnano le formule dei composti in una reazione chimica, sono definiti coefficienti stechiometrici. Nel bilanciamento di equazioni chimiche bisogna rispettare due condizioni:

• Le formule dei reagenti e dei prodotti devono essere corrette, altrimenti l’equazione non ha significato.
• Si devono utilizzare coefficienti che moltiplichino l’intera formula chimica della sostanza.

Conoscendo il concetto di mole e massa molare in riferimento alla stechiometria, date due quantità in massa dei reagenti è possibile verificare quale dei due sia il reagente limitante (ovvero quello che si consuma totalmente) e quale sia quello in eccesso (del quale rimarrà un residuo); è opportuno ricordarsi che non sempre il reagente in minor quantità è quello limitante.

In una reazione, la resa percentuale è il rapporto, moltiplicato per cento, tra la quantità di prodotto effettivamente ottenuto e la quantità di prodotto teorico. Molto spesso le reazioni sono reversibili, ovvero ammettono una reazione inversa che porta alla formazione dei reagenti originali.