chimica inorganica, cenni di chimica organica

Capitolo 1

Grandezze fisiche e unità di misura

Le grandezze fisiche si dividono in fondamentali e derivate; ogni grandezza fisica è individuata da un’unità di misura, multipli e sottomultipli. L’insieme delle unità di misura forma un sistema. Attualmente, il sistema più utilizzato in campo scientifico è il Sistema Internazionale, che utilizza il metro, il secondo, il kilogrammo e la mole.

Proprietà della materia

Si definisce materia tutto ciò che è dotato di massa e occupa un dato volume. La massa è la resistenza del corpo all’accelerazione, ed è spesso confusa con la quantità di materia, ovvero il numero di particelle che compongono un corpo, e il peso, la forza con cui il corpo è attratto dalla Terra e dalla forza di gravità. Ciascun corpo inoltre presenta proprietà fisiche e chimiche.

Le proprietà fisiche sono quelle che non dipendono dalla composizione del corpo, e si dividono in estensive (dipendono dalle dimensioni; volume, peso, calore) ed intensive (non dipendono dalle dimensioni; temperatura, densità).

Le proprietà chimiche dipendono dalla composizione della materia; le sostanze, le proporzioni, la reattività.

Sistemi omogenei ed eterogenei

“Sistema” è definito come una parte delimitata dell’universo. Un sistema omogeneo è composto da sostanze con le stesse proprietà; in questo caso è presente una sola fase ed è detto monofasico. Se il sistema presenta più fasi è polifasico, detto eterogeneo.

Composizione della materia

Le sostanze pure si dividono in elementi e composti; un elemento è una sostanza formata da particelle uguali, mentre i composti sono sostanze complesse dalle quali è possibile ricavare i singoli componenti.

• Molecolari (composti da molecole – ex acqua)
• Ionici (composti da ioni – ioni positivi detti cationi, ioni negativi detti anioni)

Le miscele si ottengono unendo più sostanze pure:

• Sistema omogeneo monofasico: soluzione
• Sistema eterogeneo polifasico: miscuglio

Capitolo 2

Atomo, particelle subatomiche, numero atomico, numero di massa, isotopo

Un atomo è la più piccola particella di un elemento, che ne possiede ancora le proprietà; diversi studi hanno dimostrato che questo non è un’entità indivisibile, ma è a sua volta composto da particelle: elettroni, protoni e neutroni. Gli elettroni sono dotati di carica negativa, i protoni possiedono carica positiva, i neutroni non hanno carica. Neutroni e protoni si trovano in un’area detta nucleo, mentre gli elettroni si spostano nella zona esterna circostante.

Ogni atomo è individuato da dei numeri; il numero atomico ed il numero di massa. Il numero atomico è scritto con la lettera Z, ed indica il numero di protoni nel nucleo. Il numero di massa è scritto con la lettera A, ed indica la somma di protoni e neutroni. Il numero di neutroni presenti in un atomo si può quindi trovare facendo A-Z. L’insieme degli atomi di un determinato elemento con lo stesso numero di massa A formano un isotopo.

Teoria atomica moderna

Uno dei modelli più noti per la teoria atomica moderna è quello elaborato da Niels Bohr, il quale sosteneva che gli elettroni si muovessero attorno al nucleo in un moto circolare seguendo una traiettoria alla quale è associata una certa energia. Questo modello è oggi superato, ma ha introdotto un importante concetto; gli elettroni possono assumere soltanto alcuni valori energetici.

Un particolare da tenere in considerazione: non è possibile determinare con precisione la posizione di un elettrone, ma è possibile valutare la probabilità della presenza di un elettrone in una certa area circondante il nucleo in un dato momento. Questa regione prende il nome di orbitale.

I numeri quantici

Gli elettroni di uno stesso atomo non hanno la stessa energia e possono essere distinti in più livelli; i loro valori sono definiti dai numeri quantici.

• Numero quantico principale n: definisce il livello energetico dell’elettrone. Può assumere soltanto valori positivi.
• Numero quantico secondario l: determina il sottolivello energetico, ed assume valori tra 0 e n-1.
• Numero quantico magnetico m: stabilisce il valore del campo magnetico dovuto al moto dell’elettrone, assume valori tra +l e -l.
• Quarto numero quantico: dipende dal senso di rotazione dell’elettrone rispetto al proprio asse, assume valori tra +1/2 e – 1/2.

Principio di esclusione di Pauli: un atomo non può presentare due elettroni con gli stessi numeri q.

Energia e riempimento degli orbitali

La reattività di un elemento dipende dagli elettroni del livello più esterno, detto strato di valenza. La configurazione elettronica è la rappresentazione della disposizione degli elettroni. Gli elementi i cui orbitali s e p sono riempiti con otto elettroni (detta configurazione a ottetto) sono stabili.

Capitolo 3

Energia di ionizzazione e affinità elettronica

Per “allontanare” un elettrone dello strato di valenza e ottenere un catione dell’elemento è necessaria una spesa di energia, detta energia di ionizzazione. La spesa di energia aumenta all’aumentare degli elettroni che si desidera allontanare.

I metalli alcalini possiedono un solo elettrone nello strato di valenza, ed hanno una energia di ionizzazione molto bassa. Hanno quindi tendenza a cedere un elettrone per trasformarsi in un catione stabile. L’energia di ionizzazione aumenta passando agli elementi dei gruppi superiori, fino ad arrivare ai gas nobili dell’ottavo gruppo che, poiché possiedono già una configurazione a ottetto, se perdessero un elettrone si avrebbe una notevole perdita di stabilità.

In generale i metalli hanno tendenza a cedere un elettrone tale da acquistare la configurazione del gas nobile che li precede, mentre i non metalli tendono ad acquistare elettroni.

L’affinità elettronica è l’energia che viene liberata quando si aggiunge un elettrone a un atomo neutro per trasformarlo in anione. In questo caso, gli alogeni, i quali possiedono 7 elettroni nello strato di valenza, hanno un’alta affinità elettronica, e l’acquisto di un elettrone li porta ad assumere la configurazione del gas nobile più vicino.

Elettronegatività

È la media tra energia di prima ionizzazione e affinità elettronica, ed indica la tendenza dell’atomo ad acquistare elettroni; un atomo molto elettronegativo ha grande tendenza ad acquistare elettroni, mentre uno con un basso valore è più tendente a cederli.

Legame ionico

La tendenza di un atomo a cedere o acquisire elettroni dipende dalla possibilità di raggiungere la configurazione a ottetto del gas nobile più vicino. (ex il sodio Na tende a cedere l’elettrone dello strato di valenza e raggiungere la configurazione del neon Ne) La forza che tiene uniti due ioni è detta legame ionico o eteropolare (ex NaCl – composto ionico).

In linea di massima, si può prevedere un trasferimento di elettroni quando la differenza di elettronegatività tra due atomi è maggiore a 2. I composti ionici possiedono una struttura dove gli ioni formano un reticolo; l’energia reticolare è l’energia spesa per allontanare all’infinito uno ione dal reticolo di cui fa parte. Il legame ionico non coinvolge mai solo due ioni; non si parla quindi di molecola ma di unità formula.

Legame covalente puro e polarizzato

Prendiamo in considerazione due atomi uguali (ex due H); poiché hanno entrambi la stessa tendenza a cedere/acquisire elettroni, li mettono in compartecipazione, in modo che entrambi possano raggiungere la configurazione elettronica dell’elio. I due elettroni messi in comune vanno a occupare un nuovo orbitale, detto orbitale molecolare. I composti chimici in cui sono presenti legami covalenti sono detti molecole. L’energia di un legame covalente è l’energia spesa per allontanare i due atomi legati a una distanza infinita, mentre la lunghezza di legame è la distanza tra i due atomi legati tra loro.

Legame covalente puro: i due atomi hanno la stessa elettronegatività, e gli elettroni condivisi sono attratti dai due ioni.

Legame covalente polarizzato: i due atomi hanno elettronegatività diversa, gli elettroni condivisi sono attratti maggiormente dall’atomo più elettronegativo.

Geometria delle molecole

La forma di una molecola può essere compresa grazie alla teoria VSEPR o teoria della repulsione delle coppie elettroniche dello strato di valenza. Secondo questa teoria le coppie elettroniche esterne (sia di legame che no), essendo cariche negativamente si respingono reciprocamente e si dispongono in modo da essere il più lontane possibile. Per conoscere la disposizione spaziale degli atomi di una molecola è quindi fondamentale conoscere il numero di coppie elettroniche coinvolte nei fenomeni di repulsione, sommando gli atomi legati all’atomo centrale con le coppie non condivise.

Le geometrie più comuni sono la lineare (BeCl₂), triangolare planare (BCl₃) e la tetraedrica (CH₄).

Dipoli

Una specie chimica è detta dipolare quando alle estremità presenta cariche di segno opposto: la molecola di acqua è un dipolo. Le molecole dipolari sono definite anche polari, mentre le molecole che non sono dipoli sono dette apolari. La polarità di una molecola deve essere valutata in riferimento all’elettronegatività degli atomi che la compongono e alla geometria della molecola stessa.

Risonanza

Si tratta della delocalizzazione degli elettroni di legame che si distribuiscono tra più atomi. Questa proprietà conferisce stabilità alla specie chimica considerata.

Legame a idrogeno

Si tratta del legame più forte, che si forma tra un atomo di idrogeno interposto tra un atomo donatore ed uno accettore. Il requisito fondamentale per la formazione di un legame a idrogeno è che sia donatore che accettore devono essere molto elettronegativi. È proprio la presenza di legami a idrogeno a spiegare molte delle proprietà chimico-fisiche dell’acqua; il fatto che una sostanza possa infatti sciogliersi in essa dipende in gran parte dalla possibilità che la sostanza possa stringere legami a idrogeno con le molecole di acqua.

Capitolo 4

Gli idruri

Le proprietà chimiche di un elemento dipendono dalla configurazione elettronica esterna; si può quindi immaginare che elementi dello stesso gruppo, con configurazione elettronica simile, abbiano un simile comportamento chimico; questo è confermato dagli idruri, dei composti binari dell’idrogeno (ione idruro H^-).

In generale, gli elementi dei primi due gruppi, se legati con H, formano composti detti idruri ionici, denominati utilizzando il termine “idruro” seguito dal nome del metallo (ex. idruro di potassio). Gli elementi degli altri gruppi formano gli idruri covalenti, denominati aggiungendo il suffisso “-uro” al nome dell’elemento, seguito da “di idrogeno” (ex. cloruro di idrogeno).

Tra i composti covalenti dell’idrogeno importanti sotto un punto di vista biochimico si hanno l’ammoniaca NH₃ e l’acqua H₂O.

• Gruppo IA: formula generale XH
• Gruppo IIA: formula generale XH₂
• Gruppo IVA: formula generale XH₄
• Gruppo VA: formula generale XH₃, legano tre atomi di idrogeno e mantengono una coppia di elettroni non condivisa
• Gruppo VIA: formula generale H₂X, legano due atomi di idrogeno e mantengono due coppie di elettroni non condivise
• Alogeni (VIIA): formula generale HX, legano un solo atomo di idrogeno e mantengono tre coppie non condivise

Gli ossidi

Si tratta dei composti binari dell’ossigeno. Gli elementi dei primi tre gruppi formano ossidi ionici, costituiti dallo ione metallico e dallo ione ossido O^2-. Questi composti sono denominati utilizzando il termine “ossido” seguito dal nome dell’elemento (ex. ossido di litio).

• Gruppo IA: formula generale X₂O
• Gruppo IIA: formula generale XO
• Gruppo IIIA: formula generale X₂O₃; il boro forma un ossido con caratteristiche intermedie tra ioniche e covalenti, mentre l’alluminio forma un composto ionico

Gli elementi degli altri gruppi formano gli ossidi covalenti. È da notare che i vari elementi possono formare più ossidi, e la denominazione risulta quindi più complessa. Si usa un prefisso che indica il numero di atomi in ciascun elemento (ex. N₂O₅ pentossido di diazoto).

Esistono inoltre nomi comuni accettati dalla comunità scientifica; il diossido di carbonio CO₂ è comunemente noto come anidride carbonica.

• Gruppo IVA: CO, CO₂, SiO
• Gruppo VA: azoto forma cinque ossidi (N₂O, NO, N₂O₃, NO₂, N₂O₅) ed il fosforo due (P₄O₆, P₄O₁₀)
• Gruppo VIA: lo zolfo forma due ossidi (SO₂, SO₃)
• Alogeni (VIIA): il cloro forma diversi ossidi; il più importante è Cl₂O₇

Elementi di transizione: alcuni metalli si combinano con O in proporzioni diverse; questo comporta la presenza di più ossidi dello stesso metallo. La denominazione prevede quindi l’uso del suffisso “-ico” per il metallo con il numero di ossidazione maggiore, mentre “-oso” per il minore.

I composti binari dell’ossigeno dove due atomi di questo elemento sono legati tra loro sono detti perossidi. Tra questi, il più noto è il perossido di idrogeno H₂O₂ (acqua ossigenata).

Lo stato di ossidazione

È specificato da un numero di ossidazione, ovvero la carica che ogni atomo di una molecola o di uno ione poliatomico assumerebbe se si spezzassero tutti i legami covalenti e si attribuisse gli elettroni di legame all’atomo più elettronegativo.

Wikipedia: differenza tra il numero di elettroni di valenza dell’atomo considerato ed il numero di elettroni rimanenti dopo aver assegnato tutti gli elettroni di legame all’atomo più elettronegativo.

• Molecole: la somma dei numeri di ossidazione degli atomi presenti deve essere uguale a zero.
• Ioni poliatomici: la somma dei numeri di ossidazione deve essere uguale alla carica dello ione.
• Ioni metallici: il numero di ossidazione del metallo è uguale alla carica dello stesso.

Importante!!

• Il fluoro ha sempre numero di ossidazione -1.
• L’ossigeno ha numero di ossidazione -2 tranne nei perossidi, dove è -1.
• L’idrogeno ha numero di ossidazione +1, ma con elementi meno elettronegativi è -1.
• I metalli alcalini hanno numero di ossidazione +1, gli alcalino-terrosi +2.
• Lo stato di ossidazione degli atomi negli elementi è 0.
• Gli stati di ossidazione degli altri elementi si possono calcolare per differenza.

Un elemento che forma ossidi differenti assume numeri di ossidazione diversi (ex. Azoto); lo stato di ossidazione di un elemento dipende quindi dal numero e dal tipo di legami con altri elementi. Elementi dello stesso gruppo tendono ad avere gli stessi numeri di ossidazione. In generale, il valore più elevato del numero di ossidazione di un elemento indica il numero di elettroni nello strato di valenza (e quindi il gruppo di appartenenza). Nel caso della formazione di più ossidi, un elemento mostra un numero di ossidazione minore nei composti in cui mantiene una o più coppie elettroniche non condivise, cioè lega un minor numero di atomi di ossigeno.

L'equazione chimica

Le trasformazioni chimiche avvengono attraverso reazioni, processi dove si hanno rotture o formazioni di legami, nei quali i reagenti formano i prodotti. Una reazione chimica può essere rappresentata da un’equazione chimica. Si possono avere reazioni dirette, inverse, reversibili. Oltre ai reagenti ed ai prodotti, una reazione chimica può coinvolgere anche gli intermedi di reazione, che si creano partendo dai reagenti e portano alla formazione dei prodotti.

Per una rappresentazione più completa, si utilizzano lettere per indicare lo stato di aggregazione degli elementi; s (solido), l (liquido), g (gassoso) e aq (sostanze disciolte in acqua).

Bilanciamenti

In ogni reazione chimica la materia non viene né distrutta né creata, ma si trasforma da reagente a prodotto. È fondamentale quindi che il numero di atomi di ciascun reagente sia uguale a quello dei prodotti. Il procedimento basato su questo principio prende il nome di “bilanciamento” e impiega l’utilizzo dei coefficienti stechiometrici, numeri interi e positivi posti davanti alle specie chimiche di una reazione. Quando non vi sono presenti, è sottinteso che il coefficiente sia 1. A volte nelle reazioni sono presenti ioni: bisogna quindi tenere presente che la somma delle cariche dalla parte dei reagenti e dei prodotti deve essere uguale.

Classificazione delle reazioni chimiche

• Sintesi: due o più sostanze reagiscono insieme a formare un singolo prodotto.
• Decomposizione: una sostanza si decompone per formare due o più prodotti. Questa reazione è spesso considerata il processo inverso della sintesi.
• Spostamento (scambio semplice): un elemento reagisce con un composto per formarne uno nuovo e liberare un elemento dal composto di partenza.
• Doppio scambio: due sostanze scambiano tra loro ioni positivi e negativi. Si tratta di una reazione molto frequente nell’attività cellulare.

Le reazioni di ossidoriduzione (reazioni redox) sono le reazioni in cu...