chimica inorganica, corso completo

CHIMICA INORGANICA

1. ATOMI 3

2. PROPRIETÀ PERIODICHE 5

3. NOMENCLATURA 6

4. LEGAMI 6

5. MOLECOLE E COMPOSTI MOLECOLARI 7

6. LEGAME COVALENTE 9

6.1. LEGAME COVALENTE POLARE 10

6.2. TEORIA DELL’ORBITALE MOLECOLARE 11

7. STECHIOMETRIA 11

7.1. LA MOLE 11

7.2. FORMULE CHIMICHE 11

7.3. TIPI DI REAZIONE 11

7.4. BILANCIAMENTO DELLE REAZIONI REDOX 12

8. TERMODINAMICA 12

8.1. REAZIONI TERMODINAMICHE 12

8.2. TIPI DI PROCESSO 12

8.3. SISTEMA E AMBIENTE 12

8.4. CALORE (q) 13

8.5. LAVORO (w) 13

8.6. PRIMO PRINCIPIO DELLA TERMODINAMICA 14

8.7. ENTALPIA 14

9. SPONTANEITÀ DELLE REAZIONI 15

9.1. SECONDO PRINCIPIO DELLA TERMODINAMICA 15

9.2. ENTROPIA 16

9.3. ENTROPIA ED ENTALPIA 16

9.4. ENERGIA LIBERA DI GIBBS 16

10. STATO GASSOSO 17

10.1. GAS PERFETTO 17

10.2. PRESSIONI PARZIALI 18

11. STATO LIQUIDO 18

11.1. FORZE INTERMOLECOLARI 19

12. SOLUZIONI 21

12.1.ELETTROLITI 22

12.2. NON ELETTROLITI 22

12.3. SOLUBILITÀ 22 1

12.4. PROPRIETÀ COLLIGATIVE 23

13. EQUILIBRIO CHIMICO 23

14. ACIDI E BASI 25

14.1. BRONSTED-LOWRY 25

14.2. pH 25

14.3. FORZA DI ACIDI E BASI 26

14.3.1. ACIDI POLIPROTICI 27

15. IDROLISI 27

15.1. SOLUZIONI NEUTRE 27

15.2. ENTRAMBE GLI IONI SI IDROLIZZANO 27

15.3. SOLUZIONI BASICHE 28

15.4. SOLUZIONI ACIDE 28

15.5. ELETTROLITI ANFOTERI 28

15.6. SOLUZIONI TAMPONE 28

16. CINETICA 29

16.1. VELOCITÀ DI REAZIONE 29

16.2. LEGGE DI ARRHENIUS 30

16.3. TEORIA DEL COMPLESSO ATTIVATO 30

16.4. CATALIZZATORI 31

17. ELETTROCHIMICA 31 2

1. ATOMI

VALENZA: potenziale di un atomo di generare legami

Z: n° atomico, identifica il numero di protoni nel nucleo ed è costante per ciascun elemento

N: n° di neutroni

A: n° di massa (A= Z+N)

MISCELA ISOTOPICA NATURALE: sono i rapporti quantitativi costanti degli isotopi di

1

un elemento.

ABBONDANZA: è la quantità con cui un isotopo è presente nella M.I.N.

12 13 14

C C C —> 12,13,14 sono isotopi del Carbonio (A)

14 C —> datazione con Carbonio14

1 2 3 1

H H H —> H D T

D= Deuterio —> acqua pesante : D O (pesa il doppio dell’acqua)

2

T= Trizio

In natura ogni elemento è presente con diverse percentuali degli isotopi:

16 17 18

O O O

99.752 0.04 0.200 % —> abbondanza isotopica naturale

12

massa C -24

1 uma = = 1,66 x 10 g —> unità di massa atomica.

12 ∑ = somma di tutti gli

i

isotopi

· ·m

PESO ATOMICO: media ponderata delle masse isotopiche —> ∑ x x = abbondanza

i i i i

m = massa in uma

i

+

STABILITÀ DEL NUCLEO: rapporto ottimale tra n e p . Se il rapporto è elevato, il nucleo

è instabile —> DECADIMENTO RADIOATTIVO: per stabilizzarsi, il nucleo effettua

l’espulsione di alcuni frammenti sottoforma di RADIAZIONI.

TAVOLA PERIODICA: ideata da Mendeleev, è strutturata in gruppi e periodi.

Orizzontalmente troviamo i periodi, nei quali le caratteristiche si modificano gradualmente;

verticalmente i gruppi, in cui gli atomi hanno caratteristiche simili.

STRUTTURA ELETTRONICA DI UN ATOMO: un atomo investito da radiazioni luminose

rimette luce ma solo ad alcune lunghezze d’onda.

MODELLO ATOMICO DI BOHR: gli elettroni si muovono su orbite circolari attorno al

nucleo. Ad ogni orbita corrisponde un valore costante di energia, ovvero degli stati

stazionari, che consistono in diversi livello energetici (n).

NUMERO QUANTICO PRINCIPALE: 2

･(Z

2 2

E = -R /n ) —> energia quantizzata

H

1 ISOTOPO: atomi con stesso Z ma diverso N, mantengono le stesse proprietà chimiche

･10

2 -18

R : costante = 2,18 J

H 3

Se E=0, la distanza elettrone-nucleo è infinita. -

Il numero quantico è negativo perché corrisponde all’energia necessaria per strappare l’e

dalla sua orbita e portarlo a distanza infinita.

Maggiore è n, maggiore sarà E e quindi maggiore sarà la distanza dal nucleo.

DUALISMO ONDA PARTICELLA: Einstein spiegò che l’energia dell’equazione di Plank,

-

E= h･v, corrisponde ad un fotone. Più fotoni mando, più e vengono emessi. Con

l’equazione di De Broglie si è dimostrato che gli elettroni sono anche onde.

h

m･v = λ

PRINCIPIO DI INDETERMINAZIONE DI HEISENBERG: Non è possibile conoscere

simultaneamente la posizione e la velocità di una particella con precisione. Si deve parlare

-

di probabilità di trovare l’e in una regione dello spazio.

-

ORBITALI: regioni ad alta probabilità di trovare e

- n (1,2,3,…,∞) = numero quantico principale —> definisce il livello energetico

- l (n-1,…,0 ) = numero quantico secondario —> definisce la forma

- m (-l,-l+1,…,0,…,l-1,l) = numero quantico magnetico —> definisce l’orientazione

- m (± 1/2) = numero quantico di spin —> definisce lo spin elettronico

s

SUPERFICIE LIMITE: superficie entro la quale è compresa la maggior parte della carica

totale (90%)

- ns l = 0 —> n-1 superfici nodali

- 2p l = 1 —> m = 1; 0; -1

- d l = 2 —> m = 2; 1; 0; -1; -2

- f l = 3 —> m = 3; 2; 1; 0; -1; -2; -3

MODELLO QUANTOMECCANICO DEGLI ATOMI POLIELETTRONICI:

- gli orbitali sono simili a quelli dell’H

- -

c’è un limite massimo di n° di e permessi in un orbitale

- è presente una complessa sequenza di energie degli orbitali

NODI SFERICI: sono un punto in cui la funzione d’onda ha valore zero. Si tratta di una

superficie sferica, presente in un numero pari a n-l-1.

Maggiore è la distanza dal nucleo, maggiore è l’energia.

l=0 l=1 l=2 l=3

n=1 1s

n=2 2s 2p

n=3 3s 3p 3d

n=4 4s 4p 4d 4f

n=5 5s 5p 5d 5f

n=6 6s 6p 6d

n=7 7s 7p

n=8 8s

NUMERO DI SPIN: è un numero quantico non legato alle proprietà dell’orbitale, esso può

assumere solo valori = +1/2 ; -1/2 . 4

METALLI: - solidi eccetto Hg

- opachi e lucenti

- buoni conduttori di elettricità e calore

- utili e malleabili

NON METALLI: - solidi, liquidi, gassosi

- isolanti, elettrici e termici

SEMIMETALLI: - proprietà intermedie

- semiconduttori

2. PROPRIETÀ PERIODICHE

RAGGIO ATOMICO: nello stesso gruppo aumenta all’aumentare del numero atomico; nel

-

periodo diminuisce all’aumentare del numero di e , ciò è dovuto ad una maggiore

attrazione tra gli elettroni, da sinistra a destra.

PERIODI: GRUPPI:

- -

n costante n aumenta

- -

+

da sx a dx aggiungo un p , aumenta la forza dall’alto verso il basso aumenta l’energia attrattiva

attrattiva

POTENZIALE DI IONIZZAZIONE: è la capacità dell’atomo di ossidarsi.

È l’energia richiesta per allontanare a distanza infinita un elettrone da un atomo isolato e

gassoso al suo stato fondamentale. 3 +

M(g) + I —> M (g) +

1

2+ -

—> M(g) + I —> M (g) + e (pot. di 2ª ionizzazione) e così via…

2 I < I < I

1 2 3

Il potenziale di ionizzazione aumenta dal basso verso l’alto ( ) e da sx verso dx ( ).

ENERGIA DI IONIZZAZIONE (E ): E richiesta per allontanare un elettrone da un atomo:

i

minore è l’E, più facilmente l’elettrone viene allontanato.

AFFINITÀ ELETTRONICA: capacità dell’atomo di ridursi.

È l’energia necessaria per la formazione di un anione. 4

- -

X(g) + e —> X (g) + A e1

• Se l’energia ha segno negativo, l’atomo è più stabile

• In genere assume valori negativi —> reazione esotermica (eccetto per gas nobili e

metalli alcalino terrosi)

• -

A : ha sempre valore positivo, aggiungere un e a un anione, richiede energia

e2

• aumenta dal basso verso l’alto ( ) e da sx verso dx ( ).

3 I : potenziale di ionizzazione prima

1

4 A : prima affinità elettronica

e1 5

❗

• I gas nobili hanno I molto alte e Ae positiva —> non cedono e non acquistano elettroni

• 2 6

I gas nobili sono inerti —> configurazione ns np —> stabile

• tendenza spontanea degli atomi —> configurazione gas nobili —> raggiungere lo stato

a minor energia

3. NOMENCLATURA

ELETTRONI DI VALENZA: da essi dipendono le proprietà chimiche di un atomo.

+ -

IONI: i metalli tendono ad ossidarsi dando cationi M —> M + e

5 - -

i non-metalli tendono a ridursi dando origine a anioni X + e —> X

6

Uno ione è un atomo o gruppo di atomi che possiede carica diversa da zero.

NUMERO DI OSSIDAZIONE: valore numerico indicante la carica formale assegnata ad

ogni elemento del composto. Essi predicono le proprietà chimiche, servono per scrivere le

formule chimiche correttamente e sono utilizzati nel bilanciamento delle reazioni redox.

La somma dei numeri di ossidazione degli atomi di uno ione deve essere uguale alla

carica dello ione. I metalli hanno sempre numero di ossidazione positivo.

-

OH ione idrossido (ossidrile)

4-

MnO ione permanganato

C O ione ossalato

2 4

CH COOH acetato

3

N H idrazina

2 4

H O perossido di idrogeno

2 2 (acqua ossigenata)

4. LEGAMI

I legami sono la forza che vincola gli atomi nei composti in geometrie tridimensionali

definite.

ENERGIA DI LEGAME: energia richiesta per rompere un legame. Le proprietà chimiche

dipendono dagli elettroni di valenza.

REGOLA DELL’OTTETTO: quando un atomo si lega ad un altro atomo, cede, mette in

comune o acquista tanti elettroni quanti sono necessari per raggiungere la configurazione

elettronica esterna di un gas nobile (generalmente 8 elettroni).

Questa regola è seguita da tutti gli elementi del secondo periodo; gli elementi dei periodi

successivi, possono circondarsi di più di 8 elettroni —> espansione della sfera di valenza.

COMPOSTI IONICI:

CATIONI ANIONI

- -

Metalli: basso I Non metalli: alta Ae

1

- -

Conf. elettronica perdendo elettroni —> conf. elettronica acquistando elettroni —>

cationi anioni

- -

Isoelettronici con i gas nobili che li isoelettronici con i gas nobili che li seguono

precedono

5 CATIONE: ione positivo

6 ANIONE: ione negativo 6

Si definiscono composti ionici quei composti formati da cationi ed anioni. In genere sono

composti da metalli + non metalli. -

LEGAME IONICO: un atomo con basso I (M) cede e a un atomo con alta Ae (NM).

1

Questo porta alla formazione di anioni e cationi e ad un’interazione non direzionale (di tipo

coulombiano).

1. Metalli alcalini —> cationi con una sola carica positiva

2. Metalli alcalino-terrosi —> cationi con due cariche positive

3. Metalli di transizione —> cationi a carica variabile

4. Alogeni —> anioni a singola carica negativa

INTERAZIONE COULOMBIANA: cationi ed anioni sono legati da forze di natura

elettrostatica (attrazione coulombiana). ·

q q

+ -

F = 2

r

RICAPITOLANDO…

-

Basso I —> facile strappare e

1 -

Bassa Ae —> difficile acquistare e

-

Alto I —> facile acquistare e

1 -

Alta Ae —> difficile strappare e

5. MOLECOLE E COMPOSTI MOLECOLARI

MOLECOLA: gruppo elettricamente neutro di atomi legati in una disposizione spaziale

definita da legami covalenti. Tipicamente sono composti formati da NM con NM.

LEGAME COVALENTE: - elettroni di valenza di un atomo attratti dal nucleo dell’altro

-

- gli e di valenza dei due atomi si respingono

- i due nuclei si respingono

- i due atomi si legano se le forze attrattive prevalgono su

quelle repulsive

• basato su attrazione/repulsione tra nuclei ed elettroni

• gli atomi raggiungono la stabilità condividendo elettroni

• ogni atomo vede gli elettroni condivisi come “suoi”

• tipico di NM, semimetalli e H.

Esistono due metodi: 1) metodo del legame di valenza

2) metodo dell’orbitale molecolare

1) LEGAME DI VALENZA: - si condividono e spaiati

- legame —> i due e sono condivisi

- le coppie di e non implicate sono chiamate coppie

solitarie

- il legame è costituito da una coppia di e a spin

antiparallelo condivisa 7

➔ REGOLE:

➔ 1) determinare il n° tot. di e di valenza

2) in uno ione aggiungere o sottrarre e

3) determinare l’atomo centrale

➔ 4) scheletro struttura e collegare atomi

5) assegnare le coppie solitarie

➔ 6) ‘’ e rimanenti all’atomo centrale

7) se non raggiunge l’ottetto, formare legami multipli

8) sfruttare tutte le informazioni!!

➔

➔

➔

H O elettroni di valenza = 2x1+2x6= 14

2 2 2-2

È un perossido (O )

C H elettroni di valenza = 3x4+6x1= 18

3 6 è un alchene C=C

H CO elettroni di valenza = 2x1+4+3x6= 24

2 3 e un acido (gruppi OH)

HNO elettroni di valenza = 1+5+3x6= 24

3 è un osso acido (gruppo OH)

CARICA FORMALE: è la carica ipotetica ottenuta assegnando gli elettroni di legame agli

atomi da cui provengono. Permette di determinare la struttura molecolare più probabile,

quella con la più bassa carica formale è la più stabile. Gli atomi adiacenti non devono

possedere carica formale dello stesso segno. Più l’atomo è non-metallico, più la carica

sarà negativa; più l’atomo è metallico, più la carica sarà positiva.

carica = elettroni di valenza - elettroni in doppietta solitari - 1/2 degli elettroni di legame

HCN elettroni di valenza = 1+4+5= 10

H PO elettroni di valenza = 3x1+5+4x6= 32

3 4 è un acido triprotico (3 gruppi OH)

H SO elettroni di valenza = 2x1+6+4x6= 32

2 4 è un acido diprotico (2 gruppi OH) 8

LEGAME DATIVO: è spesso utilizzato da atomi deficienti di e per completare l’ottetto. In

questo caso la coppia di legame deriva da un solo atomo; l’atomo donatore deve

possedere almeno una coppia solitaria e quello accettore almeno un orbitale vuoto.

-

OH ione idrossido

ione ossonio

+

H O

3 ione nitrato

-

NO

3 2-

CO ione carbonato

3

STRUTTURE DI RISONANZA: si ha quando una struttura sola non basta. La vera

struttura è un “ibrido” tra le due. Le varie forme di risonanza prendo il nome di formule

limite. Esse si riconoscono perché gli atomi sono sempre nella stessa posizione, mentre la

disposizione degli elettroni cambia; ad esempio può variare la posizione dei doppi legami.

Le diverse strutture sono sempre vere contemporaneamente per ogni singola molecola.

O

3 32-

CO

RADICALI: sono molecole con un numero dispari di elettroni, che presentano cioè un

elettrone spaiato. Esse sono molecole estremamente reattive in quanto tendono ad

acquistare un e a spese di altre molecole. Si formano per azione di luce, calore ed

ossigeno e sono responsabili di diversi fenomeni degradativi (irrancidimento grassi,

invecchiamento cellulare e dei materiali…)

6. LEGAME COVALENTE

CRITERIO DELLA MASSIMA SOVRAPPOSIZIONE: è il criterio per scegliere gli orbitali

che possono accoppiarsi. Essi devono possedere la stessa simmetria rispetto all’asse

internucleare e energie poco differenti. Maggiore è la sovrapposizione degli orbitali

atomici, più forte è il legame.

:

LEGAMI legami tra orbitali che possiedono una simmetria cilindrica rispetto all’asse

internucleare.

LEGAMI ∏: legami tra orbitali che non possiedono simmetria cilindrica. La

.

sovrapposizione degli orbitali è minore, dunque sono più deboli dei legami

Gli orbitali che non possiedono le stesse proprietà di simmetria rispetto all’asse

internucleare non possono dare origine a nessun legame.

IBRIDIZZAZIONE DEGLI ORBITALI: gli orbitali atomici di valenza di una molecola sono

differenti da quelli degli atomi separati. Combinando orbitali atomici puri si ottengono

orbitali nuovi detti ibridi che descrivono meglio la geometria molecolare. 9

Il n° degli orbitali ibridi è uguale al numero degli orbitali usati nella combinazione; il tipo

dipende dal tipo di orbitali combinati. Gli orbitali ibridi ottenuti avranno stessa energia,

stessa forma e diversa orientazione spaziale.

IBRIDI sp: dalla combinazione di un orbitale s con uno p si ottengono 2 orbitali sp con

geometria diagonale ed angolo di 180°. In una molecola di tipo AX l’atomo centrale

2

utilizza ibridi sp.

2 2

IBRIDI sp : dalla combinazione di un orbitale s con due p si ottengono 3 orbitali sp con

geometria trigonale planare ed angoli di 120°. In una molecola di tipo AX o AX E l’atomo

7

3 2

2

centrale utilizza ibridi sp .

3 3

IBRIDI sp : dalla combinazione di un orbitale s con tre p si ottengono 4 orbitali sp con

geometria tetraedrica ed angoli di 109.5°. In una molecola di tipo AX AX E ecc. l’atomo

4, 3

3

centrale utilizza ibridi sp .

Gli orbitali ibridi si dispongono nello spazio per massimizzare la distanza relativa.

3

IBRIDIZZAZIONE sp e GE