Riassunto esame Chimica Inorganica, prof. Campanelli, libro consigliato Chimica di Kotz, Treichel e Townsend

Concetti di acidi, basi e pH

Acidi e basi di Arrhenius

Disciolti in acqua formano ioni. Disciolti in acqua, gli acidi aumentano la concentrazione di ioni idrogeno H⁺ in soluzione e le basi di ioni idrossido OH⁻. La reazione acido + base produce acqua e sale con la combinazione di ioni idrossido e idrogeno. La forza di un acido è in relazione con la sua forza di ionizzazione (perciò ci sono acidi forti e deboli a seconda di quanto elettroliti).

Acidi e basi di Bronsted-Lowry

Un acido è un donatore di protoni e una base è un accettore di protoni (espande numero e tipo di basi). La reazione acido + base produce un nuovo acido e una nuova base (acido e base coniugate) con trasferimento di protoni. La reazione è scritta come una reazione d’equilibrio e favorisce acido e base deboli (in base alla forza di acido e base si può sapere se la reazione favorirà reagenti o prodotti).

Acidi e basi di Lewis

Un acido è una sostanza che può accettare una coppia di elettroni da un’altra specie per formare un nuovo legame, ed una base dona la coppia di elettroni. Il prodotto è chiamato addotto acido-base e il legame chimico è un legame covalente di coordinazione.

Tipi di acidi e basi

• Acidi e basi monoprotici: capaci di donare e accettare un protone.
• Acidi e basi poliprotici: capaci di donare ed accettare più di un protone (es. H₂SO₄). Anioni completamente deprotonati di acidi poliprotici sono basi poliprotiche. Anioni parzialmente deprotonati sono anfiprotici. Rilasciano più ioni H⁺ in maniera sequenziale. Soggetti a più ionizzazioni. Il comportamento acido-base dipende dal grado di deprotonazione.

Proprietà degli acidi

Gli acidi reagiscono con molti metalli per produrre idrogeno gassoso. Possono neutralizzare l’effetto di una base. La forza di un acido è misurabile con il pH: più è basso più è forte.

Autoionizzazione dell’acqua

Due molecole d’acqua interagiscono tra di loro per dare uno ione idronio e uno ione idrossido. L’equilibrio è spostato verso i reagenti.

Coppie coniugate acido-base

Coppia differenziata dalla presenza di uno ione idrogeno. Ogni reazione acido + base di Bronsted coinvolge 2 coppie coniugate acido-base. Più è debole l’acido, più è forte la sua base coniugata.

Costante di equilibrio per l’autoionizzazione dell’acqua Kw

1.0 x 10⁻¹⁴ a 25°C. La concentrazione di ioni idronio e idrossido deve essere uguale (quindi la soluzione è neutra). All’aggiunta di un acido o di una base, secondo Le Chatelier, la soluzione reagirà in modo da riformare acqua e ripristinare l’equilibrio.

Costante di ionizzazione K

Esprime quantitativamente la forza di un acido o di una base. Per acidi e basi deboli è < 1. Se K è elevata sono favoriti i prodotti della ionizzazione. Più piccolo è Ka, maggiore è Kb. Per ogni stadio di ionizzazione K diventa più piccolo, poiché è più difficile prelevare uno ione H⁺ da un anione. Ka x Kb (della sua base coniugata) = Kw.

Effetto dello ione a comune

Effetto di una concentrazione significativa di base coniugata sul pH di una soluzione di acido debole (es. ione acetato aggiunto alla ionizzazione di acido acetico è lo ione a comune). Inibisce la solubilità, formando un precipitato se le concentrazioni degli ioni del composto insolubile superano quelle definite da Kps in una soluzione salina.

Elettroliti

Composti che in acqua conducono elettricità e si dissociano, formando ioni (composti ionici solubili in acqua). Elettroliti forti se si dissociano al 100% e elettroliti deboli se si dissociano parzialmente e rimangono molecole del composto iniziale. La maggior parte dei composti molecolari solubili in acqua non sono elettroliti (es. saccarosio e etanolo).

Forza acida relativa pKa

pKa diminuisce all’aumentare della forza dell’acido. Logaritmo decimale negativo di Ka. Confronta la forza relativa di acidi.

Idrolisi

Reazioni chimiche in cui le molecole vengono scisse in due o più parti per effetto dell'acqua e può talvolta essere considerata come la reazione inversa della reazione di condensazione. Reazione che subiscono gli ioni derivanti da acido o base debole: questi reagiscono con l'acqua originando in parte l'elettrolita debole di partenza e provocando una variazione del pH.

pH

Logaritmo negativo in base 10 della concentrazione degli ioni idronio (o idrossido per il pOH). Le sostanze acide lo hanno inferiore a 7. In acqua pura, idronio e idrossido sono pari a 1.0 x 10⁻7.

Reazioni di acidi e basi

• Reazione di acido debole con base debole: dà un sale il cui catione è l’acido coniugato della base debole e il cui anione è la base coniugata dell’acido debole, quindi il pH è da definire.
• Reazione di acido debole e base forte: la soluzione dà un sale composto da un anione che è la base coniugata dell’acido debole, quindi la soluzione è basica.
• Reazione di acido e base forti: ionizzati al 100%. L’equazione ionica netta è la somma di ioni idrossido e idronio per dare acqua (reazione inversa dell’autoionizzazione dell’acqua). K=1/Kw ha un valore elevato perché i reagenti sono consumati. Il prodotto è una soluzione acquosa neutra, quindi sono reazioni di neutralizzazione (pH=7).
• Reazione di acido forte e base debole: dà un sale il cui catione è l’acido coniugato della base debole, quindi la soluzione è acida.
• Reazioni di neutralizzazione: tra acidi e basi forti. Dà una soluzione neutra, facendo reagire elementi monoprotici di uguali moli.

Soluzione tampone

L’aggiunta di piccole misure di acidi o basi forti non fa variare apprezzabilmente il pH. Composta di un acido in grado di reagire con gli ioni OH⁻ ed una base capace di neutralizzare gli ioni H₃O⁺ aggiunti. L’acido e la base non devono reagire tra di loro. Per il calcolo del pH si utilizza l’equazione di Henderson-Hasselbalch. Il pH è controllato dalla forza dell’acido e dalla quantità di base coniugata e acido. Se le concentrazioni di base ed acido sono uguali, ed il rapporto è uguale a 1, si ha il massimo potere tamponante, poiché pH=pKa. Se pH>pKa, la base coniugata è presente in quantità maggiore dell’acido, viceversa se pH<pKa. Qualunque tampone perde la sua capacità per un’eccessiva aggiunta di acido o base forte. Diluire una soluzione tampone non influenza il suo pH.

Concetti di atomi

Affinità elettronica

(EA): variazione di energia che si verifica quando un atomo in fase gassosa acquista un elettrone. Tanto maggiore è l’EA di un atomo, tanto minore sarà l’energia dello ione rispetto all’atomo e all’elettrone libero, e più negativo sarà il valore di EA. Energia necessaria ad acquistare un elettrone. Valori più negativi lungo il periodo e meno negativi lungo un gruppo (gli elettroni più distanti dal nucleo hanno bisogno di minore energia). Nessun atomo ha affinità elettronica negativa per un secondo elettrone. I gas nobili e il gruppo 2A non hanno EA. Ad elevata energia di ionizzazione corrisponde elevata EA.

Atomo

La più piccola parte della materia che conservi le sue proprietà. Composto da protoni, neutroni ed elettroni. Dagli elettroni dipendono le proprietà chimiche. La composizione dell’atomo è legata alla sua massa. Gli atomi dello stesso elemento hanno lo stesso numero di protoni nel nucleo (numero atomico Z). Il numero di massa è dato dalla somma di neutroni e protoni (A).

Carica nucleare effettiva

(Z*): carica di cui risente effettivamente un particolare elettrone di un atomo polielettronico, a causa della presenza di altri elettroni.

Diamagnetismo

Caratteristica di atomi senza elettroni spaiati che subiscono una repulsione verso campi magnetici.

Dimensione degli atomi

Gli orbitali non hanno un confine definito. La dimensione di un atomo è pari alla metà della distanza tra gli atomi di un campione dell’elemento. Dimensione determinata dagli elettroni più esterni.

Isotopi

Atomi con stesso numero atomico ma differente numero di massa, perciò con numero differente di neutroni (es. idrogeno: prozio, deuterio, trizio). Le masse isotopiche non hanno valori interi e hanno un’abbondanza percentuale.

Modello di Bohr

Struttura planetaria per l’atomo di idrogeno, ma non rispettava le leggi della fisica classica. Per Bohr, l’elettrone poteva percorrere solo determinate orbite, quindi la sua energia era quantizzata. Se un elettrone si sposta da un livello energetico ad un altro, viene assorbita o emessa energia. Per far passare un elettrone ad uno strato superiore, l’atomo assorbe energia.

Molarità

È un'unità di misura della concentrazione molare di soluzioni, è definita come le moli di soluto presenti in un litro di soluzione.

Mole

Contiene tante entità elementari quante sono gli atomi contenuti in 12 grammi dell'isotopo 12 del carbonio. Tale numero è noto come numero di Avogadro, ed è pari a 6,02214179(30) · 10²³. Nel caso di un composto chimico, si può definire la mole la quantità di sostanza avente massa (ad esempio espressa in grammi) numericamente uguale alla massa molecolare di ogni singola molecola.

Numero atomico (Z)

Numero di protoni contenuti in un nucleo atomico (6C).

Numero di massa (A)

Numero di nucleoni (cioè protoni e neutroni) presenti in un atomo (12C).

Paramagnetismo

Caratteristica di atomi con elettroni spaiati attratti da magneti. Attrazione esercitata da un campo magnetico su sostanze costituite da atomi o ioni con elettroni spaiati.

Peso atomico o massa atomica

Massa di un atomo di un dato elemento. Si esprime la massa atomica in rapporto al peso atomico assoluto di 1/12 dell'atomo 12C, il cui valore è adottato nel SI quale unità di massa atomica (u o uma) che equivale a 1,660 538 921(73)x 10⁻²⁶ kg. La massa atomica assoluta (espressa in grammi) è pari alla massa atomica relativa divisa per il numero di Avogadro (6,022 x 10²³).

Peso atomico

Massa media di un campione rappresentativo di atomi. Vicina alla massa dell’isotopo più abbondante.

Peso molecolare

Massa di una singola molecola di tale composto, espressa in unità di massa atomica. La massa molecolare può essere calcolata come la somma delle masse atomiche di tutti gli atomi costituenti la molecola.

Radicali liberi

Molecole o atomi estremamente reattivi a causa di un elettrone spaiato (es. NO).

Stato eccitato dell’atomo

Stati con energia di n maggiore del suo valore nello stato fondamentale (es. H: n>1). L’elettrone è più distante dal nucleo e il valore della sua energia è meno negativo.

Stato fondamentale dell’atomo

Atomo con i suoi elettroni nei livelli energetici più bassi (es. H: n=1).

Struttura

Maniera in cui gli atomi sono disposti nello spazio.

Unità di massa atomica (u.m.a.)

Dodicesimo della massa del carbonio 12 (massa=12 -6 protoni e 6 neutroni-). Inizialmente Dalton propose l’idrogeno con massa 1. 1u= 1,66054 x 10⁻²⁶ g. unità di misura utilizzata per esprimere la massa di singoli atomi (massa atomica), molecole (massa molecolare), ioni, radicali e delle particelle elementari.

Volume molare

Il volume occupato da una mole di una determinata sostanza. Si può calcolare come rapporto tra il volume (V) e le moli (n) di una sostanza in esso contenuto, o come rapporto tra peso molecolare (M) o atomico di una sostanza e la sua densità. L'unità di misura nel Sistema Internazionale è il metro cubo per mole (m³mol^-1).

Bilanciamento chimico

Bilanciamento in ambiente acido

Si aggiungono molecole di acqua e ioni H⁺ se la soluzione è acida, ioni OH⁻ se è basica.

Bilanciamento in ambiente basico

Si possono usare solo molecole d’acqua e ioni OH⁻.

Bilanciamento

Garantisce che in entrambi i membri sia presente lo stesso numero di atomi di ciascun elemento. I pedici non vanno modificati. Il bilanciamento vale per masse e cariche.

Concetti di composti chimici

Composto binario

Formato da 2 elementi non metallici.

Composto chimico

Composto formato da legami chimici e con proprietà proprie, diverse da quelle degli elementi originali. Possono essere formati da ioni o molecole. Atomi disposti in un reticolo cristallino.

Composto idrato

Composti ionici preparati in soluzione acquosa.