Chimica organica ed inorganica - Materiale di studio approfondito inerente agli argomenti dell'esame di chimica

Chimica inorganica

Teorie atomiche iniziali

Teoria atomica di Dalton

La teoria atomica di Dalton può essere riassunta nei seguenti punti:

• La materia è fatta di particelle indivisibili.
• Gli atomi di uno stesso elemento sono identici e hanno stessa massa.
• Dagli atomi di un elemento non si possono ottenere quelli di un altro elemento.
• In una reazione, atomi di un elemento si combinano con atomi di altri elementi in rapporti dati da numeri interi.
• Gli atomi non si creano né si distruggono.

Teoria atomica di Thompson

Il fisico inglese Thompson scopre l'elettrone → l'atomo NON è indivisibile. Thompson si inventa il modello a panettone, una nuvola carica positivamente contiene gli elettroni carichi negativamente.

Esperimento di Rutherford

Consisteva nel prendere una sottilissima lamina d'oro attraverso cui vengono fatte passare delle particelle alfa. Se il modello di Thompson fosse stato corretto, si sarebbe dovuto aspettare che le particelle alfa passassero attraverso gli atomi e che venissero deviate di pochissimo. In realtà, vide che alcune particelle tornavano indietro. Rutherford concluse che nell'atomo è presente una parte più grande dell'elettrone, venne così introdotto il concetto di nucleo.

Modello atomico di Rutherford

Nucleo carico positivamente con gli elettroni che orbitano intorno su orbite ellittiche. NB. Il limite del modello è che, dato che un elettrone si muove emette radiazione elettromagnetica, nel movimento dovrebbe perdere energia, andando così a collassare sul nucleo. Nei primi decenni del Novecento furono scoperte altre due particelle: protoni e neutroni, che formano il nucleo.

Particella Carica Elettrica Massa

Elettrone -1,6 × C 9,11 × Kg
Protone +1,6 × C 1,67 × Kg
Neutrone 0 1,67 × Kg
NB. A determinare la massa di un atomo sono sostanzialmente neutroni e protoni.

Teoria atomica finale

All'inizio del Novecento, Planck aveva introdotto il concetto di quanto per spiegare le radiazioni emesse da un corpo nero. In natura esistono grandezze che possono assumere solo certi valori, non tutti i possibili. Tali grandezze variano quindi solo nel discreto e vengono definite grandezze quantizzate. L'energia associata a una radiazione elettromagnetica di frequenza è pari a E = h × ν, dove h = 6.626 x 10^-34 J × Hz^-1 rappresenta l'energia associata a un giro d'onda.

I quanti di luce si chiamano fotoni; infatti, la luce può comportarsi sia come onda che come corpuscolo. Andando a studiare lo spettro di emissione di un atomo di idrogeno, si osservano solo alcune righe, non luce emessa a tutte le lunghezze d'onda. Anche lo spettro dell'idrogeno è quantizzato. Le righe che compaiono sono a lunghezze d'onda ben precise che seguono una formula detta Formula di Rydberg.

Modello atomico di Bohr

Bohr unì tutti questi elementi e descrisse un altro modello atomico. Gli elettroni orbitano su livelli energetici definiti e quantizzati; nel passare da un livello più eccitato a uno meno eccitato, l'elettrone emette una radiazione (righe dello spettro nell'idrogeno). I numeri n e m della formula di Rydberg corrispondono a transizioni (decadimenti) da un livello energetico m a un livello energetico n, con m > n.

Principio di indeterminazione di Heisenberg

Nel 1926, Werner Heisenberg, allievo e amico di Bohr, dimostrò matematicamente un principio, detto principio di indeterminazione, che può essere scritto come segue: Δx × Δp ≥ ℏ/2. Δ si riferisce all'incertezza nel determinare una quantità, la quantità di moto, la posizione. In parole povere, questo principio afferma che non potrò mai determinare l'orbita esatta dell'elettrone:

• Se so dov'è, non posso sapere dove sta andando.
• Se so dove sta andando, non so dov'è.

Dualismo onda-corpuscolo

Nel 1924, Louis De Broglie ipotizza che il dualismo onda-corpuscolo (luce) possa essere esteso a ogni particella, quindi anche all'elettrone.

Equazione di Schrodinger

Applica il dualismo onda-corpuscolo al moto dell'elettrone attorno al nucleo elaborando un'equazione, detta appunto equazione di Schrodinger. Le soluzioni di questa equazione sono funzioni, in particolare sono le funzioni d'onda, dette anche orbitali.

Interpretazione di Copenaghen

In seguito a un'idea di Max Born (interpretazione di Copenhagen), Ψ² indica la distribuzione di densità (probabilità) elettronica in uno spazio infinitesimo. Il quadrato della funzione d'onda mi dice la probabilità che l'elettrone si trovi in un preciso punto di coordinate x, y, z.

Funzione di distribuzione radiale

Il volume di un guscio di lunghezza infinitesima posto a distanza r è pari a 4πr²: aumenta al variare della distanza. Questo consente di calcolare la distanza media dell'elettrone dal nucleo.

Numeri quantici e configurazione elettronica

Orbitale

Funzione d'onda soluzione analitica dell'equazione di Schrodinger che descrive le proprietà di un elettrone. Per descrivere il comportamento degli elettroni, pongo dei limiti: investigheremo le regioni in cui ho una probabilità almeno del 90% di trovare un elettrone. Le funzioni d'onda ψ dipendono da tre numeri quantici:

1. n (numero quantico principale): va da 1 a ∞; ci dice l'energia dell'elettrone e quindi la grandezza dell'orbitale.
2. l: può assumere tutti i valori compresi tra 0 e n-1; descrive la forma dell'orbitale.
   • l = 0 forma sferica, orbitali s.
   • l = 1 forma bilobata, orbitali p.
   • l = 2 forma fatta da quattro lobi, orbitali d.
   • l = 3 forma fatta da sei lobi, orbitali f.
3. m (numero quantico magnetico): va da -l a l; ci dice come è orientato l'orbitale.
   • l = 0 → m = 0 (un solo orbitale)
   • l = 1 → m = -1, m = 0, m = +1 (tre orbitali)
   • l = 2 → m = -2, m = -1, m = 0, m = +1, m = +2 (cinque orbitali)
   • l = 3 → m = -3, m = -2, m = -1, m = 0, m = +1, m = +2, m = +3 (sette orbitali)
4. Numero di spin: vale +/-1/2; definisce il verso di rotazione dell’elettrone in un orbitale.

Configurazione elettronica

Principio di Aufbau: Gli elettroni si dispongono prima sugli orbitali a minor livello energetico. Principio di esclusione di Pauli: In un orbitale, gli elettroni che ne fanno parte non possono avere tutti e quattro i numeri quantici uguali. In un orbitale ci stanno quindi due elettroni con spin opposto. Regola di Hund: Prima di formare una coppia, gli elettroni si dispongono su tutti gli orbitali dello stesso livello energetico.

Configurazione elettronica esterna

Si scrive il simbolo dell'elemento e poi si fa un trattino per ogni orbitale pieno e un puntino per ogni orbitale semipieno.

• Lo strato di valenza: è formato dal sottolivello s e p dell’ultimo livello energetico.
• Il numero degli elettroni presenti nei sottolivelli s e p dell’ultimo livello energetico riempito corrisponde al gruppo dell’elemento sulla tavola periodica.
• Il livello energetico di questi sottolivelli indica il periodo.

L'atomo

Numero atomico (Z): indica il numero di protoni (denota un elemento). Numero di massa (A): indica la somma del numero di protoni e dei neutroni (il numero di neutroni può quindi essere calcolato per differenza A-Z).

Isotopo

Due nuclei aventi lo stesso numero di protoni, ma diverso numero di neutroni. NB. I diversi isotopi di un elemento non sono presenti in percentuali uguali in natura. L'abbondanza naturale di un isotopo rappresenta la sua diffusione percentuale in natura.

Numero di elettroni: un atomo elettricamente neutro ha un numero di elettroni pari al numero di protoni. Se il numero di protoni e di elettroni è diverso si ha uno ione.

• Anione: carico-, quindi ha un elettrone in più.
• Catione: carico+, quindi ha un elettrone in meno.

Unità di Massa Atomica (u.m.a)

Un'unità di massa atomica è 1/12 della massa di un nuclide di C¹². NB. Per calcolare la massa di un atomo dobbiamo ricordarci che tale elemento è la miscela dei suoi isotopi. Per calcolare la massa atomica di un elemento, devo fare una media pesata. Esempio: Massa atomica di C¹² e C¹³ - Abbondanza naturale di C¹² e C¹³.

ATTENZIONE! Esiste il difetto di massa: differenza tra massa effettiva di un nuclide e la massa teorica calcolata con la media pesata. La massa vera, cioè quella misurata sperimentalmente e quindi quella reale, è sempre più piccola della massa teorica. Questo perché esiste il difetto di massa, che si può calcolare facendo la differenza tra massa teorica e sperimentale. Esempio: Difetto di massa di C¹² = 12.096 - 12 = 0.096 u.m.a.

La massa (m) in difetto è pari all'energia (E) utilizzata dall'atomo di C¹² per tenere insieme il nucleo:
E = mc²

E = 0.096 u.m.a × 1.661 × 10^-27 Kg/u.m.a × (3 × 10⁸ m/s)² = 1.435 × 10^-11 Joule

Tavola periodica

Sistema periodico di elementi: tutti gli elementi che stanno in uno stesso gruppo o in uno stesso periodo hanno delle proprietà in comune.

Proprietà periodiche

• Raggio atomico: metà della distanza tra i centri dei nuclei di due atomi dello stesso elemento contigui. Quando un atomo perde un elettrone formando il suo catione assumerà raggio atomico minore, mentre quando un atomo acquista un elettrone formando il suo anione assumerà raggio atomico maggiore. (Decresce lungo il periodo e cresce lungo il gruppo).
• Carattere metallico: Aumenta scendendo nel gruppo e diminuisce andando a destra nel periodo: aumenta nella direzione ⟨.
• Acidità degli ossidi: Aumenta andando a destra nel periodo: aumenta nella direzione →.
• Proprietà ossidanti: Diminuiscono scendendo nel gruppo e aumentano andando a destra nel periodo: aumentano nella direzione ⌝.
• Potenziale di ionizzazione: quantità minima di energia necessaria per strappare un elettrone a un atomo isolato in forma gassosa. (Cresce lungo il periodo e decresce lungo il gruppo).
• Affinità elettronica: quantità di energia spesa o rilasciata quando un elettrone viene aggiunto a un atomo neutro isolato in fase gassosa a formare uno ione con carica negativa. (Cresce lungo il periodo e decresce lungo il gruppo). NB. È minima nei gas nobili e massima negli alogeni!
• Elettronegatività: capacità degli atomi di attrarre a sé elettroni di legame di un altro atomo. (Cresce lungo il periodo e decresce lungo il gruppo). È la media tra potenziale di ionizzazione e affinità elettronica.

La tavola periodica che utilizziamo oggi (progettata da Mendeleev) ha 118 elementi. Mendeleev ha riportato gli elementi in base alla loro massa e al tipo di legami che formano, era addirittura riuscito a prevedere, sfruttando le proprietà periodiche, l'esistenza di elementi che ancora non erano stati scoperti (es. Gallio).

Un altro criterio con cui possiamo ricostruire la tabella è quello di Madelung. Applicando l'ordine di riempimento degli orbitali, siamo infatti capaci di riprodurla seguendo i due criteri:

• Numero atomico
• Configurazione elettronica

Blocco s

Rappresentato dai primi due gruppi (metalli alcalini e metalli alcalino terrosi) nei quali si riempie appunto l'orbitale s.

Blocco p

Nel blocco p sono in riempimento gli orbitali p. In questo blocco troviamo dei metalli (detti di post-transizione), i semimetalli (un tempo detti metalloidi) e i non metalli.

• Calcogeni (etimologicamente «generatori di minerali di rame»): O, S, Se, Te. Hanno n.ox tipicamente -2.
• Alogeni (generatori di Sali): Tra essi troviamo fluoro, cloro, bromo, iodio, elementi che generano i sali binari. Hanno n.ox tipicamente -1.
• Gas nobili: Chiamati così per la loro scarsa tendenza a formare composti.

Blocco d

Formati dai metalli di transizione, si riempie l'orbitale d.

Blocco f

(Lantanidi e attinidi) rappresentati dalle due righe che si trovano solitamente sotto la tavola periodica, elementi in cui si riempie l'orbitale f.

Legami

Particelle dello stesso segno si respingono, particelle con cariche di segno opposto si attraggono. Al diminuire della distanza tra due atomi cominciano a prevalere le forze attrattive, l'energia scende fino a un minimo in cui entrano in gioco le forze repulsive, il sistema diventa via via più instabile. Il sistema tende alla stabilità, ovvero al punto in cui le forze attrattive e repulsive si equilibrano, si forma così un legame. NB: il sistema oscilla continuamente, il legame è la distanza media tra i due atomi!

Alla formazione del legame, i due orbitali che contenevano gli elettroni si "fondono" in un unico orbitale ellittico detto orbitale di legame.

Legame: forza coulombiana che tiene uniti gli atomi di una specie chimica.

Legame forte o intra-molecolare

• Legame covalente: si instaura tra atomi che mettono in comune una coppia di elettroni.
  • Covalente apolare/omopolare: Δe compresa tra 0 e 0,4; dato che nessuno dei due elementi ha un'elettronegatività preponderante, gli elettroni verranno messi in condivisione (orbitale di legame equamente distribuito, simmetrico).
  • Covalente polare/eteropolare: Δe compresa tra 0,4 e 1,8; uno dei due elementi presenta un'elettronegatività preponderante rispetto all'altro, la nube elettronica sarà spostata verso l'atomo più elettronegativo, si forma un dipolo elettrico (delocalizzazione elettronica).
  • Covalente dativo: uno dei due atomi ha già completato l'ottetto nello strato di valenza e presta almeno un doppietto a un altro atomo che ha un orbitale vuoto.
• Legame ionico: Δe superiore a 1,8; un elettrone dell'atomo meno elettronegativo viene strappato completamente dall'atomo più elettronegativo. Nel momento in cui viene strappato l'elettrone, l'atomo a cui viene strappato diventa un catione, l'atomo che strappa l'elettrone diventa un anione. La forza che entra in gioco nel legame ionico è la forza di Coulomb. I solidi ionici sono organizzati in reticoli cristallini in cui ogni ione è circondato da cariche di segno opposto; è proprio la struttura reticolare a conferire le proprietà tipiche dei composti ionici (non si piegano ma tendono a spezzarsi). Energia reticolare: energia necessaria per allontanare uno ione dal reticolo cristallino.
• Legame metallico: legame particolare in cui sono coinvolti i metalli, i quali si trasformano in cationi positivi permettendo agli elettroni del guscio di valenza di girare liberi nella nube metallica.
• Legame σ: legame in cui l'asse internucleare è contenuta nell'orbitale di legame (primo legame che si forma sempre tra due atomi).
• Legame π: legame in cui l'asse internucleare NON è contenuta nell'orbitale di legame.

Differenze tra i due tipi di legame:

• Il legame σ contiene l'asse internucleare, il π no.
• Ordine di formazione (il primo è sempre σ, secondo e terzo sono π).
• Legame σ è più forte del legame π perché comporta una sovrapposizione di orbitali.
• Il legame σ, dato che è fatto lungo l'asse internucleare, consente la rotazione di un atomo rispetto all'altro, se si ruota il legame π questo si spezza.

Molecola polare: all'interno della molecola si forma un dipolo elettrico. ATTENZIONE! Se una molecola è fatta da legami polari, NON è DETTO CHE SIA POLARE. Esempio: CO₂ (anidride carbonica) è costituita da due legami doppi C=O. Entrambi i legami sono polari poiché l'ossigeno è molto più elettronegativo del carbonio, tuttavia, data la geometria lineare della molecola, questa risulterà apolare (i due dipoli negativi si annullano).

Legami deboli o inter-molecolari

Forze di natura elettrostatica che mantengono le molecole vicine.

• Legame a idrogeno: coinvolge un atomo di H legato covalentemente a un atomo fortemente elettronegativo (F, O, N) e che si lega a sua volta a un altro atomo fortemente elettronegativo. Tale legame si forma quando la parziale carica positiva dell’H viene a contatto con la parziale carica negativa dell’altro elemento (F, O, N). NB. Molte proprietà peculiari dell'acqua sono da ricondursi ai legami a idrogeno.
  • Allo stato liquido, le molecole scivolano e si spostano, formando e distruggendo continuamente legami a idrogeno; in ogni istante, una molecola d'acqua può fare 2,5 legami a idrogeno.
  • Allo stato solido...
  ATTENZIONE! Anche i due filamenti di DNA interagiscono tra di loro mediante legami a idrogeno che si instaurano tra basi azotate, inoltre nelle proteine la struttura secondaria è stabilizzata da legami a idrogeno.
• Forze di Van der Waals:
  • Interazione dipolo-dipolo: si formano quando due dipoli si attraggono tra loro mediante forze di natura elettrostatica, l’estremità positiva di una molecola è attratta dall’estremità negativa dell’altra.
  • Forze di Debye (dipolo-dipolo indotto): si stabilisce un’induzione elettrostatica in cui le molecole polari inducono la formazione di dipoli in molecole neutre.
  • Forze di London (dipolo istantaneo-indotto): si formano quando per brevi istanti si accumulano elettroni soltanto da una parte della molecola, creando un dipolo istantaneo che scompare all’allontanarsi delle molecole tra loro (sono le uniche forze che permettono a due molecole apolari di avvicinarsi).

Forma delle molecole

Per determinare la forma della molecola si seguono vari criteri:

• Ibridazione