Esame di chimica inorganica

Esame di chimica inorganica

Atomi e molecole

L’atomo è l’unità di base di un elemento che può entrare in combinazione chimica. L’atomo ha una struttura interna, costituita di particelle subatomiche: elettroni, protoni, neutroni. L’atomo è costituito principalmente da spazio vuoto, con gli elettroni che girano intorno al nucleo, nel quale si trovano protoni e neutroni.

L’elettrone è una piccola particella carica negativamente (-1) con una massa pari a m = 9,1094x10^-31. I protoni sono particelle cariche positivamente (+1) con una massa pari a m = 1,673x10^-27. L’atomo più semplice che conosciamo è quello dell’idrogeno, costituito soltanto da un protone e un elettrone.

Una specie atomica è caratterizzata dal numero atomico (Z) che indica il numero di protoni. Dare il numero di protoni equivale a dare il nome dell’elemento. Il numero totale di neutroni e protoni presenti nel nucleo di un atomo è detto numero di massa (A). Gli atomi di un dato elemento non hanno tutti lo stesso numero di massa: la maggior parte degli elementi hanno degli isotopi, atomi che hanno lo stesso numero di protoni, ma un diverso numero di neutroni.

La presenza di un numero di elettroni diverso da Z provoca la presenza di cariche sull’atomo, il quale viene detto ione; la perdita di elettroni fornisce un catione, mentre l’acquisto di elettroni fornisce un anione.

Massa e mole

L’unità di massa atomica (uma) è esattamente 1/12 della massa di un atomo dell’isotopo del carbonio C¹²: isotopo del carbonio con 6 elettroni, 6 protoni e 6 neutroni. 1 uma = 1,66x10^-27 Kg. La massa atomica di un atomo è quindi definita, rispetto a questo standard, come la massa di un atomo in unità di massa atomica (uma).

Quando si misura la massa di un insieme di atomi, si ottengono non le masse di ciascun atomo, ma una media delle masse dei vari isotopi, pesata secondo la loro abbondanza naturale. La media pesata è nota come la massa atomica media ed è la massa più frequentemente utilizzata.

La massa molecolare di una molecola è data dalla somma delle masse atomiche di tutti gli atomi che la formano. M(H₂O) = 2x1,008 (2H) + 1x15,999 (O) = 18,02 uma.

Dalla massa molecolare possiamo determinare la massa molare di una molecola o di un composto. La massa molare è definita come la massa (in grammi) di 1 mole di unità.

Una mole è la quantità di una sostanza che contiene tante entità elementari quanti sono gli atomi in esattamente 12 grammi dell’isotopo 12 del carbonio. Il numero effettivo di atomi in 12 grammi di carbonio-12 è determinato sperimentalmente. Questo numero è chiamato numero di Avogadro (N_A).

N_A = 12,00g x 1atomo/1,992x10^-23 g = 6,022x10²³ atomi —> (1 mole di qualsiasi sostanza). La mole è quindi una quantità di sostanza che contiene un numero di Avogadro N_A di particelle. Per passare dai grammi al numero di moli o viceversa è sufficiente utilizzare la formula.

Proprietà periodiche e nomenclatura

Secondo la teoria atomica e molecolare la molecola è costituita da atomi. Le sostanze elementari, dette elementi, sono sostanze costituite da atomi tutti uguali. Le sostanze composte, dette composti, sono sostanze costituite da atomi di due o più elementi, legati tra di loro.

Gli elementi noti sono organizzati nella tavola periodica, uno schema nel quale sono raggruppati insieme gli elementi che hanno simili proprietà chimiche e fisiche. Gli elementi sono ordinati per numero atomico in righe orizzontali, detti periodi, e righe verticali, detti gruppi, in base alle analogie delle loro proprietà chimiche. La massa conferisce all’atomo le sue proprietà fisiche, gli elettroni conferiscono le proprietà chimiche.

Proprietà periodiche

• Raggio atomico.
• Energia di ionizzazione.
• Affinità elettronica.

L’elettronegatività non è considerata una proprietà periodica ma è strettamente collegata all’energia di ionizzazione ed all’affinità elettronica.

Energia di ionizzazione

È l’energia richiesta per allontanare un elettrone da un atomo nel suo stato fondamentale. Ci sono 3 energie di ionizzazione:

1. Energia di prima ionizzazione (I₁): è l’energia necessaria al processo: M + I₁ = M⁺ + e^-. (Con M: atomo neutro, M⁺: catione).
2. Energia di seconda ionizzazione (I₂): è l’energia necessaria al processo: M⁺ + I₂ = M²⁺ + e^-.
3. Energia di terza ionizzazione (I₃): è l’energia necessaria al processo: M²⁺ + I₃ = M³⁺ + e^-.

Con I₃ > I₂ > I₁.

Affinità elettronica

L’affinità elettronica è l’energia che viene liberata con la formazione di un anione da un atomo neutro. F(g) + e^- = F^-(g) + A. Con A(energia liberata) = -328 Kj/mol.

Elettronegatività

L’elettronegatività è la misura della capacità di un atomo, in una molecola, di attrarre elettroni (propri e non). La tavola periodica è costituita da:

• Metalli: bassa elettronegatività, bassa affinità elettronica. Tendono a perdere elettroni.
• Non-metalli: alta elettronegatività, alta affinità elettronica. Tendono ad acquistare o a mettere elettroni in comune.

Lo scambio completo o parziale di elettroni da origine ai legami chimici.

Nomenclatura dei composti inorganici

Composti binari con l’ossigeno: X_mO_n. L’ossigeno è la specie più reattiva ed abbondante, e reagisce con quasi tutti gli altri elementi.

• Ossidi dei metalli: ossidi.
• Ossidi dei non metalli: anidridi.

Composti binari ionici: i composti ionici sono composti formati da anioni e cationi, tenuti insieme dall’interazione elettrostatica tra cariche opposte. Il rapporto tra cationi ed anioni deve essere tale che il composto sia elettricamente neutro. Affinché la formula di un composto ionico sia elettricamente neutra, la somma delle cariche sul catione e sull’anione deve essere pari a zero. Se l’entità delle cariche su catione ed anione sono diverse, il pedice del catione è pari alla carica sull’anione e viceversa.

Es: Bromuro di potassio: K⁺ e Br^- —> KBr. Idruro di zinco: Zn²⁺ e I^- —> ZnI₂. Ossido di alluminio: Al³⁺ e O^2- —> Al₂O₃.

Nomenclatura dei composti ionici

Tutti i cationi più comuni derivano da atomi dei metalli e prendono il nome dai loro rispettivi elementi:

• Na⁺: ione/catione sodio
• K⁺: ione/catione potassio
• Mg²⁺: ione/catione magnesio
• Al³⁺: ione/catione alluminio

N.B. La carica sul catione è il suo numero di ossidazione. Nei composti binari il primo elemento da nominare è il catione metallico, seguito dall’anione non metallico; il nome dell’anione si ottiene aggiungendo al suo nome il suffisso “uro”.

Alcuni metalli possono formare più di un tipo di catione, se il metallo forma due tipi di catione si assegna il suffisso “oso” al catione con minore carica positiva, il suffisso “ico” al catione con maggiore carica positiva.

Es:

• Fe²⁺: ione ferroso — FeCl₂: cloruro ferroso
• Fe³⁺: ione ferrico — FeCl₃: cloruro ferrico

N.B. La carica dello ione lo capisci dal pedice dell’anione Cl. Se il metallo produce più di due cationi, questo sistema non sarà più valido: si utilizza il sistema di Stock, il quale indica il numero di cariche positive in numero romano:

• Mg²⁺: MnO: ossido di manganese (II)
• Mg³⁺: Mn₂O₃: ossido di manganese (III)
• Mg⁴⁺: MnO₂: ossido di manganese (IV)

Nomenclatura degli anioni

Per quanto riguarda gli anioni monoatomici si indicano con il suffisso “uro”. Unica eccezione è l’ossigeno che si dice ossido.

• Cl^-: ione cloruro
• N^3-: ione nitruro
• Br^-: ione bromuro
• S^2-: ione solfuro

Per gli anioni poliatomici il nome deriva dagli ossiacidi sostituendo la desinenza:

• “Ico” si trasforma in “ato”.
• “Oso” si trasforma in “ito”.

Composti binari molecolari

I composti molecolari contengono singole unità molecolari, esse sono di solito composte da elementi non metallici. Si pronuncia il nome del secondo elemento presente nella formula con il suffisso “uro”, seguito dal nome del primo elemento della formula:

• HCl: cloruro di idrogeno
• HBr: bromuro di idrogeno
• SiC: carburo di silicio

Se due elementi formano composti diversi, si utilizzano prefissi greci per indicare il numero di atomi di ogni elemento presente:

• CO: monossido di carbonio
• CO₂: diossido di carbonio
• SO₂: diossido di zolfo
• SO₃: triossido di zolfo
• CCl₄: tetracloruro di carbonio

N.B. Il prefisso mono può essere omesso per il primo elemento della formula, per il secondo elemento può essere omesso solo nel caso in cui quest’ultimo può formare solo un tipo di composto.

Composti binari con idrogeno

Per l’idrogeno non vengono utilizzati i prefissi greci. Spesso questi composti vengono chiamati con il loro nome comune o con nomi che non indicano specificatamente il numero di atomi di H presenti:

• B₂H₆: diborano
• CH₄: metano
• SiH₄: silano
• NH₃: ammoniaca

Nomenclatura di acidi e basi

Acidi

Un acido può essere descritto come una sostanza che produce ioni idrogeno (H⁺) se disciolta in acqua. Le formule degli acidi contengono uno o più atomi di idrogeno più un gruppo anionico. Gli anioni il cui nome termina in “uro” formano acidi con il suffisso “idrico” preceduti dal termine “acido”.

• HCl: cloruro di idrogeno
• HCl: acido cloridrico

N.B. Il nome assegnato al composto dipende dal suo stato fisico: allo stato gassoso o come liquido puro HCl è chiamato “cloruro di idrogeno”, se HCl è disciolto in acqua la sostanza viene chiamata “acido cloridrico”.

Ossiacidi

Gli ossiacidi sono acidi che contengono idrogeno, ossigeno ed un altro elemento: H_nX_mO_p. Per assegnare un nome agli ossiacidi:

1. Se si aggiunge un atomo O all’acido “ico”: l’acido diventa “acido per...ico”.
2. Se si rimuove un atomo O dall’acido “ico”: l’acido diventa “acido …oso”.
3. Se si rimuovono due atomi O dall’acido “ico”: l’acido diventa “acido ipo…oso”.

Ossiacidi da ricordare:

• H₂CO₃: acido carbonico
• HNO₂: acido nitroso
• HNO₃: acido nitrico
• NPO₃: acido metafosforico
• H₄P₂O₇: acido pirofosforico
• H₃PO₄: acido ortofosforico
• H₂SO₃: acido solforoso
• H₂SO₄: acido solforico
• HClO: acido ipocloroso
• HClO₂: acido cloroso
• HClO₃: acido clorico
• HClO₄: acido perclorico

Idracidi

Sono acidi. Sono composti binari tra H ed un non metallo ad alta elettronegatività. Disciolti in acqua liberano ioni H⁺.

• HF: acido fluoridrico
• HCl: acido cloridrico
• HBr: acido bromidrico
• HI: acido iodidrico
• H₂S: acido solfidrico

Basi

Una base può essere descritta come una sostanza che produce ioni idrossido (OH^-) quando viene disciolta in acqua. In genere le basi sono composti ionici formati da cationi metallici con l’anione idrossido e i nomi sono assegnati secondo le regole dei composti ionici. X(OH)_n si dicono idrossidi.

• LiOH: idrossido di litio
• Ca(OH)₂: idrossido di calcio
• Al(OH)₃: idrossido di alluminio

Nomenclatura dei sali

I Sali sono composti ionici costituiti da un catione e da un anione provenienti dalla reazione di una base con un acido: NaOH + HCl = NaCl + H₂O.

Regole per determinare le formule chimiche dei sali: gli elementi vanno scritti in ordine di elettronegatività crescente:

1. Metallo.
2. Non-metallo.
3. Ossigeno (se presente).

Per determinare il nome si scrive: “nome dell’anione di nome del catione”:

• NaCl: cloruro di sodio
• CaSO₄: solfato di calcio

Stechiometria

Formule chimiche

Una molecola è un aggregato di due o più atomi in una disposizione definita. Una molecola biatomica contiene solo due atomi, una molecola poliatomica contiene più di due atomi. La formula empirica indica quali elementi sono presenti ed il più semplice rapporto in numeri interi tra i loro atomi, non indica necessariamente il numero effettivo di ciascun tipo di atomi nella molecola. La formula molecolare indica il tipo ed il numero esatto di atomi che compaiono nella molecola. La formula di struttura mostra come gli atomi in una molecola sono legati tra di loro.

Esempio: informazioni contenute in una formula: SO₂

1. Quanto ne devo pesare perché siano presenti 6.022x10²³ molecole? 6.022x10²³ è il numero di Avogadro, per cui bisogna pesarne una quantità pari ad una mole. La mole è la quantità in grammi pari al peso molecolare della molecola. Il peso molecolare di SO₂ è: 15.999 + 3·32.066 = 80.063g.
2. Prelevandone 100g quante molecole ci sono? Per questa richiesta è opportuno introdurre il fattore di conversione, che in questo caso sarà 1mol/80.06g, quindi: il fattore di conversione per passare dalle moli alle molecole sarà invece:
3. Partendo dalla formula, si può ricavare la percentuale in peso dello zolfo? Supponendo di avere 80.063g di SO₃ i grammi di S e O saranno: S = 23.066g e 3O = 47.997g. Il fattore di conversione sarà: 80.067g/100%, quindi:
4. Risalire alla formula partendo dalla percentuale degli elementi. Supponendo di non sapere la formula di un composto costituito da S e O e supponiamo di avere il 50.05% di S e il 49.95% di O. Si procede assumendo di avere 100g di sostanza in modo che le percentuali corrispondano già ai grammi, per cui S = 50.05g e O = 49.95g. Si divide ciascuna quantità per la massa atomica di ciascun elemento, in modo da ottenere il numero di moli di quell’elemento in 100g: S = 50.05/21.066 = 1.56mol e O = 49.95/15.999 = 3.12mol. A questo punto si guarda il rapporto tra le due moli: 3.12/1.56 = 2, dunque la formula sarà: SO₂.

Le reazioni chimiche

Il processo nel quale una o più sostanze si trasformano in una o più sostanze differenti è detto reazione chimica. Atomi e molecole reagiscono chimicamente l’uno con l’altro come singole unità e il numero di ciascun tipo di atomi non cambia in una reazione. Il numero di atomi di un dato elemento deve essere lo stesso, sia nei prodotti che nei reagenti.

Bilanciare una equazione chimica

1. Identificare reagenti e prodotti, rispettivamente sul lato destro e sinistro dell’uguale.
2. Iniziare a bilanciare l’equazione provando diversi coefficienti, in modo da avere lo stesso numero di atomi di ogni elemento su entrambi i lati dell’equazione. I PEDICI NON VANNO MODIFICATI.
3. Iniziare con il bilanciare gli elementi che compaiono una sola volta su entrambi i lati dell’equazione, ma in numero diseguale di atomi.
4. Finire con il bilanciare di conseguenza gli elementi restanti.

N.B. È di uso comune utilizzare l’insieme di coefficienti stechiometrici più basso possibile (purché siano tutti numeri interi).

Significato dei coefficienti stechiometrici

Esempio: 2C₂H₆ + 7O₂ = 4CO₂ + 6H₂O. Questa equazione ci dice che 2 molecole di etano reagiscono con 7 molecole di ossigeno per dare 4 molecole di anidride carbonica e 6 molecole d’acqua. I coefficienti danno un’informazione quantitativa. Se ho a disposizione 10 molecole di etano, quante molecole di anidride carbonica ottengo? In questo caso il fattore di conversione è: 2 molecole di etano/4 molecole di anidride carbonica, quindi:

Quantità di reagenti e di prodotti

L’approccio generale per riassumere i problemi di stechiometria si può riassumere in 4 fasi:

1. Scrivere un’equazione bilanciata per la reazione.
2. Convertire le quantità date dei reagenti in numero di moli.
3. Usare il rapporto molare dall’equazione bilanciata (i coefficienti) per calcolare il numero di moli di prodotti formati.
4. Convertire le moli dei prodotti in grammi.

N.B. I passaggi 2-4 possono essere riassunti in un’unica espressione.

Esempio

2CH₃OH + 3O₂ = 2CO₂ + 4H₂O: Se 209g di metanolo sono utilizzati per la combustione, quanta massa di acqua viene prodotta?

Grammi CH₃OH —> moli CH₃OH —> moli H₂O —> grammi H₂O.

Bilanciamenti redox

Una reazione redox è una reazione di ossidoriduzione in cui: le specie che si ossidano perdono elettroni, le specie che si riducono acquistano elettroni.

Numero di ossidazione

È la carica che l’atomo avrebbe se gli elettroni di legame fossero tutti assegnati all’atomo più elettronegativo. Non ha valori fisici, ma serve solamente a giustificare il rapporto con cui gli atomi si combinano.

Regole per l’assegnazione dei numeri di ossidazione

1. Negli elementi allo stato puro ogni atomo ha numero di ossidazione pari a zero.
2. Per gli ioni composti da un solo atomo il numero di ossidazione è pari alla carica dello ione. Fe³⁺ avrà quindi carica +3, I^- avrà carica -1. I metalli alcalini hanno tutti numero di ossidazione +1, i metalli alcalino-terrosi +2, l’alluminio ha sempre +3.
3. Il numero di ossidazione dell’ossigeno è nella maggior parte dei casi -2. Eccezioni: nello ione perossido è -1, nello ione super...