Riassunto di chimica generale ed inorganica (con esercizi di ricapitolazione)

Atomi e Molecole

Elementi e Genesi

All'interno delle stelle ha permesso la fusione dinuclei (processo di nucleogenesi). La combustione di elio e idrogeno all'interno delle stelle ad un certo punto arriva al collasso permettendo la sintesi di nuovi nuclei. L'esaurimento di idrogeno e elio nelle stelle porta ad ulteriore collasso, e se la massa è sufficientemente grande, si ha l'esplosione di una supernova. I detriti della supernova in seguito si possono aggregare a formare nuove stelle e pianeti.

Tra gli elementi più abbondanti nell'universo conosciuto ci sono al primo posto l'idrogeno, ci sono poi il ferro e in particolare gli elementi che hanno numeri atomici pari che sono più stabili.

Il numero atomico (Z) è il numero di protoni contenuto in un nucleo ed è anche il numero che si utilizza per individuare tutti i tipi di elementi. La somma dei protoni e dei neutroni costituisce la massa atomica (A). Gli atomi possono avere un numero variabile di neutroni.

(isotopi) che determinano la variazione di proprietà fisiche dell'atomo. Gli atomi conosciti della tavola periodica si trovano in natura con un numero di elettronipari al numero atomico. Quando si ha la perdita di un elettrone si ha la formazione di uno ione catione con raggio atomico ridotto rispetto all'atomo di partenza. Viceversa quando si ha l'acquisto di un elettrone si ha la formazione di uno ione anione con raggio atomico di maggiori dimensioni rispetto all'atomo di partenza.

LO STUDIO DEGLI ISOTOPI E DELLA MOLE

La spettrometria di massa è la tecnica che permette lo studio degli isotopi. Questa tecnica prevede la ionizzazione di un elemento seguita dall'avvicinamento ad un campo magnetico che permette allo ione di compiere una deflessione della traiettoria. A seconda del raggio di curvatura dello ione si potranno distinguere gli isotopi. Esempi di isotopi si trovano nell'idrogeno (prozio, deuterio e trizio) e nel carbonio (12C, 13C,

14C ). I dati forniti dalla spettrometria di massa rappresentati in grafico cartesiano forniscono la massa atomica di un isotopo (x) e la relativa abbondanza (y) generalizzabile anche ad altri campioni considerati.

L'unità di massa atomica o Dalton (Da) è pari a 1/12 della massa dell'isotopo 12C. u.m.a= 1,66x10^-27 Kg

Le abbondanze percentuali e relative forniscono in sostanza la stessa informazione. La prima esprime la percentuale suddivisa tra gli isotopi considerati, la seconda compie una suddivisione analoga ma con numeri che sommati tra di loro arrivano a 1.

INFORMAZIONI IMPORTANTI DELLA TAVOLA PERIODICA: elemento, isotopo, massa atomica relativa, abbondanza relativa, peso atomico.

Massa atomica di un elemento = ∑abbondanza relativa × massa relativa = ∑xi × mi

La massa molecolare di una molecola è data dalla somma delle masse atomiche di tutti gli atomi che la formano.

Ad es. per l'acqua H2O, il peso molecolare è:

risolvere12C-->1,992×10^-23 g/atomo di 12C

Quindi Particelle presenti in una mole= numero di avogadro= 12.00 g × 1 atomo/1,992×10^-23 g = 6,022×10^23 atomi

1n (moli) = m (grammi)/M (g/mole) = massa in grammi / massa molare

PROPRIETA’ PERIODICHE E NOMENCLATURA

Elementi: atomi tutti uguali

Composti: molecole uguali costituite da atomi diversi, legati fra loro.

Periodi: righe della tavola

Gruppi: colonne della tavola

L’ordine di riempimento della tavola periodica è prevedibile in quanto gli atomi si distinguano in base al proprio numero atomico che cresce in ordine numerico partendo dal primo periodo da sinistra a destra eseguendo i successivi periodi allo stesso modo a partire dal numero atomico dell’elemento che li ha preceduti. Il numero atomico di un elemento è uguale a quello dei suoi elettroni. Le proprietà fisiche dipendono dalla massa atomica mentre quelle chimiche dagli elettroni.

I blocchi s e p costituiscono gli elementi rappresentativi.

Il blocco d è quello degli elementi di transizione e il blocco f è rappresentato dagli attinidi e lantanidi. L'ultimo gruppo è rappresentato da gas nobili mentre l'ultimo del blocco d è rappresentato da scandio, zinco e cadmio e mercurio. L'ordine dei gruppi è crescente da sinistra a destra, dal primo al diciottesimo.

PROPRIETA' PERIODICHE

Zeff è la carica nucleare effettiva cioè la carica sentita dagli elettroni Zeff= Z-σ0<σ

stesso gruppo.

Energia di ionizzazione: energia richiesta per allontanare un elettrone da un atomo, dallo stato fondamentale, allo stato gassoso (isolato.

Prima ionizzazione: M(atomo neutro g) +I1(energia rigchiesta) = (M+)+e(g)

Seconda ionizzazione: (M+)+I2 = (M2+)+e(g)

Terza ionizzazione) (M2+)+I3 =(M3+)+e(g)

I3>I2>I1 I=kJ/mol

L'energia di ionizzazione aumenta all'aumentare del numero atomico, ad eccezione dei gas nobili, e aumenta salendo i gruppi.

L'affinità elettrica: è l'inverso della variazione di energia che avviene quando un elettrone viene acquisito da un atomo, allo stato gassoso.

X(g)+e- = X- ΔH = -a kj/mol AE = +a kj/mol

L'affinità elettronica a diminuisce scendendo i gruppi e aumenta lungo il periodo. I gas nobili hanno affinità negativa.

L'elettronegatività (χ) è la capacità di un atomo di attirare elettroni in una molecola. Differenza di elettronegatività tra atomi =

χa-χbL'elettro negatività aumenta lungo il periodo e diminuisce salendo i gruppi.

Le proprietà chimiche che distinguono i metalli dai non metalli sono date dal fatto che mentre i metalli cedono facilmente gli elettroni, i non metalli li acquistano. Lo scambio parziale o totale degli elettroni determina il legame chimico che può essere ionico o covalente.

COMPOSTI INORGANICI E LORO NOMENCLATURA

I principali composti sono:

• composti binari con l'ossigeno
• composti ternari con l'idrogeno e l'ossigeno
• altri composti ternari e composti quaternari (sali)
• altri composti comuni (idracidi e sali)

OSSIDIL

L'ossigeno (χ=3,5) è presente nella maggior parte dei composti inorganici. È più reattivo e più abbondante delle altre specie e forma ossidi. Gli ossidi dei metalli formano legami ionici, quelli dei non metalli sono covalenti.

I metalli alcalini hanno la seguente formula M2O (es ossido di)

litio). Gli alcalino terrosi hanno la formula MO (es ossido di calcio)

I cationi del 13° gruppo hanno un solo stato di ossidazione (eccetto il thallium) ma per combinarsi con l’ossigeno devono porre la carica dell’ossigeno al proprio pedice e porre la propria carica al pedice dell’ossigeno M2O3 (es ossido di alluminio)

I composti del 14° gruppo si formano con diversi cationi (anche di non metalli) MO, MO2 (es ossido di carbonio, diossido di carbonio). l’ossigeno si lega con i non metalli a formare delle anidridi, quindi nel caso del carbonio si può dire (anidride carboniosa e anidride carbonica). Il diossido di silicio può anche chiamarsi silice.

Nel 15° gruppo fosforo e azoto sono non metalli e presentando diversi cationi perciò formano composti con l’ossigeno aventi diverse diciture con i rispettivi ordini di composizione in base al catione: ossido di diazoto, ossido di azoto, triossido di diazoto, diossido di azoto, pentossido di diazoto,

triossido di difosforo (o anidride fosforosa), pentossido di difosforo (o anidride fosforica). Nel 16° gruppo lo zolfo è un non metallo e forma due anidridi SO2 e SO3. Lo zolfo è una specie che allo stato elementare forma una molecola come anche il fosforo. Gli alogeni del 17° gruppo sono gli elementi più elettro negativi. Il fluoro presenta uno stato di ossidazione e forma F2O, il cloro si combina con 4 stati di ossidazione e forma Cl2O, ClO2, Cl2O6, Cl2O7, il bromo con 2 e forma Br2O, BrO2, lo iodio uno e forma I2O5.

COMPOSTI TERNARI: IDROSSIDI E OSSIACIDI. Gli ossidi possono reagire con l'H2O per formare idrossidi con comportamento basico; le anidridi possono reagire con l'H2O per formare ossiacidi con comportamento acido. Gli idrossidi (composti ionici) sono formati da un catione metallico e da un ossidrile ripetuto tante volte quanto è il valore della carica del catione M(OH)n (es. idrossido di litio). Gli ossiacidi (composti covalenti)

• H2CO3 - Ac. carbonico
• HNO2 - Ac. nitroso derivato da anidride nitrosa
• HNO3 - Ac. nitrico derivato da anidride nitrica
• HPO3 - Ac. metafosforico derivato da anidride fosforica combinata con una molecola di H2O
• H4P2O7 - Ac. pirofosforico derivato da anidride fosforica combinata con 2 molecole di H2O
• H3PO4 - Ac. ortofosforico dericato da anidride fosforica combinata con 3 molecole di H2O
• H2SO3
• H2SO4
• HClO - Ac. ipocloroso (catione più piccolo su 4)
• HClO2 - Ac. cloroso (catione medio piccolo)
• HClO3