Riassunti di Chimica inorganica, Appunti di Chimica Inorganica

Scarica Riassunti di Chimica inorganica e più Appunti in PDF di Chimica Inorganica solo su Docsity! CHIMICA INORGANICA La chimica è la scienza che studia la materia (tutto ciò che ha una massa e occupa uno spazio) e le sue trasformazioni. La materia esiste in tre stati di aggregazione: solido (volume e forma proprio ed è incomprimibile) – liquido (volume proprio, ma assume la forma del recipiente, incomprimibile) – aeriforme (occupa tutto il volume disponibile, assume la forma del recipiente ed è comprimibile) • MASSA= quantità di materia sulla quale è costituito un corpo • VOLUME= lo spazio occupato da un corpo LA MATERIA • ATOMO: in mezzo c’è il nucleo. Democrito elaborò la teoria che ‘’l’universo è spazio vuoto contenente infinite particelle invisibili, che differiscono tra loro per forma, posizione e combinazione’’. Dentro c’è aria, ma sostanzialmente è vuoto. L’atomo più pesante ha una massa di 4.8 per 10-22 g 1 UMA (unità di massa atomica) = 1.66054 per 10-24 g 1 pm (picometro) = 1 per 10-12 m 1 Å (Angstrom) = 1 per 10-10 m = 100 pm= 1 per 10-8 m • ELETTRONI (somma cariche -1): orbita intorno all’atomo. È una particella la cui massa è 9.11 per 10-32 kg. La carica è -1.6 per 10-19 Coulomb • PROTONI (somma cariche +1): si trovano dentro al nucleo. Massa 1.673 per 10-23 kg. Carica 1.6 per 10-19 Coulomb. Raggio 10-13 • NEUTRONI (somma cariche 0): uguale massa del protone • MOLECOLA: La molecola è la più piccola unità chimica di una sostanza che, conservando le caratteristiche chimiche della sostanza stessa, sia capace di esistere e indipendente. Le molecole sono raggruppamenti di atomi con caratteristiche chimiche definite, ognuna di esse è rappresentata da una formula chimica che specifica la tipologia e il numero di atomi • MISCELA: In chimica con il termine miscela si intende un insieme di più sostanze; in essa, le singole sostanze che la compongono mantengono inalterate le loro proprietà chimiche La materia si divide in miscugli eterogenei ed omogenei: • Miscugli eterogenei: quando le sostanze che la compongono sono riconoscibili ad occhio nudo o al microscopio • Miscugli omogenei: quando le sostanze non sono riconoscibili ad occhio nudo o al microscopio Trasformazioni fisiche: Sono trasformazioni fisiche quelle che un materiale subisce nella sua forma, senza che venga alterata la sua natura chimica, come ad esempio, l’acqua portata in ebollizione diventa vapore acqueo, ma se raffreddata, torna nuovamente al suo stato originario Trasformazioni chimiche: Sono trasformazioni per cui un materiale è trasformato in un nuovo tipo di materiale, con proprietà chimiche diverse; spesso questo tipo di trasformazioni sono irreversibili, ad esempio come la combustione del legno o l’ossidazione del ferro SEPARARE LE MISCELE I metodi di separazione sono metodi chimico – fisici che permettono la separazione di una miscela nei singoli componenti che la formano 1 La materia si può separare mediante processi fisici? NO. La materia non si può dividere in sostanze mediante composti ed elementi SI. La materia si può separare tramite le miscele, ma solo se le sostanze sono omogenee e non eterogenee 1. DISTILLAZIONE: È una tecnica utilizzata per separare una o più sostanze, e sfrutta la differenza dei punti di ebollizione delle sostanze. In genere si riscalda il liquido fino a portarlo a temperatura di ebollizione. Successivamente passerà da un termometro per vedere qual è stata la temperatura di ebollizione e poi si raccoglierà tutto in un pallone. miscela omogenea di due o più composti (liquidi o solido/liquidi) • Ebollizione dei vapori • Condensazione dei vapori 2. FILTRAZIONE: Serve ad eliminare le im purezze dei solidi dai liquidi. La filtrazione sfr utta la gravità, e riesce a separare solido da liq uido tramite carta filtrante. miscela eterogenea solido/liquido • Miscela che contiene solido e lo filtriamo tra mite filtro di carta con fori 3. CROMATOGRAFIA: miscela omogenea liquido/liquido • La capacità di separare le miscele tramite cellulosa. Si può utilizzare come solvente il gas inerte. Si usa: bombola del gas – regolatori di flusso – col onna capillare – rivelatore – misuratore di flusso CHIMICA E METODO SCIENTIFICO Il metodo scientifico è la modalità tipica con cui la scienza procede per raggiungere una conoscenza della realtà, detto anche Galileiano perché introdotto proprio dallo scienziato Galileo Galilei. • OSSERVAZIONE DEL FENOMENO • RACCOLTA DI DATI SPERIMENTALI • FORMULAZIONE DELLA LEGGE • FORMULAZIONE DI IPOTESI • SPERIMENTAZIONE • L’IPOTESI È VERIFICATA? SI O NO • FORMULAZIONE DI UNA TEORIA • REALIZZAZIONE DI ALTRI ESPERIMENTI UNITÀ DI MISURA SISTEMA INTERNAZIONALE GRANDEZZA FISICA UNITÀ SIMBOLO Massa Chilogrammo Kg Lunghezza Metro m Tempo Secondo s 2 centrale mentre gli elettroni sono poggiati sopra un po’ come “l’uvetta sul panettone” (PUDDING) 1900: il 14 dicembre Max Planck pubblica un articolo, diventato famoso, contenente i risultati delle sue ricerche sullo spettro di emissione del corpo nero: è la nascita ufficiale della meccanica quantistica 1905: Albert Einstein pubblica gli articoli sull'effetto fotoelettrico, il moto browniano e la relatività ristretta. Il primo di questi articoli gli varrà il premio Nobel 1911: Ernest Rutherford, allievo di Thomson, scopre il nucleo atomico e formula il famoso modello planetario dell'atomo. 1945 – 1960: Scoperta di decine di particelle elementari che hanno dei tempi di vita di decimiliardesimi di secondo ISOTOPI Sono quegli atomi che hanno ugual numero di protoni e diverso numero di neutroni. • PROZIO: costituito da un solo protone • DEUTERIO: un neutrone nel nucleo • TRIZIO: due neutroni nel nucleo NUMERO ATOMICO Numero dei protoni contenuti nel nucleo atomico: è il parametro che identifica un elemento. Si indica con la lettera Z 7N (si mette in basso a sinistra di ogni numero) NUMERO DI MASSA È il numero totale di nucleoni (protoni più neutroni) presenti nel nucleo di un dato atomo. Sostanzialmente ci da il peso dell’atomo e si indica con la lettera A 12C (somma di neutroni + protoni contenuti nel nucleo) La differenza tra il numero di massa(A) e il numero atomico(Z) da il numero di neutroni presenti nel nucleo RAGGI CATODICI J.J. Thomson, premio Nobel per la Fisica nel 1906, scoprì che gli atomi non erano indivisibili, ma sapeva che la particella responsabile dei raggi catodici era dotata di una carica elettrica negativa, quindi fece costruire sotto sua indicazione un tubo di Croockes (o tubo catodico) opportunamente modificato. Questo tubo catodico portava, nella parte anteriore all’anodo (polo positivo), delle piastre alle quali era possibile applicare un campo elettrico esterno variabile. Thomson notò che l’angolo di deflessione δ, provocato dalle lamine sul fascio di particelle prodotte dal tubo catodico verso il polo positivo, è proporzionale al campo elettrico applicato E. Il campo elettrico applicato E è dato dalla seguente relazione: E= F/e LA RADIOATTIVITÀ Alla fine dell’800 il fisico francese Becquerel scopre casualmente che i composti dell’uranio emettono spontaneamente particelle, fino allora sconosciute, dotate di grande capacità di penetrazione nei corpi materiali. Si scoprì poi che le particelle radioattive sono di 3 tipi: • I raggi beta sono carichi negativamente (sono elettroni molto veloci) • I raggi gamma non hanno carica (sono radiazioni dotate di grande energia, prive di massa ed elettricamente neutre) 5 • I raggi alfa sono carichi positivamente (composti da due protoni e due neutroni) MOD ELL O ATOMICO DI RUTHERFORD La carica positiva e quasi tutta la massa sono racchiuse nel nucleo cent rale. Gli elettroni ruotano intorno al nucleo come i pianeti intorno al Sole . Il nucleo è piccolissimo (10-15m) in confronto al resto dell’atomo (10- 10m). L’atomo è praticamente vuoto Gli elettroni orbitano intorno al nucleo LA NATURA DELLA LUCE • TEORIA ONDULATORIA: Nell’800, secondo il fisico–matematico Maxwell, la luce è un particolare tipo di onda elettromagnetica, caratterizzata da precisi valori di lunghezza d’onda e frequenza, generata dall’oscillazione di una carica elettrica e che può propagarsi nel vuoto. Le onde elettromagnetiche sono caratterizzate dalla lunghezza d’onda e frequenza che sono due grandezze inversamente proporzionali • TEORIA CORPUSCOLARE: il comportamento di un corpuscolo in movimento può anche essere descritto come la propagazione di un'onda la cui lambda è legata alla massa m e alla velocità v del corpuscolo, dalla relazione: lambda=h/mv Un’onda è data dalla variazione periodica e regolare di una certa proprietà (il livello della superficie del mare, ad esempio) le cui caratteristiche sono la lunghezza d’onda, la frequenza, l’ampiezza e la velocità di propagazione. La lunghezza d’onda è la distanza che intercorre tra due punti del fenomeno ondulatorio che siano nella stessa situazione: è una lunghezza. La frequenza è il numero di creste che si producono in un punto nell’unità di tempo: è l’inverso di un tempo (1/ t) e si misura in cicli per secondo (o Hertz). 1 Hz= 1 ciclo/s. [Hz]= s -1 DIFFRAZIONE: anche la luce aggira gli ostacoli, quindi ha un co mportamento ondulatorio. È un’onda elettromagnetica (non meccanica, non ha bisogno di un me zzo di trasmissione, si trasmette anche nel vuoto) INTERFERENZA: È un fenomeno dovuto alla sovrapposizione, in un punto dello spazio, di due o più onde PROPRIETÀ ONDULATORIE DELL’ELETTRONE • Il comportamento degli elettroni negli atomi polielettronici è in accordo con il principio che l’elettrone abbia sia proprietà corpuscolari che ondulatorie • L’equazione d’onda di ogni particella in movimento è data dall’equazione di deBroglie 6 • La lunghezza d’onda di oggetti macroscopici, osservabili, è troppo piccola per essere misurata. • La lunghezza d’onda dell’elettrone è simile al diametro dell’atomo. MODELLO ATOMICO DI BOHR Se ora consideriamo un elettrone come il propagarsi di un’onda, questa dovrà avere un movimento costante in ogni punto, ovvero deve essere stazionaria. Tale situazione si verifica solo se l’orbita elettronica, a cui lunghezza vale 2πr, contiene un numero intero di onde. La circonferenza orbitale si calcola: 2πr=nh/mv Annunciò due postulati: • Gli elettroni ruotano intorno al nucleo solo su orbite circolari che prendono il nome di stati stazionari, quindi non tutte le orbite sono permesse ma solo quelle i cui raggi sono multipli interi h/2p (quantizzazione delle orbite) • L’elettrone che ruota intorno al nucleo irradia energia solo a seguito di una transizione da un’orbita ad un’altra quantisticamente permessa (quantizzazione dell’energia) se un elettrone passa da un’orbita più lontana ad una più vicina al nucleo (e quindi di energia minore) allora l’atomo emette un fotone di energia pari a hv= En – Em Gli oggetti solidi emettono radiazione elettromagnetiche in un intervallo di lunghezze d’onda, producendo uno spettro continuo di luce emessa Gli atomi in fase gassosa emettono radiazioni elettromagnetiche a solo poche specifiche lunghezze d’onda, producendo uno spettro di righe di luce emessa Ciascun elemento in fase gassosa emette luce a particolari lunghezze d’onda producendo uno spettro di linee caratteristico. L’EFFETTO FOTOELETTRICO Elettroni sono emessi dal metallo irraggiato ma solo al di sopra di una frequenza critica detta frequenza di soglia. A frequenze inferiori anche intensità elevatissime di radiazione NON causano effetto fotoelettrico. L’evidenza sperimentale è interpretabile solo ammettendo che, a livello di interazioni con particelle atomiche e subatomiche, l’energia della radiazione sia proporzionale NON all’ampiezza (intensità luminosa) ma alla frequenza: E=h v La radiazione apparentemente continua viaggia a pacchetti (quanti) aventi energia fissa e proporzionale a v SPETTROSCOPIA ATOMICA Lo spettro di emissione di atomi eccitati è composto da alcune righe discrete. L’atomo eccitato cioè emette frequenze luminose speciali, tipiche di ciascun atomo. Gli stessi atomi possono assorbire le stesse frequenze che sono in grado di emettere. (spettro di assorbimento) 7 Alogeni: Gli alogeni reagiscono con quasi tutti gli elementi della tavola periodica, e formano composti ionici o covalenti che sono spesso usati come materiali di partenza per la sintesi di altri composti sia inorganici che organici. Negli alogeni manca un elettrone quindi la loro tendenza è quella di acquistarli. Dagli alogeni, è difficilissimo staccare elettroni, però si può fare. Hanno uno stato di ossidazione negativo Gas Nobili: Dal punto di vista elettronico presentano tutti l’ultimo livello di energia completo (ottetto elettronico). Chimicamente sono inerti, perché non hanno nessuna tendenza ad acquistare o perdere elettroni e quindi a mutare il loro assetto elettronico già stabile, e si ritrovano gli elettroni tutti nell’ultimo guscio Metalloidi: Buoni conduttori di elettricità e calore – Malleabili e duttili – Punti di ebollizione moderatamente alti – Elevati punti di fusione e buoni conduttori termici Non metalli: Non conduttori di elettricità e calore – Solidi friabili – Alcuni sono gas a temperatura ambiente – Scarsi conduttori termici, ma elevate forze attrattive tra nucleo ed elettroni esterni Semimetalli: Sono elementi con l’aspetto e alcune proprietà tipiche dei metalli, ma con comportamento chimico diverso. Hanno un aspetto brillante e opaco, solidi – Sono duttili e malleabili – Conducono l’elettricità meno dei metalli e più dei non metalli Metalli di transizione: Gli ioni dei metalli di transizione impartiscono la loro colorazione a composti e soluzioni. Gli elettroni vanno ad occupare gli orbitali d che sono 5 e di conseguenza gli elementi sono 10 Lantanidi e Attinidi: Riempiono gli elettroni di orbitali f che sono 7, di conseguenza gli elementi sono 14, e vengono chiamati anche terre rare ENERGIA DI IONIZZAZIONE La maggior parte degli elementi sono metalli. Quando reagiscono con altri elementi per formare composti solitamente lo fanno prendendo uno o più elettroni per formare ioni positivi. Per rimuovere gli elettroni è necessaria una certa quantità di energia, chiamata energia di ionizzazione, più piccola è la quantità di energia, più facile sarà il processo di ionizzazione • ENERGIA DI PRIMA IONIZZAZIONE: È l’energia necessaria per rimuovere l’elettrone che si trova nel livello energetico più alto di un atomo • ENERGIA DI SECONDA IONIZZAZIONE: È l’energia richiedente per rimuovere un elettrone da uno ione positivo con carica +1 di un elemento allo stato gassoso ELETTRONEGATIVITÀ L'elettronegatività è definita come la capacità di un atomo ad attrarre a se gli elettroni. L'elettronegatività secondo Pauling di un elemento A viene calcolata conoscendo l'elettronegatività di un elemento B. L’elettronegatività, ha come prima tendenza, quella che aumenta lungo un periodo fino ad arrivare al gruppo VII A. 10 La seconda tendenza indica che l’elettronegatività, diminuisce lungo un gruppo della tavola periodica, e questo avviene poiché gli atomi diventano progressivamente sempre più piccoli, e inoltre gli atomi sul lato destro della tabella, possiedono una maggiore carica nucleare Pauling ammette cioè che la differenza di elettronegatività tra due elementi sia uguale alla radice quadrata di una quantità Δ, detta energia di risonanza ionico - covalente espressa in eV, il cui valore è dato da VALENZA La valenza è il numero di legami che un elemento crea quando si lega ad altri elementi, o anche il numero di elettroni ceduti, acquistati o messi in compartecipazione dall’elemento nel composto considerato. Gli elettroni presenti nell’ultimo guscio o anche quelli più esterni di un atomo, sono chiamati di ‘’valenza’’, mentre quelli più interni, vengono chiamati ‘’nocciolo”. Gli elettroni di valenza si possono rappresentare con il simbolo di Lewis nel quale gli elettroni vengono rappresentati con dei puntini NUMERO DI OSSIDAZIONE Si definisce ossidazione tutte quelle reazioni nelle quali si verifica la perdita di uno o più elettroni, i quali vengono ceduti ad un altro elemento che a sua volta si riduce Si ossida una specie chimica che perde elettroni, e un’ossidazione, implica un aumento del numero di ossidazione In una reazione chimica non può esistere una sola reazione di ossidazione o di riduzione, in quanto per ogni elemento che si riduce, ce n’è uno che si ossida, tanto che si chiamano reazione di ossido – riduzione (redox). NON SEMPRE IL NUMERO DI VALENZA COINCIDE CON IL NUMERO DI OSSIDAZIONE Come assegnare il numero di ossidazione: 3.1.Gli atomi degli elementi allo stato elementare, come K, N2, Fe hanno numero di ossidazione 0 3.2.Uno ione monocromatico ha un numero di ossidazione uguale alla carica dello ione. ES: Cu2+ n.o +2 3.3.L’idrogeno ha numero di ossidazione +1, solo quando si lega con i metalli è -1 in quanto sono meno elettronegativi 3.4.L’ossigeno ha numero di ossidazione -2, tranne nei perossidi, H2O2 o Na2O2, dove l’ossigeno presenta numero di ossidazione -1 e nei composti con il fluoro +2 3.5.Gli alogeni (cloro, bromo, iodio) con l’idrogeno, hanno n.o -1, mentre con l’ossigeno presentano valori del numero di 11 ossidazione positivi perché meno elettronegativi. Il fluoro ha sempre n.o -1, perché è l’elemento più elettromagnetico 3.6.Nei metalli alcalini, n.o +1, nei metalli alcalino – terrosi n.o +2 C3H6 = Idrogeno ha numero di ossidazione -1 in quanto si lega ad un metallo. -1 * 6= -6 Fatto ciò lo dividiamo per 3 che sono gli elettroni del carbonio, e troviamo -2 che è il numero di ossidazione del carbonio H. IDROGENO -1, +1 (NON METALLO) 1° GRUPPO SOTTOGRUPPO A (metalli alcalini) Li. Litio +1 Na. Sodio +1 K. Potassio +1 SOTTOGRUPPO B (metalli nobili) Cu. Rame +1, +2 Ag. Argento +1 Au. Oro +1 (più difficile da trovare), +3 (più stabile) 2° GRUPPO SOTTOGRUPPO A (metalli alcalino- terrosi) (Perdono tutti e due gli elettroni nell'ultimo guscio) Mg. Magnesio +2 Ca. Calcio +2 Sr. Stronzio +2 Ba. Bario +2 SOTTOGRUPPO B Zn. Zinco +2 (anfotero) Cd. Cadmio +2 Hg. Mercurio +2, +1 (non è stabile) 3° GRUPPO (Terre) B. Boro +3 (non metallo) Al. Alluminio +3 (anfotero) Ce. Cerio +3, +4 (metallo) 4° GRUPPO SOTTOGRUPPO A DEL CARBONIO C. Carbonio -4, -3, -2, -1, +1, +2, +3, +4 (non metallo) Si. Silicio +2, +4 (non metallo) Sn. Stagno +2, +4 (anfotero) Pb. Piombo +2, +4 (metallo) 5° GRUPPO SOTTOGRUPPO A DELL'AZOTO N. Azoto -3, -2, -1, +1, +2, +3, +4, +5 (non metallo) P. Fosforo -3, +1, +3, +5 (non metallo) As. Arsenico -3, +1, +3, +5 (non metallo) Sb. Antimonio -3, +3, +5 (non metallo) Bi. Bismuto -3, +3, +5 (non metallo) 6° GRUPPO SOTTOGRUPPO A (non metalli, calcogeni) O. Ossigeno -2, -1 (non tanto stabile, solo quando forma perossidi) S. Zolfo -2, +2, +4, +6 SOTTOGRUPPO B Cr. Cromo +2 (metallo) 12 - CH4 metano - SiH4 silano - BH3 borano • I metalli si combinano con l’idrogeno avente numero di ossidazione (-1) formando composti comunemente detti IDRURI METALLICI: - AlH3 idruro di alluminio - LiH idruro di litio - FeH3 idruro ferrico COMPOSTI BINARI TRA NON METALLI I non metalli, danno frequentemente tra loro composti binari covalenti. All’elemento più elettronegativo si dà il suffisso URO: • ICl cloruro di sodio • Si3N4 nitruro di silicio PEROSSOCOMPOSTI Sono composti in cui l’ossigeno è sostituito con un gruppo O22- (gruppo perosso). Sono composti che contengono più ossigeno del necessario. Essi vengono indicati con il prefisso PEROSSO o PER. IONI POLIATOMICI, OSSOANIONI Quello che resta di un acido ossigenato per perdita di atomi di idrogeno si chiama radicale acido. Per ogni idrogeno tolto si aggiunge una carica negativa. Il numero delle cariche, costituisce la valenza del radicale Si usano dei suffissi diversi da quelli dei corrispondenti acidi: OSO --> ITO ICO --> ATO OSSONIONI CONTENENTI IDROGENO La perdita parziale di ioni H+ dà luogo a radicali ionici negativi indicati col prefisso – IDROGENO: HSO4 --> ione idrogenosolfato E, se necessario, anche i prefissi mono-, di-, tri SALI I Sali si originano per reazione tra un composto derivato da un metallo (ossido basico, idrossido o il metallo stesso) e un composto derivato da un non metallo (anidride, acido o lo stesso non metallo) Un sale è costituito da una parte metallica (ione del metallo) e da una parte non metallica (un radicale acido) SALI ACIDI I Sali acidi sono quel tipo di Sali dove è ancora rimasto delle quantità di idrogeno nel sale. Questi Sali vengono chiamati con il prefisso –IDROGENO. Quindi lo ione H2SO4 verrà denominato solfato acido oppure idrogenosolfato TIOCOMPOSTI 15 Sono composti in cui uno o più atomi di O sono sostituiti da S (zolfo). Vengono designati con il prefisso TIO- preceduto da un altro prefisso che indica il numero di sostituzioni: Tiosolfato sodico --> Na2SO4 --> Na2S2O3 Acido ditiocarbonico --> H2CO3 --> H2CS2O LE OSSIDO – RIDUZIONI La parola ossidare, significa perdere elettroni dal proprio nucleo. In una reazione chimica i membri che stanno a sinistra, tenderanno ad acquistare elettroni, mentre quelli a destra, tenderanno a perderli. Nelle reazioni di ossido – riduzione, la sostanza che acquista elettroni, si riduce, ed è detta ossidante. Invece la sostanza che perde elettroni, si ossida ed è detta riducente Nella fotografia affianco (sulla sinistra), vediamo in ordine ascendente a sinistra, e discendente a destra, rispettivamente le sostanze ossidanti più forti e le sostanze riducenti più deboli EQUAZIONE E REAZIONI CHIMICHE Secondo la legge della conservazione della massa, gli atomi non si possono né creare, né distruggere, ma possono solo subire dei processi chimici. Tra reagenti e prodotti devono figurare lo stesso numero di atomi dello stesso elemento OSSIDAZIONE Nel linguaggio comune, con il termine di "ossidazione" si intende indicare le trasformazioni che subiscono i metalli (o anche altre sostanze) quando sono esposti all'aria per lungo tempo. RIDUZIONE Allo stesso modo, si usa comunemente il termine di "riduzione" per indicare le trasformazioni di sottrazione dell'ossigeno da alcune sostanze. 16 Si usa dire ad esempio che i metalli si ottengono dai loro minerali per riduzione. I minerali del ferro, che sono sostanzialmente degli ossidi, vengono infatti ridotti a ferro metallico utilizzando il carbone coke all'interno di grossi dispositivi a forma di tino detti "alti forni". La reazione che avviene in questi impianti può essere sintetizzata nel modo seguente: Fe2O3 + 3 C ----> 2 Fe + 3 CO SEMIREAZIONI Si possono scrivere separatamente la reazione di acquisto di elettroni e quella di perdita di elettroni. Ad esempio la reazione: Zn + 2H+ → Zn2+ + H2 Può essere scomposta in: Zn → Zn2+ + 2e- (semireazione di ossidazione) 2H+ + 2e- → H2 (semireazione di riduzione) Ciascuna semireazione è bilanciata quando il numero degli atomi e la carica totale sono gli stessi a destra e sinistra. COME BILANCIARE UNA REAZIONE: REAZIONI DI DISPROPORZIONE O DISMUTAMENTO Le reazioni di dismutazione o di disproporzionamento sono reazioni redox in cui la stessa specie chimica agisce da riducente e da ossidante. Il bilanciamento va eseguito tenendo presente le regole precedenti. LA MOLE Secondo la legge dei volumi di combinazioni di Gay – Lussac, in una reazione chimica tra sostanze allo stato gassoso (in condizioni di temperatura e pressione costanti), un dato volume di una sostanza gassosa si combina sempre con un volume uguale, o doppio, o triplo di un’altra Infatti, ad esempio, nel caso della formazione di cloruro di idrogeno: - GAY – LUSSAC: 1 volume di idrogeno + 1 volume di cloro → 2 volumi di cloruro di idrogeno - DALTON: 1 volume di atomi idrogeno + 1 volume di atomi di cloro → 1 volume di cloruro di idrogeno Amedeo Avocadro per risolvere la questione, decide di ammettere che i cosiddetti gas semplici come ossigeno, idrogeno, azoto, cloro, ecc., siano formati dall’unione di due atomi identici, cioè da molecole biatomiche: H2 + Cl2 à 2HCl Cannizzaro non era proprio convinto delle teorie affermate da Avocadro, e riuscì a farle accettare, sottolineando l’importanza per la determinazione delle masse molecolari relative alle sostanze gassose 1 u.m.a. = 1.66 * 10-24 g 17 REAZIONI DI DOPPIO SCAMBIO I composti si scambiano i ‘’partener’’ e dai due reagenti si ottiene: - un composto insolubile (precipitato) - una molecola stabile, quale H2O - sviluppo di un gas REAZIONE ESOTERMICA Una reazione chimica che durante il suo svolgimento sviluppa calore è detta "esotermica ", una reazione esotermica è quindi una reazione che comporta un trasferimento di calore dal sistema all'ambiente Nel caso in cui una reazione chimica si svolge a pressione costante (cioè se è un processo isobaro), tale reazione è esotermica se comporta una diminuzione di entalpia, REAZIONE ENDOTERMICA Una reazione chimica che durante il suo svolgimento assorbe calore dall'esterno è detta "endotermica", una reazione endotermica è una reazione che comporta un trasferimento di calore dall'ambiente al sistema (necessita dunque di energia esterna per procedere). Nel caso in cui una reazione chimica si svolge a pressione costante (cioè se è un processo isobaro), tale reazione è endotermica se comporta un aumento di entalpia LEGAME CHIMICO I legami chimici "più forti" hanno un contenuto energetico maggiore e sono più difficili da rompere, mentre i legami "più deboli" hanno un contenuto energetico minore e sono più facili da rompere. Da ciò deriva che le molecole che hanno al loro interno legami chimici più deboli sono più instabili. • LEGAME IONICO: Nasce dalle forze elettrostatiche attrattive che si esercitano fra ioni di carica opposta in un solido ionico. Per creare un legame ionico, i requisiti sono quelli di avere, una bassa energia di ionizzazione ed una elevata affinità elettronica • LEGAME METALLICO: È basato sulla forza di coesione esercitata dagli elettroni di valenza liberi di muoversi attraverso un reticolo di cationi. La teoria delle bande del legame metallico, è in relazione con l’orbitale atomico e parte dal presupposto che gli orbitali atomici, di ciascun atomo, possano dare origine ad un orbitale molecolare con tutti gli altri atomi vicini. 20 Ogni orbitale molecolare si trova in un particolare livello energetico e poiché i livelli sono molto numerosi e quindi estremamente vicini, danno origine a una banda continua di energia, in cui possiamo pensare che l’energia non sia quantizzata • LEGAME COVALENTE: È basato sulla condivisione degli elettroni di valenza da parte di due atomi. La forza di attrazione fra i due atomi deriva dall’attrazione di entrambi i nuclei degli elettroni condivisi. Nel caso di sovrapposizione di due orbitali s, si forma un legame molto forte, detto legame sigma (σ), che può essere formato anche dalla sovrapposizione di un orbitale s con un orbitale p. Quando si sovrappongono due orbitali p, le possibilità esistenti sono due: - se i due orbitali p si sovrappongono lungo il loro asse principale, si forma un legame σ; - se i due orbitali p si sovrappongono lateralmente, con i loro assi disposti paralleli, formano un legame π che si formano per sovrapposizione di orbitali p paralleli. La rotazione di 90° porta alla rottura del legame Le molecole tenute assieme da legami covalenti, possono essere: - Polari: come risultato di una distribuzione asimmetrica di elettroni. Il legame o la molecola contiene un polo positivo e uno negativo ed è pertanto un dipolo. - Apolari: Una distribuzione simmetrica di elettroni porta ad un legame o ad una molecola senza poli negativi e positivi. Esistono due teorie di legame più il modello di Lewis: - Valence Bond (VB): Secondo la teoria VB solo alcuni elettroni partecipano ai legami e sono localizzati fra i due atomi legati (gli altri elettroni si trovano sui rispettivi atomi e non vengono considerati - Orbitali molecolari (MO): Tutti gli orbitali atomici si combinano per formare orbitali molecolari, la densità elettronica è diffusa su tutta la molecola. Secondo la teoria MO, tutti gli elettroni della molecola risentono dell’attrazione di tutti i nuclei, che si considerano fissi nelle loro posizioni di equilibrio. Ciascun elettrone contribuisce a tenere insieme tutti i nuclei della molecola Teoria di Lewis: Secondo la teoria di Lewis, si definisce acido qualsiasi sostanza in grado di accettare una coppia di elettroni e base qualsiasi sostanza in grado di cedere una coppia di elettroni 21 non condivisi. La reazione tra base di Lewis e un acido di Lewis forma un complesso: B : + A → B : A • LEGAMI DEBOLI • TEORIA VSEPR: È possibile assegnare una geometria ad una molecola di cui è nota la formula di Lewis facendo uso di un semplice modello chiamato VSEPR, dall'inglese Valence Shell Electron Pair Repulsion, cioè repulsione delle coppie elettroniche nel guscio di valenza. È un modello concettualmente molto semplice, proposto da N.V. Sidgwick e M.Powell (1940), permette di prevedere le principali caratteristiche della geometria molecolare. È basato sull'assunzione che le coppie di valenza di un atomo si dispongono in modo tale da rendere minima la repulsione reciproca, cioè alla massima distanza possibile Come si determina un modello VSEPR? 1. Disegnare la struttura molecolare 2. Contare il numero totale di coppie elettroniche intorno all’atomo centrale. Disporre le coppie in modo da minimizzare la repulsione elettrostatica 3. Descrivere la geometria della molecola in termini di disposizione angolare delle coppie elettroniche di valenza Numero totale di elettroni = numero di elettroni dell’atomo centrale (guscio esterno: corrisponde al numero del gruppo del sistema periodico) + elettroni messi in comune dagli atomi legati. Questo numero diviso due corrisponde al numero di coppie totali di elettroni da sistemare nel livello esterno dell’atomo centrale. La differenza tra il numero totale di coppie elettroniche e il numero delle coppie di legame corrisponde al numero dei lone pair liberi. GEOMETRIE MOLECOLARI : ANGOLI DI LEGAMI 22 • SOLIDI COVALENTI (atomici): I solidi covalenti sono dei solidi nei quali l’interazione che origina il solido è un legame covalente che si stabilisce tra tutti gli atomi del cristallo un cristallo di un solido covalente può essere considerato come una gigantesca molecola • SOLIDI IONICI: Il solido ionico ha una struttura cristallina dalla geometria precisa che dipende dalle distanze di legame. I nodi reticolari sono occupati da ioni positivi o negativi tra i quali viene esercitata un’attrazione elettrostatica. Un esempio classico è la struttura del NaCl (cloruro di sodio). Essa è costituita da una matrice di ioni positivi (Na+) immersa in una matrice di ioni negativi (Cl-) o viceversa. Il fatto fondamentale è che non è possibile identificare un’unità molecolare NaCl. PROPRIETÀ SOLIDI IONICI: HANNO TEMPERATURE DI FUSIONE TRA I 400° ED 1000° - SONO RELATIVAMENTE DURI E FRAGILI - NON CONDUCONO LA CORRENTE ELETTRICA ALLO STATO SOLIDO - CONDUCONO LA CORRENTE ELETTRICA ALLO STATO FUSO • SOLIDI MOLECOLARI: Sono costituiti da molecole o atomi tenuti insieme da forze intermolecolari. Sono quindi forze deboli, con basse energie di sublimazione (tendono a passare subito in fase gassosa, fa eccezione l’acqua, per la presenza di legami a idrogeno). Sono solidi facilmente deformabili. 1. SOLIDI MOLECOLARI APOLARI: I cristalli molecolari apolari sono costituiti da molecole apolari tenute insieme da deboli forze di London e forti legami all’interno della molecola. A condizioni normali si trovano allo stato gassoso H2, Cl2, O2 • Punti di fusione bassi • Solidi quasi esclusivamente a bassissime temperature • Solubili in solventi apolari • Non conducono la corrente • Sublimano. • Naftalina, Iodio molecolare 2. SOLIDI MOLECOLARI POLARI: I cristalli molecolari polari (zuccheri, ghiaccio) sono costituiti da molecole polari che si attraggono con legami intermolecolari (legami dipolo-dipolo, legami a idrogeno) • Temperature di ebollizione e fusione più alte dei solidi molecolari apolari • Solubili in acqua e in solventi polari; • Non conducono elettricità allo stato fuso e, in genere, nemmeno quando sono in soluzione. • SOLIDI METALLICI: Nel reticolo cristallino dei solidi metallici sono presenti ioni positivi legati da legame metallico. Il reticolo è avvolto dalla nuvola elettronica. Poiché il legame metallico è un legame forte, i metalli, con l’unica eccezione del mercurio, sono solidi a T ambiente. PROPRIETÀ SOLIDI METALLICI: Temperatura di fusione generalmente alta - Elevata densità - Buona conducibilità termica ed elettrica - Lucentezza al taglio - Duttili e malleabili • SOLIDI MACROMOLECOLARI: le cui posizioni sono occupate da atomi uniti tra loro da legami covalenti, quasi a costituire un’unica grande molecola. • durezza elevata • elevata sfaldabilità o fragilità • temperatura di fusione altissima • conducibilità elettrica quasi nulla, in quanto gli elettroni sono tutti occupati a creare legami • insolubili • SOLIDI AMORFI 25 • La loro struttura è simile alla struttura di una fase liquida • Le molecole o gli atomi sono disposti in aggregati ordinati solo per brevi distanze • Le proprietà fisiche sono isotrope (uguali in tutte le direzioni) • Non fondono ad una temperatura definita • Non sono stabili POLIMORFISMO Sono delle sostanze che hanno la stessa composizione chimica, ma diversa struttura cristallina ISOMORFISMO Sono delle sostanze che hanno la composizione chimica diversa (simile), ma identica struttura cristallina. Ioni con raggio e carica simile sai sostituiscono a vicenda senza produrre profonde deformazioni nel reticolo cristallino I GAS Il termine vapore si riferisce alla fase gas di sostanze che a temperature ambiente e pressione atmosferica sono liquidi o solidi I gas assumono la forma e il volume del contenitore; inoltre, i gas a differenza dei liquidi e solidi, sono facilmente comprimibili Le miscele di gas formano una fase omogenea Un gas è perfetto/ideale se: • ha le molecole puntiformi (è trascurabile il volume proprio delle molecole) • le molecole subiscono degli urti elastici (dopo l’urto le particelle rimangono sempre le stesse) Di fatto è la stessa situazione dei liquidi perfetti, secondo il teorema di Bernulli, dove si trascuravano gli attriti Il questo modo il gas perfetto risulta essere il sistema più semplice, caratterizzato solo da tre parametri: pressione, volume e temperatura Un gas è reale se non è perfetto: • ha molecole puntiformi (non è trascurabile il volume proprio delle molecole) • le molecole subiscono anche urti non elastici (dopo l’urto le particelle, possono non rimanere sempre le stesse) Un gas reale può condensare e solidificare; si può approssimare ad un gas perfetto quando è lontano dalle condizioni di condensazione (basse pressioni e grandi volumi) TEORIA CINETICA DEI GAS: Un gas è formato di molecole puntiformi (le dimensioni delle molecole sono molto più piccole del volume medio a disposizione per ogni molecola). • Il moto delle molecole è completamente casuale. • Le molecole non interagiscono tra loro (le traiettorie, tra una collisione e l’altra) sono rettilinee. • Le collisioni delle molecole (gli urti) con le pareti e tra le molecole stesse sono elastiche. PRESSIONE • PRESSIONE DEI GAS: P (Pa) = Forza (N)/Area (m^2 ) • PRESSIONE DEI LIQUIDI: P = g * h * d • Legge di Boyle: il volume occupato da un gas, mantenuto a temperatura costante, è inversamente proporzionale alla pressione alla quale il gas è 26 sottoposto. Questo vuol dire che mantenendo costante la temperatura, e raddoppiando o triplicando la pressione esercitata sul gas il suo volume diventa rispettivamente un mezzo, un terzo e un quarto • Leggi di Charles - Gay Lussac: Se la temperatura di un aeriforme varia a pressione costante, si ha come conseguenza una variazione di volume, la quale è regolata dalla legge per la dilatazione termica. Per gli aeriformi perfetti, il coefficiente di dilatazione termica a pressione costante non dipende dalla loro natura, ma è sempre uguale a 1/273. Lo stesso accade a Volume costante • A Pressione costante, il volume V varia linearmente con la temperatura Vt=Vo (1+t) = 1/273,16 • A Volume costante, la pressione P varia linearmente con la temperatura Pt=Po (1+t) = 1/273,16 Dato che tutti i grafici della legge di Charles - Gay Lussac intersecano l’asse delle temperature a -273.16°C, Lord Kelvin propose di usare questo valore come zero di una scala assoluta di temperature: la scala Kelvin. 0 Kelvin (0 K) è la temperatura dove il volume (o la pressione) di un gas ideale è nullo, e cessa ogni movimento molecolare. Per cui T= t + 273,16 (T (Kelvin) t (°C)) • Legge di Avocadro: Il volume di un campione di gas ad una data temperatura e pressione è proporzionale al numero (n) di molecole presenti nel campione, indipendentemente dalla natura chimica: V = costante * n Volumi uguali di gas differenti, nelle stesse condizioni di temperatura e pressione, contengono lo stesso numero di molecole. Il volume di una mole di gas è detto volume molare Vm e a 0°C e 1 atm di pressione vale 22,414 L/mol (dipende quindi da T e P ma non dalla natura del gas). • Legge di Dalton: La pressione parziale di un gas è la pressione che sarebbe esercitata da un singolo gas in una miscela di gas in assenza di altri. Invece Dalton affermò che la pressione totale esercitata da una miscela di gas è la somma delle pressioni parziali di ciascun gas della miscela VOLUME UNA mole di qualsiasi gas in condizioni normali occupa 22,4 litri e contiene N molecole di gas La massa molecolare, si trova: M = mRT/PV La densità dei gas è data da: m/v = d = MP/RT CONFRONTO MACROSCOPICO DI GAS, LIQUIDI E SOLIDI Stato di aggregazione Forma e volume Compressibilità Fluidità Gas Assume la forma e il volume del recipiente Alta Alta Liquido Assume la forma del recipiente; il volume è limitato da una superficie Molto bassa Moderata Solido Conserva la propria forma e il proprio Quasi nulla Quasi nulla 27