In base alle caratteristiche prima elencate possiamo dedurre che: - L elevata energia di ionizzazione indica che l idrogeno, mettendo in

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1 CHIMICA INORGANICA: nozioni sui principali elementi del sistema periodico L atomo di idrogeno ha un solo orbitale di valenza (1s) occupato da un solo elettrone e per questo motivo è sistemato nel primo gruppo come i metalli alcalini con i quali, tuttavia, non ha alcuna caratteristica comune Le sue principali caratteristiche sono: Numero atomico 1 Configurazione elettronica esterna 1s Numero di ossidazione 1 Energia di ionizzazione 313 kcal mol -1 Affinità elettronica - 17 kcal mol -1 Elettronegatività 2,2 Energia di dissociazione della molecola 104 kcal mol -1 IDROGENO

2 In base alle caratteristiche prima elencate possiamo dedurre che: - L elevata energia di ionizzazione indica che l idrogeno, mettendo in compartecipazione l elettrone, forma principalmente un legame covalente con un altro atomo oppure acquistando un elettrone (ione idruro H - ) può interagire in modo elettrostatico con ioni di carica positiva - esiste come molecola H 2 - l elevata energia di dissociazione spiega l inerzia chimica a temperatura ambiente - Il protone libero H + possiede un rapporto carica/massa elevato per cui non esiste libero ed in soluzione dà luogo allo ione idronio (H 3 O + ) formando un legame dativo con l acqua - L affinità elettronica negativa indica che l idrogeno ha una certa tendenza ad acquistare elettroni poco legati (ad esempio con i metalli) formando gli IDRURI nei quali ha n.o. = -1 IDROGENO

3 Gli idruri si suddividono in base al legame in: - IDRURI IONICI - IDRURI MOLECOLARI - IDRURI POLIMERI CON ATOMI DI IDROGENO A PONTE - IDRURI DEGLI ELEMENTI DI TRANSIZIONE Gli idruri ionici sono quelli con i metalli alcalini e con Ca, Sr e Ba e sono allo stato SOLIDO IDROGENO

4 Gli idruri degli elementi dal gruppo 14 al gruppo 17 sono tutti costituiti da legami molecolari e sono gassosi ad eccezione dell H 2 O e HF che sono liquidi a T ambiente per le forti interazioni a ponte di idrogeno Gli idruri dei gruppi 14 e 15 hanno proprietà acido/base fatta eccezione dell NH 3 che è una base debole in acqua L NH 3 è un acido debolissimo ma più forte del CH 4 e può cedere uno ione H + ad una base molto forte: NH 3 + NaH NH H 2 Gli idruri con gli alogeni sono polari e reagiscono con l acqua HCl, HBr e HI si sciolgono in acqua ed agiscono da acidi molto forti IDROGENO

5 Nel caso dell idruro di boro B 2 H 6 si ha la formazione di un composto particolare Infatti il B ha configurazione elettronica 1s 2,2s 2,2p 1 e dopo aver promosso un elettrone dal livello 2s al livello 2p presenta 3 elettroni spaiati e quindi può formare la molecola BH3 Questa molecola tuttavia non rispetta la regola dell ottetto essendo elettron-deficiente in quanto il boro ha intorno a sé sei elettroni e tende a dimerizzare dando luogo al diborano B 2 H 6 che ha una struttura a ponte in cui ciascun atomo di boro è legato a due atomi di idrogeno detti atomi di idrogeno terminali; i rimanenti due atomi di idrogeno si trovano a ponte tra i due atomi di boro: IDROGENO

6 Il boro forma molti composti chiamati nel loro insieme BORANI che presentano un numero variabile di atomi di B e di H ed hanno struttura molecolare con legame tricentrico ovvero legami covalenti in cui il doppietto elettronico è esteso su tre atomi anziché su due Sono solidi mentre il diborano o idruro di boro è gassoso Sono polimeri e quindi non molto reattivi ma mantengono proprietà basiche e riducenti IDROGENO

7 Il legame dell H con Be, Mg, Al e Ga è di natura covalente polare con l idrogeno che si pone a ponte tra due atomi in modo analogo al boro e forma composti covalenti polimeri Essendo polimeri sono meno reattivi dei precedenti ma hanno proprietà basiche e riducenti IDROGENO

8 Il legame dell H con i metalli di transizione porta a composti non stechiometrici cioè composti chimici la cui composizione elementale non rispetta le normali leggi stechiometriche quali la legge delle proporzioni definite e quella delle proporzioni multiple, quindi la loro formula chimica non può essere rappresentata in termini di rapporti tra numeri naturali IDROGENO

9 GAS NOBILI Elemento He Ne Ar Kr Xe Rn Numero atomico Configurazione elettronica esterna Potenziale di ionizzazione (kcal mol -1 ) Temperatura di ebollizione Temperatura di fusione s 2 2s 2 2p 2 3s 2 3p 2 4s 2 4p 2 5s 2 5p 2 6s 2 6p ,9-246,0-185,7-152,3-108,0-61,8-272,2-248,7-189,2-156,6-111,9-71,0 Elio e Neon hanno una configurazione che li rende MOLTO STABILI e gli altri una stabilità discreta ragione per cui si conoscono pochissimi composti dei gas nobili GAS NOBILI

10 Questo è evidenziato dai valori elevati di potenziale di ionizzazione GAS NOBILI

11 METALLI ALCALINI Elemento Li Na K Rb Cs Fr Numero atomico Configurazione elettronica esterna Potenziale di ionizzazione (kcal mol -1 ) Elettronegativi tà Temperatura di ebollizione Temperatura di fusione s 1 3s 1 4s 1 5s 1 6s 1 7s 1 124,3 118,5 100,1 96,3 89,7-1 0,9 0,8 0,8 0,7 0, , , ,5 97,81 63,65 38,89 28,40 27 METALLI ALCALINI

12 Rappresentano un gruppo compatto con caratteristiche molto simili Il nome deriva dall arabo «al gali» (potassa) Hanno configurazione ns 1 per cui potenziale di ionizzazione molto basso e bassa elettronegatività ed elevato potenziale di seconda ionizzazione La mobilità elettronica è imputabile esclusivamente ad un elettrone e ciò determina anche formazione di un legame metallico molto debole (temperatura di fusione molto bassa) Cs e Fr sono comunemente allo stato liquido, gli altri solidi ma molto teneri Sono forti agenti riducenti in quanto hanno un potenziale elettrico standard basso e quindi generalmente si ossidano Ciò determina che si trovino in natura solo sotto forma di composti METALLI ALCALINI

13 I metalli cristallini tendono infatti a reagire con l umidità dell aria a dare idrossidi alcalini molto forti ed ottimi elettroliti I cationi che si formano in soluzione acquosa sono incolori sempre per la configurazione elettronica Reattività e composti Sono specie chimiche molto reattive e quindi si trovano sulla terra essenzialmente sotto forma dei loro Sali Il più diffuso è il cloruro di sodio NaCl Essi reagiscono con l acqua per dare idrossidi e idrogeno gassoso; gli idrossidi sono solidi e si sciolgono completamente in acqua METALLI ALCALINI

14 Si legano all idrogeno (con n.o. = -1) per dare gli IDRURI (vedi prima)sono composti solidi, ionici e forti agenti riducenti Per reazione diretta con l acqua danno gli idrossidi, che, tuttavia, si generano anche per reazione dei loro ossidi con l acqua METALLI ALCALINI

15 Reagiscono facilmente anche con l ossigeno ma danno composti diversi a seconda del volume atomico dell elemento Il litio si lega all ossigeno con n.o. +1 e forma Li 2 O (legame covalente) Il sodio forma il perossido Na 2 O 2 (legame ionico) Potassio, Rubidio e Cesio formano il superossido (in cui l ossigeno ha n.o. =-0,5) KO 2, RbO 2 e CsO 2 (legame ionico) Importanti sono i CARBONATI DI SODIO: Bicarbonato di sodio (NaHCO 3 ) = utilizzato in medicina Carbonato di sodio o soda Solvaly (Na 2 CO 3 ) METALLI ALCALINI

16 METALLI ALCALINO-TERROSI Elemento Be Mg Ca Sr Ba Ra Numero atomico Configurazione elettronica esterna Potenziale di ionizzazione (kcal mol -1 ) Elettronegativi tà Temperatura di ebollizione Temperatura di fusione s 2 3s 2 4s 2 5s 2 6s 2 7s 2 214,9 176,18 140,9 131,2 120,1 119,2 1,5 1,2 1,0 1,0 0,9 0, METALLI ALCALINO-TERROSI

17 Si chiamano alcalino-terrosi perché stanno tra il I (alcalini) ed il III gruppo (terrosi) Presentano proprietà compatte dal calcio al bario, affine è il magnesio, mentre molto diversi sono il berillio ed il radio (che + addirittura radioattivo) Il berillio deve le sue caratteristiche alle sue piccole dimensioni Sono elementi metallici come i precedenti, ma la presenza di due elettroni di valenza ne accentua l aspetto metallico (più duri con temperature di fusione ed ebollizione più elevate) Anch essi perdono facilmente un elettrone come gli alcalini, ma con poco dispendio energetico perdono anche il secondo elettrone che è di valenza Come i precedenti i cationi bivalenti sono incolori in soluzione METALLI ALCALINO-TERROSI

18 Presentano potenziali redox molto negativi quindi hanno carattere riducente Reattività e principali composti Molti dei composti sono insolubili e meno solubili dei metalli alcalini La solubilità aumenta solo con le dimensioni del catione I composti più comuni sono gli ALOGENURI, i SOLFATI, i NITRATI ed i CARBONATI degli alcalino-terrosi Berillio: Sorosilicato che dà origine, a seconda delle impurezze, allo smeraldo (cromo e vanadio) e all acqua marina (Fe 2+ ) METALLI ALCALINO-TERROSI

19 Magnesio: Dolomite (Ca, Mg)CO 3 Silicati come il talco Mg 3 (OH) 2 (Si 2 O 5 ) 2 Calcio: Calcite CaCO 3 Apatite 3Ca 3 (PO 4 ) 2 xca(f, Cl, OH) 2 Gesso CaSO 4 x2h 2 O Silicati METALLI ALCALINO-TERROSI

20 Composti più importanti sono: OSSIDI: tipo MeO PEROSSIDI: li formano tutti ad eccezione del Be IDROSSIDI: tipo Me(OH) 2 ALOGENURI: tipo MeX 2 (dove X=alogeno). Si combinano direttamente con gli alogeni con legame ionico (ad eccezione del berillio che forma un legame covalente). METALLI ALCALINO-TERROSI

21 METALLI TERROSI Elemento B Al Ga In Ti Numero atomico Configurazione elettronica esterna Potenziale di ionizzazione (kcal mol -1 ) Elettronegativi tà Temperatura di ebollizione Temperatura di fusione s 2 2p 1 3s 2 3p 1 4s 2 4p 1 5s 2 5p 1 6s 2 6p ,0 1,6 1,6 1,5 1, ,2 29,78 156,6 303,5 METALLI TERROSI

22 Presentano cariche nucleari superiori ai precedenti quindi hanno dimensioni inferiori ed elettroni di valenza legati molto più fortemente al nucleo, che determina un carattere metallico meno spiccato Addirittura il boro non è neppure un metallo con potenziale di ionizzazione grande ed elettronegatività molto elevata (simile a quella dell idrogeno) Per questo motivo l acido borico B(OH) 3 è un acido monoprotico ed il boro non forma composti ionici nemmeno con l elemento più elettronegativo come il fluoro Gli elementi terrosi sono abbastanza reattivi per cui si trovano in natura sotto forma di composti L alluminio metallico è il principale composto della litosfera Gallio, indio e tallio sono poco abbondanti e hanno scarsa importanza METALLI TERROSI

23 Come prima visto formano idruri con l idrogeno o polimeri come nel caso del boro e dell alluminio, che formano molecole elettrondeficienti ESEMPIO: idruro di boro BH 3 Il boro ha 6 elettroni di valenza e si ibrida sp2 L idruro ha forma trigonale ed il boro non completa l ottetto (vedi idrogeno) METALLI TERROSI

24 BORO Si trova in natura come borati come la borace (Na 2 B 4 O 7 ) Allo stato standard il boro è un solido covalente molto duro, lucente come un metallo ma cattivo conduttore di elettricità Nell acido borico B(OH) 3, il boro è legato al gruppo OH - ; infatti per le sue dimensioni ridotte il boro attrae a sé la nuvola elettronica dell ossigeno, impedendo agli ioni ossidrile di passare in soluzione; addirittura la reazione dell acido borico con l acqua è la seguente: B(OH) 3 + H 2 O B(OH) H + Si comporta come un acido di Lewis e l acqua rappresenta la base METALLI TERROSI

25 ALLUMINIO Si trova in natura come silicati complessi dai quali non è economico estrarre l alluminio L alluminio è un metallo argenteo, leggero, tenero e buon conduttore di elettricità e calore METALLI TERROSI

26 IL GRUPPO DEL CARBONIO Elemento C Si Ge Sn Pb Numero atomico Configurazione elettronica esterna Potenziale di ionizzazione (kcal mol -1 ) Elettronegativi tà Temperatura di ebollizione Temperatura di fusione s2p 2 3s 2 p 2 4s 2 p 2 5s 2 p 2 6s 2 p 2 259,6 187,9 182,1 169,3 170,9 2,6 1,9 1,9 1,8 1, ,4 231,9 327,5 GRUPPO DEL CARBONIO

27 Gli elementi più importanti del gruppo 14 sono il carbonio ed il silicio Il primo è il principale costituente dei composti organici alla base degli organismi viventi mentre il silicio è l elemento più abbondante (dopo l ossigeno) nella litosfera Questi elementi presentano 4 elettroni di valenza, un graduale aumento del volume atomico all aumentare del peso atomico, ed una graduale riduzione del potenziale di ionizzazione Per questi motivi sono nettamente non metallici, il germanio è un semimetallo e lo stagno e il piombo sono metalli GRUPPO DEL CARBONIO

28 CARBONIO Si presenta in tre forme allotropiche diverse: grafite, diamante e fullerene (si ottengono per riscaldamento in elio della grafite) Composti molto stabili GRUPPO DEL CARBONIO

29 Nel diamante ciascun atomo di carbonio è legato ad altri 4 atomi con legami covalenti con ibridazione sp3 Struttura molto compatta con atomi molto legati tra loro ed elettroni localizzati in coppie fisse Il diamante è molto duro e fonde a T molto alte ma conduce bene calore e suono per la vibrazione degli atomi rispetto alle posizioni di equilibrio GRUPPO DEL CARBONIO

30 Nella grafite invece ogni atomo di carbonio è ibridato sp2 e si lega quindi con un legame di tipo ad altre 3 atomi di carbonio Si utilizzano quindi solo 3 degli elettroni di valenza e l elettrone residuo si trova sull orbitale p z, che possono sovrapporsi per formare un ulteriore legame si formano anelli esagonali ai cui vertici si trovano atomi di carbonio e sopra e sotto il piano le nuvole elettroniche delocalizzate degli orbitali p z sovrapposti GRUPPO DEL CARBONIO

31 La struttura risultante nella grafite è a piani con i diversi strati legati tra loro attraverso forze di Van der Walls La grafite è una sostanza leggera, tenera e sfaldabile anche se altofondente Buon conduttore di elettricità per l elettrone mobile anche se solo nei sensi dei piani del carbonio I minerali in cui è presente una notevole quantità di carbonio sono: la torba (circa 50% di C), la lignite e l antracite GRUPPO DEL CARBONIO

32 COMPOSTI DEL CARBONIO E DEL SILICIO Il carbonio forma con l ossigeno il monossido (CO) ed il biossido (CO 2 ) Il primo è un gas incolore ed inodore molto velenoso e si genera per combustione del carbonio e sostanze organiche in difetto di ossigeno Il biossido è un gas incolore, di odore e sapore leggermente frizzanti, moderatamente solubile in acqua L ossido di silico (SiO 2 ) cioè la sabbia è solida allo stato standard in quanto il silicio non è in grado di stabilire legami a causa delle sue dimensioni ragion per cui il legame nella silice è singolo Da ciò ne deriva che sull ossigeno si localizzano ben 3 doppietti solitari mentre sul silicio rimangono due orbitali vuoti GRUPPO DEL CARBONIO

33 La silice è quindi costituita da un reticolo indefinito tenuto assieme da legami dativi tra l ossigeno di una molecola (donatore del doppietto) ed il silicio di un altra Ciò è la spiegazione della natura solida della silice rispetto a quella del biossido di carbonio GRUPPO DEL CARBONIO

34 IL GRUPPO DELL AZOTO Elemento N P As Sb Bi Numero atomico Configurazione elettronica esterna Potenziale di ionizzazione (kcal mol -1 ) Elettronegativi tà Temperatura di ebollizione Temperatura di fusione s 2 p 3 3s 2 p 3 4s 2 p 3 5s 2 p 3 6s 2 p 3 335,1 241,8 226,2 199,2 168,3 3,05 2,75 2,0 1,9 1,8-195, ,86 44,1 814,5 630,7 271,3 GRUPPO DELL AZOTO

35 Gli elementi del gruppo 15 sono caratterizzati da una riduzione dell elettronegatività all aumentare del numero atomico e quindi il loro carattere varia dal non metallico al metallico Infatti, l azoto è un non metallo gassoso, il fosforo è un non metallo solido, l arsenico e l antimonio sono semimetalli ed il bismuto può essere considerato un metallo Hanno tutti 5 elettroni di valenza con i n.o. che variano da -3 a +5 Tutti, ad eccezione dell azoto, possono espandere l ottetto avendo a disposizione gli orbitali nd liberi L azoto può ibridarsi a sp3 formando al massimo 3 legami, ma, a differenza degli altri, per le sue dimensioni ridotte, può formare anche legami doppi e tripli (come l azoto molecolare N 2 ) GRUPPO DELL AZOTO

36 Il fosforo si trova più comunemente in forme tetramere P 4 (fosforo bianco) in cui ciascun fosforo è legato ad altri 3atomi di fosforo ed ha un doppietto libero Le molecole di fosforo risultano legate da Interazioni di Van der Walls, per cui È bassofondente e molto reattivo Un altra forma allotropica del fosforo (non esistente in natura) è il fosforo rosso, costituito da catene polimeriche P x La forma più stabile è il fosforo nero formato da strati di atomi di fosforo uniti secondo legami covalenti semplici in anelli esagonali (fosforo ibridato sp3) GRUPPO DELL AZOTO

37 Composti Azoto e fosforo che presentano elettronegatività elevata reagiscono ad alte T con alcalini e alcalino-terrosi per dare nitruri e fosfuri ionici, mentre con il boro formano composti covalenti Con l idrogeno formano gli idruri: NH 3 = ammoniaca PH 3 = fosfina AsH 3 = arsina SbH 3 = stibina BiH 3 bismutina Sono sostanze gassose covalenti in cui ciascun legame è singolo Avendo tutte un doppietto libero si comportano da basi di Lewis GRUPPO DELL AZOTO

38 L azoto si lega anche all ossigeno con i numeri di ossidazione positivi per dare: N 2 O = protossido di azoto (n.o.=+1) NO = ossido di azoto (n.o.=+2) (radicale in quanto l azoto non completa l ottetto) N 2 O 3 = anidride nitrosa o triossido di azoto (n.o.=+3) NO 2 = biossido di azoto o ipoazotide (n.o.=+4) N 2 O 5 = anidride nitrica (n.o.=+5) Il composto più importante è l acido nitrico HNO 3 GRUPPO DELL AZOTO

39 Il fosforo si lega anche all ossigeno con i numeri di ossidazione positivi per dare: P 2 O 3 = anidride fosforosa (n.o.=+3) P 2 O 5 = anidride fosforica (n.o.=+5) Le anidridi danno luogo ad acidi reagendo con una, due o tre molecole di acqua L acido più importante è l acido fosforoso H 3 PO 3 GRUPPO DELL AZOTO

40 IL GRUPPO DEI CALCOGENI Elemento O S Se Te Po Numero atomico Configurazione elettronica esterna Potenziale di ionizzazione (kcal mol -1 ) Elettronegativi tà Temperatura di ebollizione Temperatura di fusione s 2 p 4 3s 2 p 4 4s 2 p 4 5s 2 p 4 6s 2 p 4 314,0 238,8 224,8 207,7 194,2 3,5 2,6 2,5 2,0 1,8-182,96 444, ,4 112, GRUPPO DEI CALCOGENI

41 Nell ambito degli elementi del gruppo 16 (calcogeni oramai in disuso) si differenzia molto l ossigeno ed è l elemento più diffuso sulla crosta terrestre (50% in peso) Lo zolfo è 1000 volte meno abbondante mentre selenio e tellurio sono molto scarsi Hanno 6 elettroni di valenza per cui possono formare legami acquistando 2 elettroni Ad eccezione dell ossigeno, hanno n.o. 2, 4 e 6 Hanno elevata elettronegatività per cui non sono metallici (anche se Se e Te hanno aspetto metallico) GRUPPO DEI CALCOGENI

42 OSSIGENO E un gas incolore ed insapore Nella maggior parte dei composti ha n.o. -2 e per completare l ottetto può acquistare 2 elettroni I composti binari si definiscono OSSIDI che se legati a elementi non metallici si definiscono anche ANIDRIDI che reagendo con l acqua danno origine agli OSSIACIDI Gli ossidi con i metalli in acqua originano gli IDROSSIDI PEROSSIDI sono i composti caratterizzati da due atomi di ossigeno legati tra loro(l ossigeno ha n.o. = -1) Il composto più importante dell ossigeno è indubbiamente l acqua, solvente per eccellenza negli organismi viventi Infine un altra forma allotropica dell ossigeno è l ozono (O 3 ) GRUPPO DEI CALCOGENI

43 ZOLFO Esiste in varie forme allotropiche (circa 30) ed è presente nella pirite (FeS 2 ), nella galena (PbS), come solfato di calcio o magnesio anche se i suoi composti più importanti sono l acido solforico e sulfidrico Reagisce anche con l ossigeno con cui forma il biossido (SO 2 ) ed il triossido (SO 3 ) di zolfo GRUPPO DEI CALCOGENI

44 GLI ALOGENI Elemento F Cl Br I At Numero atomico Configurazione elettronica esterna Potenziale di ionizzazione (kcal mol -1 ) Elettronegativi tà Temperatura di ebollizione Temperatura di fusione s 2 p 5 3s 2 p 5 4s 2 p 5 5s 2 p 5 6s 2 p 5 401,7 299,0 272,4 240,9 207,5 4 3,15 2,85 2,65 2,20-188,14-34,01 59,47 184, ,62-100,98-7,2 113,5 302 ALOGENI

45 Gli elementi del gruppo 17 hanno 7 elettroni di valenza e tendono ad acquistare un elettrone per raggiungere l ottetto Affinità elettronica elevata e quindi carattere non metallico che compaiono solo nello iodio per l elevato volume atomico Formano legami ionici (acquistando un elettrone) oppure formare legami covalenti singoli (formano molecole biatomiche) Possono legarsi anche ai non metalli (esempio CCl 4 ) Il fluoro (elemento più elettronegativo) può formare solo composti con n.o. = -1, gli altri alogeni oltre a n.o. = -1 hanno anche n.o. = 1, 3, 5 e 7 Si trovano in natura solo come alogenuri ALOGENI