Illustra il concetto di acidità e basicità secondo le principali teorie. Fornire esempi di acidi e basi e discutere il concetto di forza acida e delle sue relazioni con la struttura molecolare.
Il concetto di acidità e basicità è evoluto nel tempo. Illustrerò i concetti in ordine cronologico.
ARRHENIUS
Acido: sostanza che contiene H e si dissocia in acqua per produrre H3O+ Esempi: HCl, HBr, HI Dissociazione: HCl + H2O -> Cl- + H3O+ Base: sostanza che contiene OH e si dissocia in acqua per produrre ioni OH-
Esempi: NaOH, KOH, Ba(OH)2 Dissociazione: NaHO(aq) -> (Na+ + OH-)(aq)
Quando un acido e una base reagiscono si ha un processo di neutralizzazione in quanto lo ione H+ prodotto dall’acido si combina con lo ione OH- per produrre acqua.
Esempio: (HCl + NaHO)(aq) (Na+ + OH- + Cl- + H+)(aq) (NaCl + H2O)(aq)
In questa definizione non sono incluse le sostanze che pur non con tenendo OH nella formula bruta si dissociano in acqua producendo ioni OH-
Gli acidi forti sono gli acidi che si dissociano completamente in acqua, per i quali
Esempio
Gli acidi deboli non si dissociano completamente in acqua, Ka bassa.
Una base forte in acqua si dissocia completamente in ioni:
NaOH(aq) -> (Na+ + OH-)(aq) Una base debole in acqua si dissocia parzialmente in ioni.
BRONSTED E LOWRY
Un acido è un donatore di protoni, qualsiasi specie che dona uno ione H+, deve contenere H nella sua formula.
Una base è un accettore di protoni, qualsiasi specie che accetta uno ione H+, deve contenere una coppia solitaria di elettroni per legare H+.
Una reazione acido-base è un processo di trasferimento protonico.
Con questa definizione anche l’acqua può essere considerata un acido o una base a seconda che reagisca rispettivamente con una base o con un acido. Questo tipo di sostanze sono dette anfotere.
L’ammoniaca non rientra nella definizione di base Arrhenius ma in questa definizione si, infatti:
Come si vede accetta uno ione H+ dall’acqua, che in questo caso si comporta come un acido donandolo.
In questa definizione non è nemmeno presente la condizione che la dissociazione debba avvenire in acqua, dunque si possono studiare le reazioni acido-base.
Una reazione acido-base di Brønsted-Lowry quando un acido e una base reagiscono per formare la loro base coniugata e il loro acido coniugato
Esempio:
Guardando la reazione diretta H2S è un acido in quanto dona uno ione H+ all’ammoniaca che risulta dunque una base. Facendo riferimento alla reazione inversa si vede che lo ione ammonio funge da acido in quanto dona un H+ allo ione HS-.
Le coppie coniugate sono H2S con HS- e NH3 con NH4+.
Grazie a questa definizione si può inoltre mettere in relazione la forza acida con la struttura molecolare.
Infatti la struttura della molecola determina quanto fortemente il protone è legato ad essa.
LEWIS
Acido: accettore di una coppia di elettroni Base: donore di una coppia di elettroni
Espande notevolmente la classe degli acidi in quanto non richiede la presenza di un H nella loro formula bruta.
Esempio:
BF3 + :NH3 -> H3NBF3
Principio di Le Chatelier ed esempi di equilibrio chimico con acido-base e redox e altre classi di reazioni
Quando un sistema chimico in equilibrio viene perturbato esso ritorna all’equilibrio subendo una reazione netta che riduce l’effetto della perturbazione.
I fattori che influenzano l’equilibrio chimico sono la concentrazione delle singole sostanze (reagenti e prodotti), pressione e temperatura.
Se viene aggiunta una quantità di reagente l’equilibrio si sposta verso destra ed è favorita la reazione diretta (reagenti -> prodotti).
Se viene aggiunta una quantità di prodotto l’equilibrio si sposta verso sinistra ed è favorita la reazione inversa (reagenti <- prodotti).
Al sistema può essere applicata una variazione di pressione. Se tutti i componenti sono allo stato aeriforme e il numero di moli non è conservato durante una reazione si ha una variazione dell’equilibrio
Se la pressione aumenta il sistema tende a compensare con una diminuzione del volume, ovvero a spostare l’equilibrio nella direzione in cui è presente il minor numero di moli.
Se la pressione diminuisce il sistema tende a compensare con un aumento del volume, ovvero a spostare l’equilibrio nella direzione in cui è presente il maggior numero di moli.
Esempi: se aumento P diminuisce V
- N2 + 3H2 ⇄ 2 NH3 Δn = 2 – 3+1 = -2 < 0 => eq. Verso destra - PCl5 ⇄ PCl3 + Cl2 Δn = 1+1 – 2 > 0 => eq. verso sinistra
Per comprendere l’effetto che ha una variazione temperatura sull’equilibrio di una reazione si può considerare il calore come parte della reazione.
Il calore è un prodotto in una reazione esotermica (ΔH°< 0) e un reagente in una reazione endotermica (ΔH°> 0).
Considerando che ad un aumento di temperatura corrisponde un aumento di calore si giustifica il fatto che ad un aumento di T sono favorite le reazioni endotermiche (che hanno Q come reagente), mentre ad una diminuzione di T sono favorite le reazioni esotermiche (che hanno Q come prodotto).
Esempio: 2 CO(g) + O2(g) ⇄ 2 CO2(g) + calore
Aumentando T l’equilibrio si sposta verso sinistra (reazione endotermica) Diminuendo T l’equilibrio si sposta verso destra (reazione esotermica)
Nota finale: un cambio di pressione o di un elemento del sistema non influenzano il valore della costante di equilibrio. Un cambio ti temperatura invece sì, in quanto la costante è definita ad una data temperatura.
Infatti:
La molecola dell’acqua: legame chimico, forze intermolecolari, proprietà chimiche e fisiche e reattività chimica
La molecola d’acqua è composta da due atomi di idrogeno e uno di ossigeno. La sua formula bruta è H2O.
L’ossigeno ha sei elettroni di valenza e l’idrogeno uno, la differenza di elettronegatività (notevole ma non sufficiente alla creazione di un legame ionico) fa sì che l’ossigeno formi un legame covalente molto polarizzato con ogni idrogeno. Restano dunque quattro elettroni dell’ossigeno che non partecipano al legame, ovvero due lone pair. Secondo la teoria VSEPR la molecola è del tipo AX2E2, con l’ossigeno centrale con ibridazione sp3:
L’angolo dal legame H-O-H è di circa 104,5°, inferiore a quello che dovrebbe esserci in un tetraedro perfetto ovvero 109,5°. Questo è dovuto al fatto che le coppie solitarie si respingono maggiormente dei due atomi di idrogeno.
Poiché l’idrogeno è legato ad un atomo fortemente elettronegativo e sono presenti delle lone pair, ogni idrogeno può formare un legame idrogeno (un tipo di legame dipolo-dipolo) con la coppia solitaria. Ogni molecola ha due idrogeni e due coppie solitarie dunque può formare legami con altre quattro molecole di acqua.
Queste forze intermolecolari molto forti sono la ragione delle particolari caratteristiche dell’acqua, alcune la rendono fondamentale per la vita.
PROPRIETà SOLVENTI
L’acqua è un ottimo solvente per le sostanze ioniche, polari o elettricamente cariche, secondo la regola
“simile scioglie il simile”.
Scioglie i sali creando legami ione-dipolo che spezzano i legami ionici e disperdendo gli ioni.
Dissolve i composti polari attraverso legami dipolo-dipolo che possono ionizzare le molecole (spesso negli acidi o nelle basi) o disperdendo le molecole (come nel caso degli alcoli),
Riesce a sciogliere anche alcuni gas apolari come l’ossigeno e l’anidride carbonica, rendendo possibili la vita acquatica.
PROPRIETà TERMICHE
Ha un elevato calore specifico, poiché i molti legami idrogeno non facilitano la vibrazione delle molecole.
Grazie a questa proprietà i grandi bacini d’acqua mitigano le temperature poiché si comportano come serbatoi termici e accumulando calore durante il giorno e rilasciandolo durante la notte.
Per gli stessi motivi l’acqua ha anche un elevato punto di fusione, di ebollizione e calore latente di evaporazione, caratteristiche sfruttate per la termoregolazione degli esseri viventi.
PROPRIETà DI SUPERFICIE
La forte coesione delle molecole fa sì che l’acqua abbia una grande tensione superficiale, per questo alcuni insetti si muovono sulla superficie dell’acqua senza affondare e non basta il principio di Archimede per spiegare questo fenomeno. Per la stessa ragione un bicchiere si può riempire per qualche millimetro oltre il bordo, senza traboccare.
La polarizzazione della molecola fa sì che questa venga attratta dalle pareti di un solido in cui è contenuta l’acqua. Se il contenitore ha un grande diametro si può osservare l’acqua risalire di qualche millimetro sui bordi, se il contenitore è sufficientemente stretto l’acqua potrà risalire e le forze di adesione risultano
superiori rispetto a quella di gravità. Grazie a questo fenomeno le piante riescono a trarre nutrimento dal terreno attraverso le radici
DENSITà
Di norma un liquido aumenta la sua densità al diminuire della temperatura, raggiungendo il massimo quando si solidifica.
Questo vale per l’acqua al di sopra dei 4°, dopodiché la tendenza si inverte. Al di sotto di tale temperatura il moto caotico delle molecole è sufficientemente lento da permettere loro di installare tutti e quattro i legami idrogeno, formando un reticolo molto ordinato di tetraedri, le cui lunghezze di legame sono maggiori della distanza media che hanno le molecole nel moto caotico.
Questo fa si che il ghiaccio galleggi sull’acqua e consente la vita nei laghi anche d’inverno, se il ghiaccio si depositasse sul fondo il lago ghiaccerebbe completamente, invece crea uno stato isolante al di sotto del quale l’acqua riesce a mantenersi liquida.
Reazioni di ossido-riduzione e pile voltaiche
Le ossidoriduzioni sono quelle reazioni in cui cambia in numero di ossidazione (ovvero la carica reale o parziale) degli atomi partecipanti alla reazione., ovvero si ha un trasferimento di elettroni.
Una specie chimica si ossida quando cede elettroni e il suo numero di ossidazione aumenta, mentre si riduce quando acquista elettroni e il suo numero di ossidazione diminuisce.
Esempio: Cu (s) + 2 Ag+ (aq) -> Cu2+ (aq) + 2 Ag (s) Il rame si ossida e l’argento si riduce
Una pila è un dispositivo che consente la conversione diretta tra energia chimica ed anergia elettrica.
Sfrutta una reazione esoergonica spontanea, la differenza di energia è convertita in energia elettrica dal flusso di elettroni.
L’anodo e il catodo sono due celle. Ogni cella è costituita da un metallo immerso in una soluzione. Quando non sono collegati i due metalli sono in equilibrio con la soluzione nella quale saranno presenti alcuni ioni disciolti.
Le due celle vengono collegate attraverso un ponte salino in contatto con le soluzioni e un filo conduttore in contatto con i due metalli. I due metalli devono essere una coppia redox, ovvero devono compiere una reazione redox se messi in una soluzione.
L’anodo (-) è la cella di ossidazione. Il metallo meno elettronegativo si ossida e passa in soluzione (Zn(s) ->
Zn2+(aq) + 2e-) lasciando cariche negative sull’elettrodo.
Gli elettroni giungono attraverso il conduttore al metallo più elettronegativo che si riduce e funge così da catodo (+).
Dopo poco nell’anodo avrà un eccesso di ioni Zn2+ mentre catodo una carenza di ioni Cu2+, si è così raggiunto l’equilibrio e le reazioni di ossidazione e riduzione si arrestano.
Per questo si utilizza il ponte salino: gli anioni si spostano verso l’anodo per bilanciare l’eccesso di carica positiva, mentre i cationi bilanciano l’eccesso di carica negativa del catodo.
Per calcolare il potenziale dell’elettrodo si utilizza l’equazione di Nernst:
n = numero elettroni scambiati T = temperatura in KELVIN
F = costante di faraday = 96485 Coulomb E0 = potenziale standard di riduzione
A temperatura ambiente RT/F = 0,0257
Conservazione della massa nelle reazioni chimiche
La massa totale rimane costante durante una reazione chimica: in ogni sistema isolato (ovvero un sistema in cui non avvengono scambi di materia né di energia con l’ambiente) in cui avviene una reazione chimica la massa dei reagenti è uguale alla massa dei composti (anche se si presenta in diversa forma o fase)
Gli stati a energia più bassa sono più stabili e favoriti rispetto a quelli a energia più alta.
L’energia non può essere né creata né distrutta: – si conserva – può essere convertita da una forma in un’altra.
Legge delle proporzioni multiple (Dalton): se due elementi A e B formano più di un singolo composto, le masse dell’elemento A combinate con una massa fissa dell’elemento B,
stanno fra loro come numeri interi piccoli
Configurazioni elettroniche degli atomi, tavola periodica degli elementi, proprietà periodiche
La configurazione elettronica di un atomo è la disposizione degli elettroni nei suoi orbitali. Gli elettroni riempiono gli orbitali in modo da minimizzare l’energia.
Un orbitale è descritto dai numeri quantici:
- Il numero quantico principale n rappresenta gli stati degeneri in energia dell’atomo di idrogeno senza correzioni. n > 1
- Il numero quantico secondario l indica il momento angolare, sono più comunemente utilizzate le lettere s, p, d, f; distingue la forma degli orbitali: s sferici, p a lobo… 0 <= l <n
Gli obitali vengono riempiti con il principio di Aufbau, che si basa sul principio di indeterminazione di Pauli e le regole di Hund.
Le regole vanno applicate in ordine:
- Principio di esclusione di Pauli: “Nello stesso atomo non vi possono essere due elettroni caratterizzati dal medesimo insieme di numeri quantici”.
Dunque un orbitale può essere occupato al massimo da due elettroni con diverso numero quantico di spin
Esempio: He
Anche la prima regola di H. mi dice di massimizzare spin devo applicare prima Pauli
- Prima regola di Hund: massimizzare lo spin totale Esempio: C
- Le altre regole di Hund servono per una rappresentazione più precisa
La tavola periodica fu concepita ben prima che si conoscesse la struttura degli atomi, osservando
l’andamento dei dati sperimentali. È suddivisa in blocchi s, p, d, f, l’elio fa eccezione ed è inserito nel gruppo p anche se riempie solo il guscio s perché la sua shell esterna, essendo composta solamente da una subshell s, è completa con solo due elettroni; l’elio risulta quindi un elemento non reattivo in quanto è già in uno stato a bassa energia ed ha un comportamento da gas nobile.
Le colonne vengono chiamate gruppi, le righe periodi.
I blocchi s e p costituiscono i gruppi principali della tavola periodica. La similitudine tra le configurazioni elettroniche degli elementi di questi gruppi rende conto della somiglianza fra le loro proprietà.
La tavola è divisa in quattro blocchi come detto sopra. I membri del blocco d (fatta eccezione del gruppo 12) sono detti metalli di transizione. Essi manifestano un carattere intermedio tra i metalli reattivi del blocco s e quelli meno reattivi alla sinistra nel blocco p. I membri del bocco f sono detti metalli di
transizione interna, costituiti dai lantanoidi e dagli attinoidi. Alcuni gruppi principali hanno nomi specifici. Il gruppo 1 è costituito dagli elementi detti metalli alcalini. Essi sono tutti teneri, lucenti, bassofondenti e, a contatto con l’acqua, producono idrogeno in modo sempre più vigoroso discendendo lungo il gruppo. Gli elementi del gruppo 2 sono detti alcalinoterrosi. Condividono molte proprietà con gli elementi del primo gruppo, ma le loro reazioni sono meno vigorose. Nel gruppo 18/VIII sono collocati i gas nobili così detti perché si combinano con pochissimi altri elementi. Nel gruppo 17/VII vi sono gli alogeni. Essi si rinvengono in forma di molecole biatomiche. Gli elementi sono per la maggior parte solidi. Solo due elementi (mercurio e bromo) sono liquidi a temperatura ambiente e solo 11 sono gassosi. Gli elementi vengono classificati in metalli (conducono elettricità, sono lucenti, malleabili e duttili), non metalli (non conducono elettricità, non sono né malleabili né duttili) e i metalloidi (hanno l’aspetto dei metalli ma possono comportarsi
chimicamente come metalli o come non metalli a seconda delle condizioni).
