Legami covalenti, ibridazione, tavola periodica, stati della materia - Chimica generale ed inorganica

Legami chimici e ibridazione

1) Legame σ: elettroni possono stare tra i nuclei (nella zona internucleare).

2) Legame π → sovrapposizione simultanea di 2 lobi.

Ibridazione di orbitali

Vengono presi vari orbitali (s, p) e vengono — linearmente per ottenere nuovi orbitali ibridi.

Gli orbitali ibridi sono stati scoperti da.

1^o modo → orbitali monoccupati.

Forma:

• Sp → 180°
• Sp² → 120°
• Sp³ -> Tetraidro → 109.5°

1) Legame σ: orbitali, elettroni possono stare tra i nuclei (nella zona internucleare).

2) Legame π: sovrapposizione simultanea di 2 lobi, orbitale.

Ibridazione di orbitali atomici

Vengono presi vari orbitali (s, p) e vengono linearmente ricombinati tra loro per ottenere nuovi orbitali ibridi.

Gli orbitali ibridi sono stati scoperti da Pauling.

1^o modo: orbitali monooccupati.

Energia: s+p -> 2sp; s+2p -> 3sp²; s+3p -> 4sp³.

Forma: sp - 180°; sp² - 120°; sp³ - 109.5°.

Etilene

ETILENE → 3 orbitali ibridabili sp².

Un legame è di tipo σ, tra orbitali ibridi.

Un legame è di tipo π, tra orbitali p non ibridati.

Etino

ETINO: H−C≡C−H.

Triplo legame.

2 legami di tipo π tra 2 orbitali p.

1 legame di tipo σ tra orbitali sp.

Orbitali molecolari (OM)

ψ = C_AΦ_A + C_BΦ_B.

Orbitali.

Orbitale σ di legame (σ_A).

Orbitale molecolare in cui i protoni si attraggono poco per effetto.

Schema degli e.

ψ* = C_AΦ_A - C_BΦ_B.

Se somma le due equazioni -> - protoni deschermati.

L'orbitale σ di antilegame (σ_A*).

Orbitali - protoni deschermati.

[H]H_A orbitale molecolare σ* H_B orbitale molecolare σ_B.

ΔE = hν.

Se mando un protone con questa energia posso promuovere un e da σ_A a σ_A*.

Di conseguenza la molecola si rompe.

[O₂](π_2S)(π_2P σ_A).

Combinazione lineare di questi orbitali non contribuiscono a stabilizzare la molecola perché ci sono e in σ_A*.

> Lo stesso per 2S₂P_Y e P_X formeranno legami π, non legami σ.

17/10/19

Banda di conduzione con orbitali di antilegame.

Na₂.

Differenza di energia: ΔE.

Banda di valenza formata da orbitali di legame.

Na_tanti.

N_i = N_iºe^(-ΔE/kT).

T = assoluta.

Cost. di Boltzmann.

Circuito e per es. fare lavoro.

wBCDEBvcalore.

Benzene

BENZENE -> struttura esagonale.

Ogni atomo di C è ibridato sp².

Orbitale delocalizzato formato da p non ibridati.

Legami di risonanza.

Tavola periodica

Caratteristiche elementi

Nel cosmo ci sono tutti gli elementi dei primi 2 periodi → più leggeri.

Sulla Terra ci sono quelli più pesanti.

H2 forma libera non c'è, si trova solo nel cosmo.

Metalli alcalini

METALLI ALCALINI: I gruppo (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr).

Il punto di fusione diminuisce scendendo lungo il gruppo.

Le dimensioni degli atomi aumentano.

2H₂O + 2Li → 2Li⁺ + H₂ + 2OH^- + energia.

Reazione esotermica.

Ossido di litio (Li₂O).

Perossido di sodio (Na₂O₂).

Superossido di potassio (K0₂).

I due Na sono troppo grossi per stare vicini, perché ci sono 2 atomi di sodio.

23/10/19

Il ruolo dei metalli di transizione è quello di assorbire la luce.

Oppure la luce fa sì che ci sia un trasferim. elettronico tra un elem. all'altro.

3^o Gruppo

3^o Gruppo (B, Al, Ga, In, Tl).

Config ns² np¹.

Boro - Formato da 12 atomi (B₁₂) *

Alluminio - Può reagire sia con un acido che con una base.

2Al + 6H⁺ → 2Al³⁺ + 3H₂.

Al + OH^- → Al³⁺ + 6OH^- → solubile.

Ferro - Si comporta allo stesso modo.

2Fe + 6H⁺ → 2Fe³⁺ + 3H₂.

Fe + 3OH^- → Fe(OH)₃ → solido.

Se da Al(OH)₄^- tolgo H₂O, ottengo Al₂O₃.

Al₂O₃ + 6HCl → 2AlCl₃ + 3H₂O.

Al₂O₃ + NaOH → Al(OH)₄.

Al(OH)₄^- + H⁺ → Al(OH)₃.

* B → 2s² 2p¹.

N → 2s² 2p³.

Quando B e N si legano, cercano di raggiungere l'ottetto e formano una.

4° Gruppo

4° GRUPPO (C, Si, Ge, Sn, Pb).

CARBONIO → 2s²2p².

Nella grafite il carbonio è ibridato sp².

Grafite.

Se comprimo i due anelli, creo un dipòlo.

a sono zone di compressione di e: e zone di rarefazione di e:

Questi dipoli conducono corrente.

La grafite e il diamante non vengono solubilizzati perché sono formati da reticoli.

Semiconduttore di tipo n.

Semi cond. di tipo p.

Cristallite forma il quarzo.

SiO₂ formato da unità di SiO₄ lungo un tetraedro.

Ogni Si è legato a O che fanno da ponte e altri O negativi.

SiO₆.

Le cariche neg vanno bilanciate poi da cationi (es. K⁺ Na⁺).

Nei siliconi al posto degli ossigeni negativi ci sono gruppi organici (alchilici).

29/10/19

Fosforo nero.

Acido fosforico.

L’importan perché dà origine ai fosfati.

Acido fosforoso.

ATP + H₂O.

Idrolisi che scinde in ATP in ADP + H₃PO₄.

Si crea energia.

6^o Gruppo

6^o GRUPPO (O, S, Se, Te (Po)).

Non metalli semimetalli.

H₂O₂ -> H₂O + O.

SO₂ -> O = S = O₁.

SO₃.

SO₂ + H₂O -> H₂SO₃ -> acido solforoso (ossiacido).

Equilibrio tautom...

Il protone (H) può spostare da una parte all'altra della molecola.

SO₃ + H₂O -> H₂SO₄ -> acido solforico.

SF₆ -> struttura ottaedrica.

Ibridazione 1s²sp³ dello zolfo.

6 orbitali ibridi.

Il fluoro dona coppie di e^-.

Legami dativi.

7° Gruppo

7° GRUPPO (F, Cl, Br, I, At).

• Cl₂O
• Cl₂O₃
• Cl₂O₅
• Cl₂O₇

• Anidride ipoclorosa
• Clorosa
• Clorica
• Perclorica

+ H₂O →

• H₂Cl₂O₃ (HClO)

→ acido ipocloroso.

→ clorosa.

→ clorico.

→ perclorico.

Acido debole → acido forte.

A - OH → A - O + H⁺.

O₂A - OH → O₂A - O + H⁺.

→ reazione avviene facilm.

→ H⁺ (libero di dissociarsi rispetto ad HClO).

Lo iodio è solvalo - cromico, cioè cambia colore rispetto al solvente in cui si trova.

A causa della diversa disposizione degli e^-.

ClF₅ → struttura triangolare bipiramidale.

BrF₃ → struttura triangolare.

Esiste IF₇ e non BrF₇ perché lo iodio è più grande del bromo e può contenere più e⁻.

Gas nobili

GAS NOBILI → Sono utili per i sistemi energetici, per fornire luce.

(He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn).

Elemento radioattivo.

Elementi di transizione

Elementi di Transizione.

Per tutti questi elem. ci sono elettroni negli orbitali s.

Le dimensioni degli atomi cambiano di poco.

Gli elettroni schermano pochissimo negli orbitali f.

Quindi diventa possibile fare delle LEGHE.

Formate da atomi simili per dimensioni.

Densità.

Gli elem. più densi sono al centro.

Curva a campana.

Anche per quanto riguarda gli stati di ossidazione.

Legante

LEGANTE.

Atomo neutro ione molecola.

Formano legami di insolazione attraverso donaz. di una coppia di e^-.

Gas

GAS: H₂, N₂, O₂, F₂, Cl₂, He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn.

3 grandezze fondamentali:

• Pressione
• Volume
• Temperatura

N. di urti che il gas fa sulla superficie → p = F/A.

1 torr = 1 mm di mercurio.

1 atm = 760 torr.

1 atm = 1,013 × 10⁵ Pa.

1 bar = 10⁵ Pa.

PV = nRT.

Se T = cost. → PV = costante → proporzionalità inversa.

GAS IDEALE → se n=1, V=22,414 L.

R = PV/nT = 0,082 L·atm/mol·K.

Manometro misura la pressione.

Frazione molare → n_A/n_tot..

Effusione/diffusione: gas esce da un foro.

Legge di Graham.

PV = nRT.

Dividendo.

P₂V₂ = nRT₂.

P₁V₁ P₁V₁ T₁.

P₂V₂ = T₂.

P1V1P2V2T1 P2V2P1V1T2.

Iniziali finali.

5/11/19

Pressione parziale A: X_A P_tot.

Frazione molare.

P_B = X_B P_tot.

Esercizio

V = 10 L.

n_A = 0,2 mol.

n_B = 0,3 mol.

n_C = 0,4 mol.

T = 25°C + 273 = 298 K.

P_tot?

PV = nRT.

P = nRT.

0,9 mol 0,082 298 K.

V 10 L ≈ 2,193 atm.

n_A X^A ≈ 0,489 atm.

X_A P.

P_A = (X_A × P ≈ 0,489 atm.

P_B = X_B × P ≈ 0,733 atm.

P_C = X_C × P ≈ 0,977 atm.

{P_A + P_B + P_C = P.

Esercizio

V = 20 L.

P: 40^-6 Torr.

T: 25°C = 298 K.

PV = nRT.

n = PV_RT = 1,3×10^-9 atm · 20 L / 0,082 · 258 K = 1,064×10^-9 mol.

P₂ = P_.ob = 21 atm.

PV = nRT = n · 1,64 mol.

P₁ = 2 atm.

T = 200°C = 473 K.

P₂ = nRT / V = 3,18 atm.

P₂ = P₁V₁ / T₁ = P₂V₂ / T₂.

P₂ = (P₁V₁T₂) / (V₂T₁) ≈ 3,17 atm.

Stato liquido

Allo stato liquido è facile creare dipoli momentanei (istantanei).

Momento dipolare = Q · d.

Carica · distanza di legame.

Interazioni elettrostatiche.

F = Q₁Q₂/r² 1/4πε₀.

E_p = F * r = Q₁Q₂/r 1/4πε₀.

NaCl.

Se metto questo solido in H₂O, i dipoli dell'H₂O si dispongono tutti attorno → Vengono vinte così le forze tra Na⁺ e Cl^- e il sale entra in soluzione.

La nuova E_p = p * ⊗/r² → momento del dipolo.

E_p = μ₀μ_r/3.

NH₃.

H₂O.

O_s^δ- → O_s^δ+.

Legame a H.

L'Ossigeno è ibridato sp³.

CH₃Cl.

Molecola polare.

Come possono interagire 2 dipoli.

P-diclorobenzene → apolare perché simmetrica.

cis-dicloroetene polare.

Trans-apolare.

H₂O forma un menisco convesso in un contenitore di plastica, perché.

Tra la plastica e l'H₂O non ci sono interazioni.

Con il vetro succede l'opposto.