Appunti Chimica generale e inorganica

SCRIVERE LE FORMULE DI LEWIS:

Linee-guida per rappresentare le formule di Lewis:

1. Selezionare uno scheletro ragionevole e simmetrico per la molecola o lo ione poliatomico:

a) Elemento meno elettronegativo generalmente elemento centrale (eccezione H, numero maggiore di

elettroni per completare ottetto).

b) C lega 2, 3 o 4 atomi. N lega 2, 3 o 4 atomi. O lega 2 o 3 atomi.

O non lega all’ossigeno tranne in molecole O2, O3, perossidi (O22-)

c) e superossidi (O2-).

Ossiacidi ternari: H lega a O e non all’atomo centrale

d) (eccezioni: acido fosforoso, H3PO3, e

ipofosforoso, H3PO2)

e) Ioni e molecole con più di un atomo centrale hanno scheletri simmetrici.

2. Calcolare N, numero di elettroni di valenza (del guscio più esterno) necessario per raggiungere la

configurazione elettronica del gas nobile. Calcolare A, numero di elettroni disponibili presenti nel guscio di

valenza di tutti gli atomi (aggiunta elettroni per cariche negative, sottrazione elettroni per cariche positive).

–

Calcolare S, numero di elettroni condivisi nella molecola o nello ione: S = N A

3. Disporre nello scheletro gli S elettroni come coppie condivise (doppi e tripli legami solo se necessario).

4. Disporre nello scheletro gli elettroni rimasti come coppie non condivise (solitarie) per completare l’ottetto

in ciascun elemento del gruppo A (eccezione H, 2 e-). Verificare che il numero totale di elettroni sia pari ad

A.

CARICHE FORMALI

Ad ogni atomo viene assegnata una carica ipotetica, detta carica formale, che sarebbe la carica sull'atomo

se tutti gli altri atomi nella molecola avessero la stessa elettronegatività. La carica formale (FC): carica

ipotetica di un atomo in una molecola o in uno ione poliatomico. Regole per l’assegnazione delle cariche

formali agli atomi degli elementi del gruppo A:

1. Calcolo della carica formale mediante la formula:

–

FC = (numero del gruppo A) [(numero di legami) + (numero di e- non condivisi)]

2. Se un atomo forma un numero di legami pari al numero del gruppo A cui appartiene ha FC = 0

3. In una molecola la somma delle FC dei singoli atomi è 0, in uno ione poliatomico è pari alla carica.

Linee-guida per la scelta della formula di Lewis migliore per descrivere una molecola o uno ione (se più

scelte possibili):

a) Formula più plausibile per una molecola o uno ione è solitamente quella in cui la FC su ciascun atomo è 0

o prossima a 0.

b) FC negative si dispongono preferenzialmente sugli elementi più EN

c) Formule di Lewis in cui atomi adiacenti hanno FC dello stesso segno generalmente non sono

rappresentazioni accettabili (regola delle cariche adiacenti).

ECCEZIONI ALLA REGOLA DELL’OTTETTO

4 CASI DI ECCEZIONE ALLA REGOLA DELL’OTTETTO:

1. Composti del berillio, Be (gruppo 2 o 2A, guscio di valenza con 2 e-, forma 2 legami), numero di e- per il

calcolo di N è 4.

- esempio: cloruro di berillio, BeCl 2

2. Composti degli elementi del gruppo 3 o 13A (in particolare boro, B; guscio di valenza con 3 e-, forma 3

legami), numero di e- per il calcolo di N è 6.

- esempio: tricloruro di boro, BCl 3

3. Composti o ioni contenenti un numero dispari di elettroni

- esempio: NO 11 e- nel guscio di valenza

NO 17 e- nel guscio di valenza

2

4. Composti o ioni in cui l’elemento centrale condivide più di 8 e- nel guscio di valenza per mantenere a sé

tutti gli elettroni disponibili, A. Atomo centrale con guscio di valenza espanso.

Regole aggiuntive per i punti 2 e 4:

• Punto 2a: se S (numero di elettroni condivisi) è minore del numero necessario per legare tutti gli atomi a

quello centrale allora S viene aumentato fino a raggiungere il numero di e- necessario.

• Punto 4a: se S deve essere aumentato (punto 2a) tutti gli ottetti devono essere completati prima che tutti

extra devono essere sistemati attorno all’atomo centrale.

gli elettroni A siano aggiunti. Gli e-

RISONANZA

Fenomeno di risonanza: rappresentazione con 2 o più formule di Lewis equivalenti aventi la stessa posizione

relativa degli atomi legati. Più precisamente le strutture scheletriche rimangono le stesse, ma gli elettroni

sono distribuiti in modo diverso.

Risonanza come delocalizzazione degli elettroni di legame.

Le strutture di risonanza hanno la stessa posizione relativa degli atomi ma differenti posizioni delle coppie di

elettroni di legame e di elettroni solitari. La struttura effettiva non oscilla

fra le strutture di risonanza, ma è un ibrido, o una media, delle tre

strutture di Lewis, che può essere misurata in lunghezze di legame. Nella

molecola ibrida, la lunghezza del legame è un intermedio fra i legami

singoli e doppi. Nelle molecole ibride, gli elettroni che partecipano ai doppi

legami o a coppie solitarie sono spesso delocalizzati su più legami o atomi,

il che significa che non sono stazionari su un particolare atomo. La

delocalizzazione riduce l'energia potenziale degli elettroni con conseguente stabilizzazione, detta

stabilizzazione della risonanza.

LEGAMI COVALENTI POLARI E NON POLARI

Legame non polare: coppia di elettroni ugualmente condivisa tra i 2 nuclei (molecole omonucleari).

Legame polare: coppia di elettroni non ugualmente condivisa tra i 2 nuclei (molecole biatomiche

eteronucleari).

Elettronegatività: misura della tendenza dei 2 nuclei ad attrarre gli elettroni condivisi. Differenza di

Δ(EN), determina separazione di carica in un legame covalente crea un dipolo elettrico.

elettronegatività,

MOMENTI DIPOLO

Momenti di dipolo (μ): prodotto fra la distanza (d) che separa le cariche di uguale valore ma di segno

μ

opposto ed il valore della carica (q). esprime la polarità su scala numerica (indicando la separazione di

carica). campione di sostanza tra 2 lastre (elettrodi) tra le quali è applicata una

Misura del momento di dipolo:

differenza di potenziale (DDP). Lieve spostamento della densità elettronica in ciascuna molecola

(diminuzione di DDP applicata). Molecole biatomiche con legami polari tendono ad orientarsi in un campo

elettrico, apolari non si orientano. marcata diminuzione DDP

molecole polari: piccola variazione DDP

molecole apolari:

I momenti di dipolo associati a singoli legami misurabili solo in molecole biatomiche semplici. Per molecole

poliatomiche misura dei momenti di dipolo dell’intera molecola (valore della polarità totale della molecola).

Risultante dei momenti di dipolo deriva dalla combinazione di tutti i dipoli dei legami singoli presenti nella

molecola.

CONTINUITA’ NELLA TIPOLOGIA DEI LEGAMI –

CHIMICA GENERALE I INORGANICA LEZIONE 11 10/11/23

TEORIA DELLA REPULZIONE DELLE COPPIE ELETTRONICHE NELLO STATO DI VALENZA (VSEPR)

qualunque atomo legato a più di un altro atomo.

Atomo centrale:

Regioni ad elevata densità elettronica:

• Ciascun atomo legato all’atomo centrale (a prescindere dall’ordine di legame)

• Ciascuna coppia non condivisa di elettroni dello strato di valenza sull’atomo centrale.

Teoria della repulsione delle coppie elettroniche nello stato di valenza (VSEPR):

• tutti i gruppi di elettroni dello strato di valenza sull’atomo centrale si respingono fra loro;

• gli elettroni di valenza sull’atomo centrale si dispongono in modo da minimizzare la loro repulsione

reciproca, massimizzando la separazione delle regioni ad elevata densità elettronica.

I gruppi di elettroni caricati negativamente, che possono essere elettroni coinvolti in un singolo legame, più

legami o coppie solitarie, si respingono l'un l'altro e cercano di rimanere alla massima distanza possibile

l'uno dall'altro per minimizzare le repulsioni, ovvero generare un sistema a più bassa energia potenziale.

La disposizione delle regioni ad elevata densità elettronica attorno all’atomo centrale è chiamata

GEOMETRIA ELETTRONICA dell’atomo centrale → GEOMETRIA MOLECOLARE: diposizione degli atomi

attorno all’atomo centrale.

In molecole con più di un atomo centrale, la geometria elettronica deve essere determinata singolarmente

per ciascun atomo centrale.

DISPOSIZIONE DEI GRUPPI DI ELETTRONI E FORMA MOLECOLARE

dispozione dei gruppi di elettroni definita dai gruppi di elettroni di valenza sia di

GEOMETRIA ELETTRONICA:

legame che di non legame. disposizione tridimensionale dei nuclei uniti dai gruppi di legame. E’ definita

GEOMETRIA MOLECOLARE:

solo dalla posizione relativa dei nuclei.

La forma molecolare può essere classificata con la notazione:

ANGOLO DI LEGAME

L’angolo di legame è l’angolo formato dai nuclei di due atomi circostanti con il nucleo dell’atomo centrale.

Fattori che influenzano gli angoli di legame:

Coppie solitarie: respingono gli elettroni di legame più fortemente rispetto a

quanto le coppie di elettroni di legame si respingano mutuamente.

Doppi legami: presenza di una densità elettronica

maggiore che in un legame singolo, la sua maggiore

densità elettronica, respinge i due legami singoli più

fortemente rispetto a quanto essi si respingano

mutuamente.

TEORIA DELLA REPULSONE DELLE COPPIE ELETTRONICHE NELLO STATO DI VALENZA (VSEPR)

INFLUENZA DELLA GEOMTRIA MOLECOLARE SULLA POLARITA’

ripartizione disuguale degli elettroni fra 2 atomi con diversa elettronegatività (Δ(EN) > 0).

Legame polare:

La geometria molecolare influenza la polarità della molecola.

Requisiti per una molecolare polare:

• Deve avere almeno un legame polare o una coppia solitaria (non condivisa) sull’atomo centrale.

• I legami polari o le coppie solitarie non devono essere disposti in modo da annullare le loro polarità (dipoli

di legame)

TEORIA DEL LEGAME DI VALENZA

Teoria del legame di valenza o teoria dell’orbitale di valenza (VB, da Valence Bond): formazione del legame

in seguito alla sovrapposizione di 2 orbitali atomici. VB è un metodo utilizzato per capire come gli orbitali

atomici del modello meccanico quantistico possono sovrapporsi per produrre un legame covalente.

Principi base della teoria VB:

• Si forma un legame covalente quando gli orbitali di due atomi si sovrappongono e una coppia di elettroni

occupa la regione di sovrapposizione.

• La zona di sovrapposizione degli orbitali può essere occupata da un massimo di due elettroni che devono

avere spin opposti (antiparalleli).

• Maggiore la sovrapposizione degli orbitali, più forte il legame.

• L’entità della sovrapposizione dipende dalla forma e dall’orientazione degli orbitali.

La teoria del legame di valenza propone che un legame chimico risulti attraverso una sovrapposizione di

orbitali atomici parzialmente riempiti, inclusi quelli diversi dall'orbitale s sferico.

Quando si forma un singolo legame fra due orbitali non sferici, i due or