Appunti Chimica inorganica

Teoria degli orbitali molecolari

La teoria degli orbitali molecolari assume che gli orbitali atomici puri degli atomi presenti nella molecola combinino per formare orbitali molecolari estesi, cioè delocalizzati, su tutti gli atomi della molecola. In base alla teoria MO, quando si combinano gli orbitali, si formano due orbitali molecolari derivanti uno dalla somma e uno dalla sottrazione dei due orbitali. Nell'orbitale molecolare risultante dall'addizione delle funzioni d'onda relative ai due orbitali atomici, le regioni di densità elettronica si sommano l'una all'altra e ne consegue una più elevata probabilità che gli elettroni possano trovarsi nella regione di spazio compresa fra i due nuclei. Questo orbitale prende il nome di orbitale molecolare legante. Se riguarda gli orbitali 1s, tale orbitale è detto anche orbitale sigma, perché la regione di massima probabilità per gli elettroni giace direttamente lungo l'asse del legame.

l'energia degli orbitali molecolari diminuisce man mano che si combinano gli orbitali atomici. terzo principio-Il principio di esclusione di Pauli afferma che ogni orbitale molecolare può contenere al massimo due elettroni con spin opposto. In sintesi, la teoria degli orbitali molecolari spiega come gli orbitali atomici si combinano per formare orbitali molecolari, influenzando l'energia e la distribuzione degli elettroni nello spazio tra i nuclei.

L'orbitale molecolare legante ha un'energia minore rispetto agli orbitali atomici da cui deriva, mentre l'orbitale molecolare antilegante ha un'energia maggiore. Di conseguenza, quando gli elettroni occupano gli orbitali molecolari leganti, l'energia della molecola è più bassa rispetto all'energia degli atomi separati. In termini chimici, questo significa che la molecola è "stabilizzata" dalla formazione del legame chimico. Viceversa, la molecola è "destabilizzata" se gli elettroni occupano gli orbitali molecolari antileganti, perché l'energia del sistema è più elevata di quella degli atomi separati.

Il terzo principio della teoria degli orbitali molecolari afferma che gli elettroni della molecola occupano gli orbitali di energia via via crescente in accordo con il principio di esclusione di Pauli.

Se prendiamo in considerazione la molecola di He₂, abbiamo che la coppia di

elettroni nell'orbitale 1sσ stabilizza la molecola He2 ma i due elettroni nell'orbitale *1s destabilizzano la molecola. La diminuzione diσ energia dovuta agli elettroni nell'orbitale legante 1s viene annullata dall'aumento di energia dovuto agliσ elettroni nell'orbitale antilegante *1s. Pertanto, la teoria degli orbitali molecolari porta a concludere che laσ molecola He2 non è stabile o, in altre parole, che due atomi di He non hanno alcuna tendenza a legarsi. L'ordine di legame, Per sapere se esiste una molecola o no si usa dato dalla semi differenza tra gli elettroni di legame quelli di antilegame legame Chimica Legami intermolecolari Le proprietà delle sostanze non dipendono soltanto dal tipo di legame chimico che le caratterizza. Occorre valutare anche le modalità mediante le quali le interazioni inter-molecolari. molecole interagiscono fra loro, occorre quindi tener conto anche delle Le forze intermolecolari

includono: forze dipolo-dipolo; o forze di London; FORZE VANDI DER WALS.
Forza dipolo-dipolo indotto.
Forza dipolo indotto-dipolo indotto.
Legame a idrogeno.
Forze dipolo-dipolo He-te.
L'interazione tra dipoli, chiama interazione dipolo-dipolo; l'energia potenziale risultante, è proporzionale a 1/r^3.
Si osserva che, quanto maggiore è la polarità delle molecole, tanto più forti sono le interazioni tra loro. Essendo funzione di 1/r^3, la forza delle interazioni è legata alla distanza più di quanto lo siano le interazioni ione-dipolo che si calcola. La ragione di questo rapidissimo decremento dell'interazione ione-dipolo risiede nel fatto che le cariche parziali opposte su ciascuna molecola sembrano annullarsi con l'aumentare della distanza tra le molecole, mentre nell'interazione tra una carica puntiforme e un dipolo sembrano annullarsi solo le cariche parziali del dipolo. Più elevato è il momento di

dipolo molecolare, più forte è l'interazione dipolo-dipolo, più elevati sono i punti di ebollizione.

Le forze intermolecolari influenzano anche la solubilità. Al riguardo, un'osservazione qualitativa è che "il simile scioglie il simile". In altre parole, le molecole polarizzate si sciolgono più facilmente in un solvente polare e le molecole non polari si sciolgono più facilmente in un solvente non polare.

Forze di London

Il processo di induzione di un dipolo è detto polarizzazione ovvero la facilità con cui la distribuzione elettronica in una molecola può essere distorta.

La polarizzabilità aumenta all'aumentare del numero di elettroni e all'aumentare della distanza di questi dal nucleo.

Forze di dispersione di London -> interazioni dipolo indotto-dipolo indotto che avvengono tra due molecole apolari dove si formano 2 dipoli istantanei (temporanei).

Forze dipolo-dipolo indotto

avvengono tra una molecola polare e una apolare dove si è creato un dipolo instantaneo. Un dipolo istantaneo è la conseguenza di una deformazione temporanea della distribuzione di carica nella molecola. Ciò è reso possibile dalla mobilità degli elettroni. Vanno puntualizzate tre cose riguardo a tali forze: - Le forze di London sono possibili per tutte le molecole, sia polari che non polari, ma rappresentano il solo tipo di forze intermolecolari che si instaura tra specie non polari. - Le forze di dispersione di London possono rappresentare una parte consistente della forza intermolecolare totale anche per molecole polari. - Le forze di dispersione di London aumentano con la massa molare in una serie di composti. In chimica, esistono anche altre tipologie di forze intermolecolari, come le forze ione-dipolo. Quando un solvente polare incontra un composto ionico, l'estremità negativa del dipolo è attratta dal catione positivo e l'estremità positiva del dipolo è attratta dalle anioni negativi.ione-dipolo dall'ione negativo. Le forze di attrazione tra lo ione positivo o negativo e le molecole polari sono più piccole delle forze di attrazioni ione-ione (ma più grandi di altri tipi di forze molecolari). Le forze attrattive dipendono da tre fattori: La distanza tra lo ione e il dipolo. Più vicini si trovano lo ione e il dipolo, più forte sarà l'attrazione. La carica dello ione. Più alta è la carica, maggiore sarà l'attrazione. La grandezza del dipolo. Maggiore è la grandezza del dipolo, più forte sarà l'attrazione. La forza delle interazioni ione-dipolo è tanto maggiore quanto più il dipolo può avvicinarsi allo ione. Di conseguenza i cationi più piccoli si idratano di più di quelli grandi. Legame idrogeno Si stabilisce tra un atomo di idrogeno legato covalentemente ad un elemento piccolo e molto elettronegativo e

un elemento molto elettronegativo di un'altra molecola che abbia almeno un doppietto libero di elettroni (F,O, N)

Le elettronegatività di N (3.0), O (3.5) e F (4.0) sono tra le più alte di tutti gli elementi, mentre l'elettronegatività dell'idrogeno è molto più bassa (2.2). La grande differenza di elettronegatività implica che i legami N-H, O-H e F-H, siano molto polari. Nei legami tra H e N, O o F, l'elemento più elettronegativo acquista una significativa carica negativa (Figura 8.10), e l'atomo di idrogeno acquista una significativa carica positiva. Si instaura dunque una forza elettrostatica particolarmente forte con un atomo elettronegativo presente nella stessa molecola o in una molecola differente, formando un legame idrogeno.

L'importanza della densità di carica dell'atomo H nel legame idrogeno: L'atomo di H ha un raggio estremamente piccolo. Questo significa

covalentemente ad altre molecole di acqua. Questa struttura a tetraedro crea una rete tridimensionale di legami idrogeno che conferisce all'acqua molte delle sue proprietà uniche. La carica parziale positiva sull'atomo di idrogeno e la carica parziale negativa sull'atomo di ossigeno creano un momento di dipolo elettrico all'interno della molecola di acqua. Questo momento di dipolo elettrico permette alle molecole di acqua di attrarsi reciprocamente, formando legami idrogeno. I legami idrogeno sono più forti delle forze di van der Waals che normalmente si verificano tra le molecole non polari, come ad esempio quelle di molti altri composti. Gli elevati punti di ebollizione e fusione dell'acqua sono il risultato delle forti forze di attrazione intermolecolari causate dai legami idrogeno. Queste forze di attrazione richiedono una grande quantità di energia per essere superate, quindi l'acqua ha un punto di ebollizione più alto rispetto ad altri composti con masse molecolari simili. Inoltre, i legami idrogeno conferiscono all'acqua una maggiore viscosità rispetto ad altri liquidi con masse molecolari simili. Questo è evidente nel fatto che l'acqua scorre più lentamente rispetto ad altri liquidi simili, come ad esempio l'etanolo. Infine, i legami idrogeno sono responsabili della capacità dell'acqua di dissolvere molte sostanze. Le molecole polari e ioniche possono interagire con le molecole di acqua attraverso legami idrogeno, permettendo loro di essere solubili in acqua. Questa capacità di dissoluzione è fondamentale per la vita, poiché molte reazioni chimiche e processi biologici avvengono in soluzioni acquose.

tramite legami idrogeno. Il ghiaccio ha una struttura a gabbia aperta con molti spazi vuoti che gli conferisce una densità minore di circa il 10% rispetto all'acqua liquida, il che spiega perché il ghiaccio galleggia. (Al contrario, quasi tutti gli altri solidi affondano nella loro fase liquida).

Forze di London

Forze dipolo-dipolo

Forze dipolo-ione

Chimica

Gli stati della materia

Gli stati della materia possono essere descritti sulla base di proprietà macroscopiche e di modelli microscopici. Sul piano microscopico, lo stato fisico di un sistema è determinato dal tipo di interazioni inter-molecolari presenti nel sistema e dalle energie che esse mettono in gioco. Esistono tre stati della materia, ognuno con caratteristiche chimico-fisiche differenti.

Stato aeriforme

Le grandezze che descrivono un sistema gassoso sono le 4 variabili: Pressione, Volume, Temperatura, Numero di moli.

è dovuta alla forza esercitata dalle particelle in moto caotico con i loro latm Tor 1,01 bar764 ParmmHg 101