Appunti Chimica inorganica

ORDINE DI LEGAME

- ORDINE 1: 1 legame SEMPLICE

- ORDINE 2: DOPPIO legame

- ORDINE 3: TRIPLO legame

In generale i doppi legami sono più corti di quelli semplici, e i legami tripli lo sono ancora di più

AUMENTO ORDINE => diminuisce la LUNGHEZZA DI LEGAME

=> AUMENTA l’ENERGIA DI DISSOCIAZIONE =

energia necessaria per rompere il legame: -

ENERGIA POTENZIALE.

Buca di potenziale: più è profonda e più il legame è

stabile => legame più stabile all’AUMENTARE

dell’ORDINE.

SPECIE POLIATOMICHE

Modello VSEPR: Valence Shell Electron Pair Repulsion => si basa sulla repulsione fra coppie di

ELETTRONI di LEGAME e di NON LEGAME (regola le repulsioni nelle molecole poliatomiche). Non

vale per elementi di TRANSIZIONE, LANTANIDI e ATTINIDI. Le cariche si posizionano il più lontano

possibile tra loro.

REGOLE DI SCRITTURA delle FORMULE DI STRUTTURA:

•Calcolare il numero di elettroni di valenza e quindi delle coppie elettroniche

•Decidere l’atomo centrale: atomo meno elettronegativo (eccetto H)



•Unire con legame l’atomo centrale agli atomi periferici

•Distribuire sugli atomi periferici le ulteriori coppie elettroniche (fino a completamento dell’ottetto)

•Aggiungere le eventuali ulteriori coppie elettroniche di non legame sull’atomo centrale

•Decidere la disposizione delle coppie n+m secondo la regola della repulsione delle coppie

elettroniche

•Decidere la forma della molecola

•Valutare la possibilità di formazione di legami multipli dando luogo a formule di risonanza

REGOLA DELL’OTTETTO

Ogni atomo che utilizza nel legame i soli orbitali s e p tende ad assumere in un composto una

configurazione elettronica esterna con otto elettroni: ns2 np6

=> tendenza a conseguire la conformazione di un gas nobile. Vale in senso stretto SOLO per gli

ELEMENTI DEL SECONDO PERIODO (n = 2)

FORMULE DI STRUTTURA

ELETTRONEGATIVITA’: proprietà periodica

Misura della tendenza di un atomo ad ATTRARRE la coppia di ELETTRONI DI LEGAME. Andamento

periodico => non è definita per i gas nobili.

- Aumenta lungo i PERIODI

- Diminuisce lungo i GRUPPI

Atomi più elettronegativi: N, O, F

POLARITA’ dei legami covalenti

Conseguenza dell’elettronegatività:

- Legame POLARE: tra due atomi con differenza di ELETTRONEGATIVITA’

- Legame APOLARE: tra due atomi con uguale elettronegatività.

La densità di carica degli elettroni è maggiore nelle vicinanze dell’atomo + elettronegativo.

Conseguenze:

- Reattività

- Forze intermolecolari e stato di aggregazione



- Distribuzione dei legami



FORMAZIONE LEGAMI nei composti poliatomici: si basa sull’elettronegatività. 

Una volta stabilita la geometria della molecola/ione, si valuta la possibilità di formazione di legami

per sovrapposizione di orbitali vuoti sull’atomo centrale e orbitali completamente pieni (coppie di

non legame) sugli atomi periferici. Si formano quando sull’atomo centrale ci sono orbitali vuoti a bassa

energia e sugli atomi periferici ci sono orbitali pieni di coppie di non legame => si SOVRAPPONGONO.

Si basa anche sulla CARICA FORMALE: data dalla differenza fra il numero di elettroni dell’atomo

libero e quello attribuitogli formalmente in una formula di struttura.

La somma delle cariche formali sui singoli atomi deve essere

uguale a zero per molecole neutre oppure, nel caso di ioni,

uguale alla carica dello ione.

SEPARAZIONE DELLA CARICA FORMALE: L’esistenza di cariche

formali di segno opposto nella stessa formula viene indicata

come separazione della carica formale.

Criterio di stabilità energetica di una formula di struttura: la

formula che ha la minore separazione di carica formale possiede minore energia (cioè corrisponde

alla situazione più stabile).

FORMULE DI RISONANZA

SITUAZIONI EQUIVALENTI ISOERGONICHE => situazione reale: INTERMEDIA tra le possibilità =



IBRIDO DI RISONANZA: orbitale delocalizzato. Formule rappresentate: formule DI LIMITE.

A parità di separazione di carica è migliore quella formula di risonanza in cui si ha carica formale

negativa sull’atomo più elettronegativo.



Legame delocalizzato => ORDINE DI LEGAME: né 1 né 2 => situazione intermedia. Es precedente: 4



legami, 3 formule di risonanza = 4/3 = 1,33, una frazione di legame per coppia.

LIMITI DI VALIDITA’ MODELLO VSEPR:

- NON si applica a molecole biatomiche

- NON si applica ad elementi di TRANSIZIONE e LANTANIDI: presentano orbitali interni non del

tutto pieni, in più non assume una configurazione SFERICA ma ELLISSOIDALE. Inoltre non

presentano coppie di non legame nello strato di valenza

LEGAME COVALENTE DI COORDINAZIONE

Elemento centrale: ELEMENTO di TRANSIZIONE (con orbitali vuoti)/catione metallico

Atomi periferici (molecole/anioni): presentano ORBITALI COMPLETI => atomi DONATORI di una

coppia di non legame.

Si crea un legame covalente MOLTO POLARE: polarizzazione diretta verso l’atomo donatore (dal

centro alla periferia)

- Legami MONODENTATI: presentano 1 atomo donatore

- Legami POLIDENTATI: presentano più atomi donatori

30% delle PROTEINE => METALLOPROTEINE: legano ioni metallici formando legami di coordinazione

con amminoacidi o fattori speciali (gruppo ENE), vitamina B12, clorofilla.

LEGAME IONICO

INTERAZIONE ELETTROSTATICA: si stabilisce tra coppie di ioni. Es. NaCl (composto ionico)

+ 2+ 3+

Tipicamente, i cationi sono ioni di atomi metallici (Na , Ca , Fe , ma possono essere poliatomici, es.

4+

NH ). - - 2- 3-

Gli anioni possono essere ioni di non metalli (F , Cl , S ) ma spesso anche anioni poliatomici (NO ,

32- 42-

CO , SO ).

LEGAME ADIREZIONALE, dipende dalla distanza che separa gli ioni e dalla loro carica.

RETICOLO IONICO: disposizione tridimensionale di un composto ionico. NO singole coppie.

POTENZIALE ELETTROSTATICO di uno ione in un cristallo (ione approssimato ad una carica

puntiforme): NaCl + - +

r = distanza tra Na e Cl Intorno a un determinato ione Na ci

sono:

-

6 Cl a distanza r, 12



+

Na a 2r,



-

8 Cl a 3r,



+

6 Na at 4r,



-

24 Cl at 5r,

La serie in parentesi rappresenta la costante di Madelung, che in questo caso ha un valore pari a

1.74756. Ha valore sempre >1. Interazione senza reticolo => sarebbe data dalla formula di

COULOMB, e quindi sarebbe maggiore.

ALTRE SOSTANZE ELEMENTARI:

- METALLI: caratterizzati da BASSA ENERGIA DI IONIZZAZIONE e BASSA ELETTRONEGATIVITA’.

Stato elementare: caratterizzato da un RETICOLO.

Es. Fe = formula minima che indica in realtà un atomo che si RIPETE

Elettroni mobili

- MOLECOLE ISOLATE GASSOSE: H2, N2, O2, F2, Cl2, GAS NOBILI (monoatomici)

- CARBONIO = dà luogo a concatenazioni secondo due forme:

o Diamante: legami di C tetraedrici

o Grafite: atomi di C => formano 3 legami

Presenta anche delle forme ALLOTROPICHE sintetiche => FULLERENI:

- GRAFENE: singolo strato di grafite

- ARCHETIPO C60 (fullerene): 20 anelli esagonali, 12 pentagonali

- NANOTUBI: intermedi tra grafene e fullerene

FORZE INTERMOLECOLARI o FORZE DI INTERAZIONE DEBOLI

• INTERAZIONE TRA MOLECOLE APOLARI: es. H – H

GAS NOBILE in un CAMPO ELETTRICO: es. He = 1s2: 2 elettroni vicini al nucleo,

difficilmente polarizzabili. => DIPOLO

INDOTTO da un campo elettrico, si creano anche con l’avvicinamento tra due

molecole (”istantaneo”). Scendendo lungo il gruppo i gas

nobili sono più polarizzabili, in quanto presentano elettroni più lontani dal nucleo.

Modello di interazione fra dipoli elettrici istantaneamente indotti

•Dipolo elettrico: è costituito da due cariche uguali ma di segno opposto separate da

una distanza d 

•Momento del dipolo elettrico, = vettore il cui verso è diretto dalla carica + a quella – e il cui

modulo è dato da:

 = Q x d

FORZA DI DISPERZIONE o FORZA DI LONDON => termine attrattivo:



h energia di ionizzazione (dell'atomo o della molecola)

d = distanza fra le molecole => annulla rapidamente Uattr.

 = polarizzabilità

Le forze di dispersione sono l’unico tipo di forze intermolecolari operative tra molecole non polari, quali

ad esempio H , Cl , CO ,CH .

2 2 2 4

• INTERAZIONI TRA MOLECOLE POLARI => FORZE DI INTERAZIONE DI VAN DER WAALS

o Le molecole polari si attraggono reciprocamente per effetto dei loro dipoli in modo

da rendere massima l’interazione dipolo-dipolo, detta anche INTERAZIONE PER

ORIENTAZIONE.

o INTERAZIONE DIPOLO-DIPOLO (PERMANENTE)

Natura elettrostatica

o INTERAZIONE PER INDUZIONE: dipolo PERMANENTE + dipolo INDOTTO. Il dipolo

permanente di una molecola induce su un’altra molecola, polare o non polare, un

dipolo, chiamato indotto. Esiste un’attrazione fra dipolo permanente e dipolo

indotto.

ENERGIA DI VAN DER WAALS A distanze moderate E è < di quando le due molecole sono

p

infinitamente lontane. Quando le molecole vengono a

contatto, E inizia a crescere per effetto delle repulsioni

p

(che danno sempre un contributo > 0 a E ).

p

Le interazioni di van der Waals sono costituite da

un termine attrattivo tra le particelle, che deriva dalla

interazione fra dipoli, e da un termine repulsivo, che deriva

dalla repulsione fra nuvole elettroniche quando le

particelle si avvicinano sotto una certa distanza.

Energia totale: ENERGIA

POTENZIALE DI LENNARD-JONES

RAGGI DI VAN DER WAALS

Sono tendenzialmente > dei raggi atomici (che dipendono dal legame covalente tra atomi e la

conseguente sovrapposizione di orbitali), ma l’andamento periodico è simile.

STATO DI AGGREGAZIONE e ENERGIA DELLE INTERAZIONI INTERMOLECOLARI

Pressoché tutte le sostanze possono essere ottenute allo stato solido, liquido e gassoso

→ →

All’aumentare della temperatura: solido liquido gas.

Deve esistere un fattore correlabile alla temperatura, che si oppone all’energia di legame delle

particelle e tende a separarle le une dalle altre

=> ENERGIA CINETICA: dipende dalla temperatura, posseduta da ogni cellula.

E = 3/2 k T k = costante di Boltzmann T = la temperatura assoluta (in K)

cin L’energia cinetica media è maggiore

del valore più probabile. Curva

ASIMMETRICA.

Energia potenziale di SOGLIA = determina un

PASSAGGIO DI STATO.

Aumento temperatura => aumento Ec media.

Quando arriva a prevalere su Ep => stato di

aggregazione COMPATTO.

Grafico all’aumentare della temperatura => la curva si appiattisce: aumentano il numero di particelle

con Ec > Ec media

STATO DI AGGR