Appunti corso Chimica generale

ELEMENTI GRUPPO 8 A: GAS NOBILI

Esistono solo come specie monoatomiche. 27

LA RAPPRESENTAZIONE DI LEWIS

Gli elettroni di valenza sono gli elettroni del livello più esterno di un atomo. Gli elettroni di valenza sono

quelli che partecipano alla formazione del legame.

Per tenere traccia di questi elettroni di valenza si usa la rappresentazione di Lewis. È costituita dal simbolo

dell’elemento e da una serie di puntini, uno per ogni elettrone di valenza dell’elemento.

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IL LEGAME IONICO

Il legame ionico è un legame che si forma tra ioni con carica diversa in un composto ionico.

ENERGIA RETICOLARE

L’energia di ionizzazione e l’affinità elettronica sono definite per processi che avvengono in fase gassosa a 1

atm e a 25°C tutti i composti ionici sono solidi. In un solido ogni catione è circondato da un determinato

numero di anioni e viceversa. La stabilità globale di un composto solido ionico dipende dalle interazioni di

tutti questi ioni e non esclusivamente dall’interazione di un singolo catione con un singolo anione.

L’energia reticolare viene definita come l’energia necessaria per separare completamente una mole di un

composto ionico solido nei suoi ioni allo stato gassoso.

L’energia reticolare non può essere misurata direttamente, ma la possiamo calcolare utilizzando la Legge di

Coulomb che afferma: “l’energia potenziale tra due ioni è direttamente proporzionale al prodotto della loro

carica e inversamente proporzionale al quadrato della loro distanza.”

L’energia reticolare (E) aumenta all’aumentare di Q e/o al diminuire di r.

IL LEGAME COVALENTE

Lewis ipotizzò che un legame chimico implicasse una condivisione di elettroni tra gli atomi.

Un legame covalente per l’appunto è un legame in cui due elettroni sono condivisi tra due atomi. I composti

covalenti sono quei composti che contengono solo legami covalenti.

Questa tipologia di legame viene indicata con la linea singola. Importante però è ricordare che esistono i

legami covalenti semplici, doppi e tripli a seconda se le coppie di elettroni condivise sono una, due o tre.

Per coppie solitarie facciamo riferimento a coppie di elettroni che non sono coinvolti nella formazione dei

legami covalenti. 29

I legami multipli sono più corti del legame covalente singolo.

La lunghezza di legame è definita come la distanza tri i nuclei dei due atomi legati covalentemente in una

molecola. Inoltre, i legami multipli sono anche più stabili.

COSA AFFERMA LA REGOLA DELL’OTTETTO?

La regola dell’ottetto afferma che un atomo diverso dall’idrogeno tende a formare legami fino a essere

circondato da otto elettroni di valenza. In altre parole, afferma che un legame covalente si forma quando ,

per ogni atomo, non ci sono abbastanza elettroni per avere l’ottetto completo. Condividendo elettroni in un

legame covalente gli atomi isolati possono completare i loro ottetti.

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ELETTRONEGATIVITÀ

Quando parliamo di legami covalenti va distinto quello che è il legame covalente polare, un legame covalente

in cui gli elettroni passano più tempo vicino a un atomo rispetto all’altro.

L’elettronegatività è la capacità di un atomo in un legame chimico di attrarre verso di sé gli elettroni. Essa è

una grandezza adimensionale. Proprio l’elettronegatività ci permette di distinguere un legame covalente

polare da un legame covalente semplice.

In generale l’elettronegatività aumenta da sinistra verso destra lungo il periodo ed aumenta dal basso verso

l’alto lungo un gruppo. I metalli di transizione non seguono questo andamento. Gli elementi più

elettronegativi si trovano in alto a destra. 31

I concetti di elettronegatività e di affinità elettronica sono concetti legati tra loro ma differenti.

Entrambi indicano la tendenza di un atomo di attrarre elettroni; tuttavia, l’affinità elettronica si riferisce

all’attrazione di un elettrone addizionale da parte di un atomo isolato, mentre l’elettronegatività è una

grandezza determinabile sperimentalmente, quello dell’elettronegatività è un numero puro che viene

stimato indirettamente e che può variare a seconda del metodo di calcolo utilizzato.

Il concetto di elettronegatività è alla base del calcolo del numero di ossidazione degli elementi nei composti.

Il numero di ossidazione si riferisce al numero di cariche che un atomo dovrebbe avere se gli elettroni di

legame venissero trasferiti all’atomo più elettronegativo fra i due atomi che partecipano al legame.

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SCRIVERE LE STRUTTURE DI LEWIS

1. Scrivere le strutture di base del composto mostrando come gli atomi sono legati gli uni agli altri.

Disponi al centro l’elemento meno elettronegativo.

2. Conta il numero totale di e- di valenza. Aggiungi 1 per ogni carica negativa. Sottrai 1 per ogni carica

positiva.

3. Completa l’ottetto per tutti gli atomi tranne che per l’idrogeno

4. Se le strutture contengono troppi elettroni formare doppi o tripli legami con l’atomo centrale.

La carica formale di un atomo è la differenza tra il numero degli elettroni di valenza in un atomo isolato e il

numero di elettroni assegnati a quell’atomo nella struttura di Lewis.

La somma delle cariche formali degli atomi in una molecola o in uno ione deve essere uguale alla carica della

molecola o dello ione.

RISONANZA

Due o più strutture di una stessa molecola o ione che si differenziano per la distribuzione degli elettroni, a

parità di disposizione degli atomi, sono dette strutture di risonanza.

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ECCEZIONI ALLA REGOLA DELL’OTTETTO

OTTETTO INCOMPLETO

Il numero di elettroni che circondano l’atomo centrale in una molecola stabile è minore di otto.

MOLECOLE CON ELETTRONI DISPARI

Queste molecole sono dette radicali.

ESPANSIONE DELL’OTTETTO

Si verifica per gli elementi del 3° periodo, cioè con numero quantico principale n>2. Fino al secondo periodo

abbiamo solo gli orbitali s e p con 8 elettroni. Dal terzo periodo entra in gioco anche l’orbitale d disponibile.

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CHE COS’È?

La geometria molecolare definisce la disposizione tridimensionale degli atomi di una molecola. Essa influisce

sulle proprietà chimiche e fisiche.

In generale, le lunghezze e gli angoli di legame vengono determinati sperimentalmente, ma tuttavia esiste

un procedimento che ci permette di prevedere la geometria di una molecola o ione purché si conosca, in una

struttura di Lewis, il numero di elettroni presenti attorno all’atomo centrale.

Il livello di valenza è il livello più esterno di un atomo occupato da elettroni. Esso contiene elettroni che sono

normalmente utilizzati nella formazione dei legami. In un legame covalente una coppia di elettroni è

chiamata coppia di legame, è responsabile dell’unione dei due atomi.

Tuttavia, in una molecola poliatomica dove ci sono due o più legami la repulsione tra elettroni delle diverse

coppie di legami fa sì che esse si dispongano il più lontano possibile le une dalle altre.

Questo studio della geometria molecolare è chiamato modello della repulsione delle coppie di elettroni del

livello di valenza (VSEPR). Tale modello tiene conto della disposizione geometrica delle coppie di elettroni

attorno ad un atomo centrale in termini di repulsione elettrostatica tra le coppie stesse di elettroni.

Due regole sono alla base del modello VSEPR:

1. I doppi e i tripli legami possono essere trattati come legami singoli;

2. Se una molecola ha due o più strutture di risonanza possiamo applicare il modello VSEPR solo a una

di esse. 35

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DETERMINARE LA GEOMETRIA MOLECOLARE

1. Scrivi la struttura di Lewis della molecola.

2. Conta il numero di coppie solitarie sull’atomo centrale e il numero di atomi legati all’atomo centrale.

3. Usa il modello VSEPR per determinare la geometria della molecola.

IL MOMENTO DI DIPOLO

Una misura quantitativa della polarità di un legame è rappresentata dal suo momento di dipolo dato da:

Le molecole diatomiche contenenti atomi di diversi elementi hanno un momento di dipolo e sono chiamate

molecole polari. Le molecole diatomiche contenenti atomi dello stesso elemento sono esempi di molecole

apolari perché non possiedono un momento di dipolo.

LA TEORIA DEL LEGAME DI VALENZA

Il modello VSEPR fornisce un metodo semplice e diretto per prevedere la geometria delle molecole. Ma non

spiega chiaramente perché il legame chimico esiste. Al momento, per descrivere la formazione del legame

covalente e la struttura elettronica delle molecole vengono usate due teorie:

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• TEORIA DEL LEGAME DI VALENZA, si basa sul fatto che in una molecola gli elettroni occupano gli

orbitali atomici degli atomi di provenienza;

• TEORIA DEGLI ORBITALI MOLECOLARI, considera la formazione di orbitali molecolari a partire da

orbitali atomici.

Nessuna delle due spiega perfettamente gli effetti del legame, ma ciascuna fornisce un contributo per capire

le proprietà molecolari.

Per la teoria del legame di valenza il legame covalente è ottenuto per sovrapposizione dei due orbitali 1s dei

due atomi di idrogeno. Per sovrapposizione si intende che i due orbitali condividono una regione comune nello

spazio.

Inoltre, questa teoria del legame di valenza afferma che una molecola stabile si forma dalla reazione fra atomi

quando l’energia potenziale del sistema decresce fino a raggiungere un minimo.

È importante ricordare che gli elementi del secondo periodo, a differenza degli elementi del terzo periodo,

non hanno livelli 3d, così non possono espandere il loro livello di valenza.

IBRIDIZZAZIONE DEGLI ORBITALI ATOMICI

Per orbitali ibridi facciamo riferimento ad orbitali

atomici ottenuti quando due o più orbitali non

equivalenti dello stesso atomo si combinano tra di

loro prima della formazione del legame covalente.

Ibridizzazione è il termine utilizzato per indicare il

mescolamento degli orbitali atomici in un atomo

per generare un set di orbitali ibridi.

REGOLE:

1. Mescolare almeno 2 orbitali atomici non

equivalenti (e.g. s and p). Gli orbitali ibridi

hanno delle forme molto diverse dagli

orbitali atomici originari.

2. Il numero degli orbitali ibridi è uguale al

numero degli orbitali atomici utilizzati nel

processo di ibridizzazione.

3. I legami covalenti sono formati dalla:

a. Sovrapposizione di orbitali ibridi con

orbitali atomici ; b. Sovrapposizione

di orbitali ibridi con

altri orbitali ibridi. 39

IBRIDIZZAZIONE DELLE MOLECOLE CHE CONTENGONO DOPPI E

TRIPLI LEGAMI

Il concetto dell’ibridizzazione è utile anche con molecole che hanno doppi e tripli legami. Va fatta una

dist