Appunti di Chimica generale e inorganica

LEGAME A IDROGENO

È un tipo di interazione dipolo-dipolo particolarmente intensa e si verifica quando un atomo di idrogeno, legato ad un atomo molto più elettronegativo, interagisce con unacoppia solitaria di un altro atomo di questo tipo.

Quando H lega direttamente F, O o N, gli atomi acquisiscono delle cariche parziali relativamente grandi dando luogo a forti attrazioni dipolo-dipolo.

INTERAZIONI DIPOLARI

Tipico di molecole che contengono legami covalenti polari.

- Interazione dipolo-dipolo: le molecole con dipoli permanenti sono attratte le une verso le altre tramite legami dipolo-dipolo. Queste forze influenzano caratteristiche delle sostanze, come l'evaporazione di un liquido o la condensazione di un gas. L'interazione dipolo-dipolo è esotermica: ciò significa che bisogna fornire energia per distruggere tale tipo di interazione. Questo è il motivo per cui bisogna riscaldare un solido polare per farlo fondere o un liquido polare per provocarne l'ebollizione.

13- Forze ione-dipolo–> Sono generalmente le forze intermolecolari più intense. Sono interazioni che si stabiliscono tra uno ione e un solvente polare (es. acqua). Queste interazioni spiegano la solubilità delle sostanze saline in acqua e nei liquidi polari.

- Interazioni dipolo-dipolo indotto–> Una molecola polare può indurre un momento di dipolo in una molecola apolare. Le interazioni dipolo-dipolo indotto sono generalmente più deboli di quelle dipolo-dipolo.

INTERAZIONI DI LONDON- Forze dipolo istantaneo-dipolo indotto–> Vengono anche dette forze di dispersione o forze di London. Sono generalmente le forze intermolecolari meno intense. Un dipolo istantaneo è la conseguenza di una deformazione temporanea della distribuzione di carica nella molecola. Ciò è reso possibile dalla mobilità degli elettroni. Tali forze sono possibili fra tutte le molecole (polarie non polari), ma sono le uniche che si instaurano fra molecole non

polari.Lezione 9 – teorie di legame del legame di valenza di Pauling:

La teoria delle coppie di elettroni di legame sostiene che queste coppie si formino grazie all'interazione di elettroni spaiati e vengano condivise tra gli atomi, mentre le coppie solitarie sono localizzate su un particolare atomo.

Il legame covalente viene descritto come la sovrapposizione di orbitali atomici di valenza e a seconda della sovrapposizione possiamo distinguere i legami sigma e i legami pigreco:

• Legame sigma – è un legame singolo in cui la sovrapposizione degli orbitali avviene lungo una direzione che congiunge i due nuclei. Si può formare tra due orbitali s, un s e un p, due p disposti testa-testa.
• Legame pigreco – è un legame doppio o triplo che deriva dalla sovrapposizione laterale di due orbitali p.

Non per tutti gli atomi si può determinare la forma tramite sovrapposizione di orbitali atomici, infatti esistono gli orbitali ibridi.

Il carbonio: nella configurazione elettronica presenta solo 2 elettroni

Per lo studio delle reazioni chimiche occorre:

1. Definire i criteri generali che consentono di rappresentare una reazione chimica in modo simbolico e schematico
2. Trovare le relazioni quantitative tra le sostanze coinvolte nella reazione (aspetto stechiometrico)
3. Stabilire in quali condizioni di temperatura, pressione, ecc. può avvenire la reazione (aspetto termodinamico)
4. Stabilire in quanto tempo avviene la reazione (aspetto cinetico)

In una reazione chimica si possono avere diversi cambiamenti (forma, colore...) nei prodotti, ma ci sono aspetti che rimangono invariati come il numero di atomi nei reagenti e nei prodotti deve rimanere invariato (legge di conservazione della massa) e anche la somma delle cariche nei reagenti deve rimanere invariata nei prodotti (legge di conservazione della carica).

Classificazione delle reazioni:

• Reazioni di sintesi: A + B → C
• Reazioni di decomposizione: AB → A + B
• Reazioni di scambio semplice: AB + C → AC + B
• Reazioni di doppio scambio: AB + CD → AC + BD

BD→ Reazioni di ossidoriduzione

Avviene uno scambio di elettroni dalla sostanza che si ossida (il riducente) alla sostanza che si riduce (l'ossidante). Un aumento del numero di ossidazione corrisponde ad una formale perdita di elettroni, mentre una diminuzione del numero di ossidazione corrisponde ad un formale acquisto di elettroni. Una perdita di elettroni si definisce ossidazione, mentre un acquisto di elettroni si definisce riduzione. Ossidazione e riduzione sono sempre associate in una reazione redox.

Ogni reazione redox può essere scissa nella somma di due semireazioni: una semireazione di ossidazione e una semireazione di riduzione.

Ogni reazione va bilanciata! Il fatto che una reazione redox possa essere scomposta in due semireazioni si può utilizzare per il suo bilanciamento, nel senso che le due semireazioni possono essere bilanciate separatamente e poi sommate per dare la reazione globale.

Bilanciamento delle reazioni redox mediante scomposizione in semireazioni

1. ...

Analisi del numero di ossidazione degli elementi presenti

Individuazione delle coppie redox coinvolte nella reazione

Scrittura delle semireazioni corrispondenti e bilanciamento

1. Bilanciamento della massa dell'elemento che cambia stato di ossidazione
2. Bilanciamento degli elettroni
3. Bilanciamento delle cariche (utilizzando ioni H+ o OH- a seconda che la reazione avvenga in ambiente acido o basico)
4. Bilanciamento delle masse (utilizzando eventualmente molecole di acqua)

Somma delle semireazioni bilanciate

Semplificazione dei coefficienti stechiometrici delle specie presenti

Scrittura dell'equazione completa in forma molecolare

Lezione 11 -

calcoli ponderali

Reagente limitante: in alcune reazioni vi è un reagente che è in diverso rapporto stechiometrico dal resto della reazione, in questo caso il rapporto stechiometrico è in difetto

Reagente in eccesso: il caso opposto, ovvero il rapporto stechiometrico è in abbondanza. La parte in più di tale reagente non reagirà e quindi rimarrà come tale.

Resa teorica: è la quantità massima di prodotto che può essere ottenuta da una reazione chimica

Resa effettiva: può non coincidere con la resa teorica per eventi paralleli alla reazione (perdita di materiali, reazioni inverse...)

resa effettiva ∙ 100

Resa percentuale: resa teorica

Lezione 12 - i sistemi gassosi

Lo stato della materia può essere determinato a livello macroscopico e microscopico (interazioni intermolecolari).

Stato gassoso

Proprietà macroscopiche: volume non definito, forma non definita, comprimibile

Teoria cinetico-molecolare:

- Gas

cioè a pressione costante P ∙ V₁ / V₂ = Legge generale dei gas

Ipotesi di Avogadro: Volumi uguali di gas diversi nelle stesse condizioni di T e P, contengono un uguale numero di particelle.

A condizioni normali: T = 0°C (273,15 K) e P = 1 atm

Legge dei gas perfetti: PV = nRT

R = 0.08206 (L ∙ atm) / (mol ∙ K)

Densità dei gas: densità = massa / V = (MM x P) / (R x T)

La densità di un gas è direttamente proporzionale alla sua massa molare (MM) e alla pressione ed è inversamente proporzionale alla temperatura.

P = P_a + P_b Dove P e P_a sono le pressioni parziali. P è la pressione totale, la maggior parte dei gas a b