Appunti di chimica inorganica per esame

Formazione dei legami elettronici

Creando i legami, un atomo tende a raggiungere uno stato elettrico esterno completo. Per ottenerlo, può ricorrere alla "promozione", detta espansione dell'ottetto, degli elettroni da orbitali con un doppietto a orbitali con due radicali liberi, così da poter aumentare il numero di elettroni e quindi aumentare la valenza.

Questo può essere fatto dagli elementi dal terzo periodo (compreso) in poi, in quanto possiedono orbitali d virtuali vuoti, che possono essere usati in particolari condizioni.

Le geometrie molecolari sono determinate dalle caratteristiche direzionali degli orbitali che si sovrappongono per formare il legame covalente. Per rappresentarle si impiega il metodo VSEPR (valence shell electron pair repulsion) o metodo della repulsione delle coppie di elettroni.

Parlare di coppie non è completamente corretto - è meglio parlare di nuvole elettriche al cui interno sono presenti le coppie di elettroni che tendono a respingersi, mettendosi il

più lontano possibile tra loro, creando nuvole con legami σ (legame semplice, doppietto di non legame) e legami π (legame doppio, legame triplo)

In base al numero di nuvole atomiche noi avremo una geometria differente dalle altre:

Nel caso in cui siano sette nubi si ha una geometria bipiramidale a base pentagonale

Come faccio a calcolare e rappresentare il VSEPR:

Analizzo la molecola che ho -> CO2- Identifico la configurazione elettronica di ogni atomo preso singolarmente- Identifico la struttura di Lewis di ogni atomo preso singolarmente- Li dispongo creando dei legami covalenti in base alla molecola iniziale, stando attendo agli indici in riferimento ad ogni atomo

Individuo quante nuvole elettroniche ci sono e scrivo il tipo di geometria molecolare -> lineare-Un’importante proprietà macroscopica derivante dalle geometrie molecolari e dal tipo di legame è la polarità delle molecole -> liquidi polari si sciolgono in liquidi polari (acqua e

alcool) mentre i liquidi apolari sisciolgono in liquidi apolari (benzina e olio) ma i liquidi polari non si miscelano con liquidi apolari (acqua e olio)

Questa caratteristica si può individuare nella loro geometria molecolare infatti si ha se due atomi sono con elettronegatività diversa

Un altro metodo è l'analisi dei collegamenti tra elettroni come se fossero vettori: Quando la somma vettoriale è uguale a 0 allora si ha una molecola apolare, anche se ha legami polari

Quando la somma vettoriale è diversa da 0 allora si ha una molecola polare e possiamo incorrere in forme geometriche distorte

Un altro tipo particolare di legame è quello dativo -> quando si ha un doppietto di elettroni solitario su un atomo, questo può creare un legame covalente (detto dativo e viene rappresentato con una freccia dal donatore all'accettore) con atomi che presentano un orbitale vuoto e, in questo caso, incontriamo due atomi diversi:

Accettore ->

Un atomo con orbitale non completo che riceve gli elettroni viene detto acido di Lewis-Donatore. Un atomo con doppietto di elettroni solitario che dona gli elettroni viene detto base di Lewis.

Agli atomi che effettuano un legame dativo viene data una carica, detta carica formale, che coincide con la carica della molecola (ovvero indica l'eccesso o il difetto di elettroni), ma non è sempre così, in quanto spesso è solo un formalismo e non l'effettiva carica elettrica reale.

Come si calcola la carica formale:

1. Individuo i due elementi sulla tavola periodica e calcolo i loro elettroni classici -> N = 5 e B = 3
2. Calcolo quanti legami sono collegati all'atomo di riferimento (2 semplici, 3 doppi, 1 triplo) -> 4 semplici e 4 doppi
3. Tolgo un numero di elettroni all'atomo di riferimento in base ai tipi di legame (singolo = -1 e⁻, doppio = -2 e⁻, triplo = -3 e⁻) -> -4 e⁻ e -4 e⁻
4. Sottraggo e attribuisco la carica formale -> 5 - 4 = +1

= +1 - L'ossigeno ha N.O. = -2, tranne quando è combinato con fluoro (F) in perossidi (N.O. = -1) o con fluoro o ossigeno in superossidi (N.O. = -1/2) - L'idrogeno ha N.O. = +1, tranne quando è combinato con metalli alcalini o alcalino-terrosi (N.O. = -1) - Gli elementi del gruppo 1A (metalli alcalini) hanno N.O. = +1 - Gli elementi del gruppo 2A (metalli alcalino-terrosi) hanno N.O. = +2 - Gli elementi del gruppo 7A (alogeni) hanno N.O. = -1, tranne quando sono combinati con ossigeno o fluoro (N.O. = +1 o +2) - Gli elementi del gruppo 8A (gas nobili) hanno N.O. = 0 Per bilanciare una reazione di ossidoriduzione, è necessario bilanciare sia gli atomi che i numeri di ossidazione degli elementi coinvolti.

+1- I metalli alcalini hanno sempre N.O. = +1 in un composto -> Li, Na, K, Rb…

- I metalli alcalini terrosi hanno sempre N.O. = +2 in un composto -> Ca, Mg, Ba, Sr…

- Il fluoro ha sempre N.O. = -1 in un composto

- L’ossigeno ha sempre N.O. = -2, eccetto nei perossidi e nei composti con il fluoro dove è N.O. = -1

- La sommatoria di tutti gli N.O. in un composto deve essere sempre 0 se è neutro, oppure uguale alla carica del composto -> PCl₅ -> P ha N.O. = +5 mentre Cl ha N.O. = -1

Come si risolve una redox:

Individuo e calcolo i vari N.O. in base alla carica del composto

Individuo l’elemento che si riduce e quello che si ossida

Scrivo una semi reazione per gli elementi che si riducono e quelli che si ossidano

Bilancio le due semi reazioni aggiungendo H⁺ e H₂O

Bilancio le cariche degli atomi che cambiano N.O. aggiungendo elettroni a destra e sinistra in proporzione al cambiamento

Una volta ottenute le semireazioni bilanciate,

grande di atomi ovvero il Numero23di Avogadro (6,022x10²³) detto Mole in g/mol -> è molto più semplice esprimere il peso in grammi in relazione al numero riportato sulla tavola periodica (se voglio capire quante molecole ho incomposto basta moltiplicare le moli per il numero di Avogadro)

Esempio -> la massa atomica del sodio è 22,99 quindi, se dovessimo pesare 22,99 g di sodio, avremmo 1 mole di sodio

Nel caso delle molecole, la sua massa è data dalla somma delle masse atomiche degli elementi che la compongono

Esempio -> Massa Molecolare (NaCl) = Massa atomica (Na) + Massa atomica (Cl), Massa Molecolare (CaO) = Massa atomica (Ca) + Massa atomica(O), Massa Molecolare (BaSO₄) = Massa atomica (Ba) + Massa atomica (S) + 4 · Massa atomica(O)

Questo concetto può essere applicato anche alle reazioni:

Identifico i reagenti e i prodotti -> Ca + H₂ -> CaH₂- Capisco ciò che lega un atomo all’altro e lo converto in moli -> 1 mole

di Ca con 1 mole di H₂- Nei reagenti individuo la massa atomica di ogni atomi ->1 mole Ca =- MA (Ca) = 40g/mol e 1 mole H₂ = MA (H₂) = 2 g/mol quindi sommamoli reagenti 42 g/mol

Nei prodotti individuo la massa atomica di ogni atomi ->1 mole CaH₂ =- MA (Ca) + MA (H₂) = 40 + 2 = 42 g/mol quindi somma moli prodotti 42 g/mol

In questi casi le unità di misura sono utili a fare le conversioni -> se ho una molecola e la sua massamolecolare g/mol, ma mi interessano le moli, attuo un rapporto dove semplifico i grammi e ottengo le moli

Esempio -> H₂S ha MM di 34 g/mol e mi serve capire quante moli sono 10g di H₂S quindi creo un rapportotra 0,29/È anche possibile individuare dei rapporti percentuali di un elemento creando un rapporto tra lemasse atomiche dei singoli elementi e la massa molecolare nel composto stesso, dato dallasomma delle masse atomiche degli elementi che lo compongono:i = numero di atomi della specie i contenuti nel composto- Ma = massa

1. La massa atomica dell'elemento i- iMM = massa molecolare del composto
2. Esempio -> Calcolare la percentuale di Ca (MM = 40 g/mol), S (MM = 32 g/mol) e O (MM = 16 g/mol) nel composto CaSO₄ (MM = 136 g/mol)
3. È anche possibile eseguire l'opposto, ovvero passare dal rapporto percentuale alla formula ponendo le percentuali in g su un composto da 100g, per poi creare il rapporto tra il peso in g e la massa molecolare dell'elemento
4. Esempio -> Individuare la formula minima di una sostanza formata dal 26,31% di K, dal 35,79% di Cr e dal 37,87% di O che, se presi su un composto di 100g, diventano 26,31g di K (MM = 39,1 g/mol), 35,79g di Cr (MM = 51,99 g/mol) e 37,87g di O (MM = 16 g/mol)
5. Le soluzioni
6. Una soluzione è una miscela omogenea di 2 o più sostanze, un solvente ovvero quella in quantità maggiore e un soluto ovvero la sostanza in quantità minore, da cui deriva il termine solubilità ovvero la quantità massima di soluto che si scioglie in

una data quantità di solvente. La soluzione può essere: Satura -> quando il solvente non è più in grado di solubilizzare altro soluto (l'eccesso di soluto crea un corpo di fondo). Insatura: quando si ha ancora la capacità, da parte del solvente, di solubilizzare soluto. Le soluzioni possono essere più o meno concentrate e può essere espressa come percentuale in massa, in volume o in massa/volume, anche se in generale si utilizza la percentuale in massa quando il soluto è in fase solida, mentre si utilizza la percentuale in volume per i gas e i liquidi. La percentuale in massa (M/M) indica i grammi di soluto in 100 g di soluzione. Esempio -> per calcolare quanti g di NaNo3 e di acqua sono contenuti in una soluzione acquosa al 15% in massa bisogna considerare che si ha il 15% di 100% solido, quindi 15g su 100g sono solidi e i restanti 85g sono di acqua. Inoltre, possiamo calcolare due misure.