Chimica generale

VSEPR:

Le strutture di Lewis non indicano la forma delle molecole; esse mostrano

semplicemente il numero e i tipi di legame tra gli atomi in modo bidimensionale.

Per rappresentare quindi la molecola nella sua struttura tridimensionale bisogna usare

un altra struttura: ‘’modello VSEPR’’, un modello che tiene conto degli angoli e delle

lunghezze dei legami che vanno a crearsi.

Tale modello, noto anche come teoria della repulsione degli elttroni di valenza,

razionalizza le geometrie note basandosi sulla repulsione tra domini di elettroni, intesi

come regioni attorni all’atomo centrale, in cui è probabile trovare gli elettroni.

Le coppie elettroniche di legame (= bond pair), che sono quelle coinvolte nel legame,

e le coppie elettroniche di non legame, chiamate anche coppie solitarie ( = lone pair),

contribuiscono entrambe ai domini di elettroni intorno a un atomo <— questo significa

che, nel momento in cui dovremo stabilire la gemoetria della molecola, dovremo

tenere conto dei bond and lone pair che, insieme, prendono il nome di ‘’coppia

strutturale’’ —> Dobbiamo prestare attenzione anche al fatto che i legami multipli si

considerino come singoli perche comunque gli elettroni occupano la stessa regione di

spazio (dominio di elettroni).

Condiserano le coppie strutturali di una molecola:

- se individuiamo 2 c.s, sappiamo che la molecola ha disposizione lineare con angolo

di 180 (es:SO2)

- se individuiamo 3c.s, sappiamo che la molecola ha disposizione trigonale planare

-

con angolo di 120 (es:BF3) se individuoiamo 4c.s, sappiamo che la molecola ha

disposizione tetraedrica con angolo di 109,5 (es:H2SO4)

- se individuiamo 5 c.s, sappiamo che la molecola ha disposizione trigonale

bipiramidale con angolo di 120 e 90 (es:PF5)

- se individuiamo 6 c.s, sappiamo che la molecola ha disposizione ottaedrica con

angolo di 90 e 90 (ES:SF6)

Con il modello VSEPR è possibile capire se effettivamente una molecola è polare

attraverso il momento dipolare risultante, ovvero la somma vettoriale dei vari dipoli di

legame<— se la somma è nulla la molecola sarà priva di momento dipolare <—

questo va fatto, perche non è detto che, se abbiamo un legame polare, allora la

molecola in sè sarà polare.

(ricordati che nel costruire i vettori sopra la molecola, il punto di applicazione parte

dall’elemento meno elettrong a quello più elettroneg)

Teoria del legame di valenza e orbitali ibridi:

Il modello VSEPR è un semplice approccio per prevedere le forme delle molecole,

tuttavia non spiega perchè esiston i legami tra gli atomi. Nello sviluppare le teorie del

legame covalente, i chimici hanno affrontato il problema da un’altra direzione, usando

la meccanica quantistica. In questo approccio, la domanda iniziale è: come si possono

usare gli orbitali atomici per spiegare il legame e le geometrie delle molecole?—> con

l’avvento della meccanica quantistica vennero utilizzate due teorie:

- teoria del legame di valenza VB —> ‘’descrive le molecole nello stato

fondamentale’’ : considers solo gli elettroni di valenza che partecipano alla

formazione del legame covalente. Qus si parla di parziale sovvraposizione degli

orbitali atomici

- teoria degli orbitali molecolari MO —> ‘’descrive le molecole nello stato eccitato’’ :

considera tutti gli elettroni. Qui si parla di combinazione fra tutti gli orbitali atomici

di ciascun atomo che vengono trasformati in orbitali molecolari. la differenza

principale è che la teoria VB tiene conto degli elettroni di valenza, mentre la teoria

MO tiene conto di tutti gli elettroni.

Teoria del legame di valenza:

si forma un legame covalente (no met + no met) quando l’orbitale di un atomo si

sovrappone con l’orbitale di un altro atomo.

Nella zona di sovrapposizione, che è situata tra i due nuclei, viene condivisa una

coppia di elettroni di spin opposto .

Alcune regole importanti:

- lo spazio formato dalla sovrapposizione puo contenere solo due elettroni con spin

opposti

- maggiore è la sovvraposizione degli orbitali, piu forte è il legame

- gli orbitali atomici di valenza in una molecola sono diversi rispetto agli orbitali degli

atomi isolati in quanto c’è una ridistribuzione della densità di carica negativa che

permette massima sovrapposizione fra gli orbitali e minima repulsione fra lone pair

e bond pair:

nel legame sigma abbiamo massima densità elettronica lungo la

congiungente i due nuclei. nel legame pi greco si ha massima

densità elettronica sopra,sotto o davanti la congiungente.

es: CH4 —> allo stato fondamentale puo formare solo due legami, mentre allo stato

eccitato 4 legami diversi tra loro; quindi nel momento in cui si formano i legami, gli

orbitali atomici si sovvrappongono tra loro in orbitali ibridi. Entra in gioco il concetto di

ibridazione : nel momento in cui gli orbitali atomici si sovvrappongo l’una sopra l’altra,

ridistribuiscono la densità di carica che hanno al loro interno, trasformandosi in orbitali

ibridi;

la distribuzione della densità di carica viene calcolata da un processo matematico che

prende il nome di ‘’ibridazione’’, ovvero una combinazione lineare data dalla somma o

sttrazione di funzioni d’onda degli orbitali con stesso livello energetico, quindi

combinazione con 1 s e 1,2,3 p Esistono tre tipi di distribuzione:

- SP —> distribuzione lineare —> 1S + 1P —> l’atomo centrale ha 2 coppie

BeCl2

strutturali; es:

- SP2 —> distribuzione trigonale planare —> 1S+2P —> atomo centrale con 3 c.s; es:

BF3

- SP3 —> distribuzione tetraedrica —> 1S + 3P —> atomo centrale con 4 c.s; es:

CH4

- SP3D —> distribuzione bipiramide trigonale —> 1S+3P+1D —> atomo centrale con

5c.s; es: PCl5

- SP3D2—> distribuzione ottaedro —> 11+3P+2D —> 6c.s ; es SF6

stati di ibridazione di C

- sp3 —> alcani —> 4 legami singoli

- sp2 —> alcheni —> 3 legami: 2 singoli e uno doppio

- sp —> alchini —> 2 legami —> 1 semplice e uno triplo

- sp —> alchini —> 2 legami —> 1 semplice e uno doppio

stati di ibridazione di N

- sp3 —> 4 c.s —> 3 legami e 1 lone pair —> NH3

- -

sp2 —>3 c.s —> 3 legami di cui 2 singoli e uno doppio —> HNO2 SP —> 2 c.s —>

1 legame —> HCN in questo caso triplo

stati di ibridazione di O

- sp3 —> 4 coppie sttutturali —> H2O

- -

sp2 —> 3 coppie strutturali —> H2CO3 e CH2O no sp

Teoria degli orbitali molecolari:

è un altro modello utilizzato per descrivere il legame nelle molecole. In questo

modello, gli elettroni si trovano in stati di energia permessi chiamati ‘’orbitali

molecolari’’ MO. Questi orbitali si possono estendere a tutti gli atomi di una molecola.

Come gli orbitali atomici, gli orbitali molecolari hanno energie definite e possono

contenere due elettroni con spin opposto.

Possiamo generare orbitali molecolari combinando orbitali atomici su differenti centri

atomici.

Nel caso più semplice, la combinazione di due orbitali atomici porta alla formazione di

due MO, uno a più bassa energia e uno a più alta energia rispetto a quelle dei

corrispondenti orbitali atomici.

Gli MO di più bassa energia concentrano la densità di carica dalla regione compresa

tra i nuclei e sono chiamati orbitali molecolari di legami.

Glii MO di più alta energia escludono la densità di carica dalla regione compresa tra i

nuclei e sono chiamati MO di antilegame<— questi orbitalicescludono gli elettroni

dalla regione congiungente dei due nuclei e hanno un piano nodale fra i due nuclei,

ovvero una posizione in cui la densità elettronica è nulla.

Il riempimento di legame MO favorisce la formazione del legame, mentre il

riempimento degli orbitali di antilegame la sfavorisce.

capitolo 10, 11, 12

Stati di aggregazione della materia

- stato aeriforme —> stato disordinato per eccellenza in cui le molecole sono lontane

e occupano tutto lo spazio. Qui le particelle non sono legate tra di loro e hanno

grande libertà di movimento e quindi hanno elevata energia cinetica.

- stato liquido —> stato meno ordinato del solido. Qui le particelle sono legate meno

strettamente fra loro e possono scivolare le une sulle altre, rompendo i legami fra di

loro e formandone continuamente nuovi. Nonostante cio le molecole sono vicine.

- stato solido —> stato ordinato. Qui le particelle sono una accanto all’altra nelle

poisizioni del reticolo cristallino; sono tenute assieme da forze di legame. Non hanno

energia cinetica, ma possono solo oscillare attorno alla loro posizione. ! Un

composto capace di esistere nei tre stati fisici solido, liquido e gassoso, quando

passa dall’uno all’altro di essi non varia la sua composizione chimica.

stato aeriforme

Intendiamo uno stato che comprende sia i gas sia i vapori.

Da un punto di vista dello stato di aggregazione, tra vapore e gas non esiste nessuna

differenza, se non per la loro temperatura critica; infatti quando parliamo di gas

parliamo di una specie chimica gassosa che si trova al di sopra della temperatura

critica, ovvero la temperatura sopra la quale non è piu possibile liquefare un gas per

semplice compressione, dove per compressione intendiamo un aumento di pressione e

diminuzione di volume e questo accade in quanto i gas presentano un elevata energia

cinetica che supera le forze attrattive che li porterebbero allo stato liquido.

Invece, quando parliamo di vapore intendiamo una specie chimica gassosa che

presenta T che si trova al di sotto della temperatura critica e di conseguenza pu

essere liquefatto variando P e V.

Quando per il vapore presenta una temperatura e anche una pressione superiore alla

T e alla P critiche, liquido e vapore non sono più distinguibili e la sostanza è

considerata un fluido supercritico.

Parlando delle caratteristiche generali dei gas, sappiamo che:

- un gas si espande spontaneamente e riempie il suo contenitore grazie al fatto che le

singole molecole che lo compongono sono relativamente distanti tra loro.

- un gas presenta molecole con elevata energia cinetica. Questo è il motivo per cui

urtano tra di loro e con le pareti del contenitore

- -

un gas è molto comprimibile un gas forma una miscela omogenea

pressione:

Quando le particelle di un gas urtano contro la parete del contenitore, viene esercitata

una forza <— questa forza prende il nome di pressione P.

Un gas esercita una pressione su qu