Chimica generale ed inorganica - parte 1

STRUTTURE DI LEWIS

- tutti gli e- di valenza degli atomi presenti devono comparire

- Gli elettroni sono accoppiati all'interno di un orbitale

- Ciascun atomo richiede un ottetto

- Legami multipli

- Atomi centrali e atomi terminali (H sempre terminale)

- Gli atomi centrali sono quelli che hanno elettronegatività minore (es. C)

- Le molecole hanno una formula simmetrica e compatta

CARICA FORMALE

- Carica formale (CF): si calcola prendendo il numero di valenza dell'elemento - il numero di elettroni in coppia solitaria - 1/2 gli elettroni coinvolti nei legami

- la somma di tutte le CF è la carica globale della molecola (totale=0 se neutro o carica ione)

- CF deve essere minore possibile

- CF negativa sugli atomi più elettronegativi

Radicali: molecole con elettrone spaiato (numero dispari di elettroni)

Regola dell'ottetto, no al terzo periodo. Successivamente ci sono molte eccezioni

Sappiamo individuare quindi i legami e la struttura, non la loro

Disposizione nello spazio. Per la geometria nello spazio usiamo la VSEPR: le coppie elettroniche si respingono l'un l'altra. VSEPR (geometria molecolare valence shell electron pair repulsion), geometria elettronica le coppie elettroniche si respingono tra loro e tendono ad allontanarsi tra loro (minimizzazione dell'energia di repulsione e massimizzazione angolo di separazione)

• Geometria lineare, 180° → AX2
• Geometria trigonale planare, 120° → AX3
• Geometria tetraedrica, 109,5°
• Geometria bipiramidale trigonale, 90° e 120°
• Geometria ottaedrica, 90°

E: indica un doppietto elettronico libero

Numero di ossidazione e valenza

Numero di ossidazione: rappresenta la carica che ogni atomo, in una molecola o in uno ione poliatomico, assumerebbe se gli elettroni di legame fossero assegnati all'atomo più elettronegativo (può essere positivo o negativo). Esso viene determinato dal numero di elettroni in più o in meno rispetto

All'atomoneutro quando gli elettroni di legame sono attribuiti all'elemento più elettronegativo.

Valenza: indica il numero di elettroni che l'atomo guadagna o mette in comune quando si lega ad altri atomi. Corrisponde anche in genere al numero di legami che l'atomo forma.

Ottetto espanso: in alcuni casi abbiamo atomi che, avendo gli orbitali d liberi, tendono a circondarsi di più elettroni rispetto agli otto previsti dalla regola dell'ottetto.

Ottetto incompleto: molecola che può facilmente dare legami dativi perché ha un orbitale vuoto e può accettare coppie di elettroni.

Risonanza: Abbiamo un ibrido di risonanza, dove consideriamo strutture/forme limite, ovvero molecole in cui i legami doppi non sono localizzati, ma sono intermedi ai legami singoli. Gli elettroni del doppio legame sono distribuiti su tutta la molecola (delocalizzazione elettronica).

^{2- 2- 2-} O O O <-- ione carbonato

Nel carbonato abbiamo 3 legami lunghi uguali.

Il doppietto è delocalizzato su tutta la molecola. Il legame è più lungo di un doppio legame e è più corto di un legame singolo.

Radicali: elettrone spaiato e non soddisfano le condizione di abbassamento dell'energia quindi reagiscono velocemente per tornare allo stato di equilibrio, sono instabili (§CH3)

Se le coppie strutturali (insieme di coppie di legame e di coppie solitarie) sono in parte di legame e in parte solitarie abbiamo differenza nella struttura molecolare rispetto alla struttura elettronica.

Se invece il numero di coppie di legame è uguale al numero delle coppie di struttura le strutture molecolari e le strutture elettroniche corrispondono.

§H20: la struttura presenta angoli di questa ampiezza perché le coppie di elettroni liberi esercitano repulsione sulle coppie di legame.

TEORIA DEI LEGAMI

Il livello energetico si abbassa drasticamente nel punto in cui i due atomi si avvicinano (se si avvicinassero

troppoentrerebbe in gioco la repulsione) per poi rialzarsi.

- La sovrapposizione degli orbitali atomici descrive illegame covalente- in faseL’area di sovrapposizione degli orbitali è- localizzato

Modello di legameNello spazio di sovrapposizione abbiamo la massimapossibilità di trovare un legame. Legame sigma: gli elettroni del legame sono nello spaziocondiviso tra i due atomi. Sovrapposizione frontale di orbitalis+s, s+p e tra p+p testa a testa.Si creano legami covalenti tra gli orbitali.

Legami per cui la densità elettronica è maggiore sull’asseinter nucleare, lungo la direzione del legame.

Legame p-greco: sovrapposizione laterale di p+p dove ladensità è massima sopra e sotto i nuclei.

Orbitali ibridi: vengono distribuiti solamente all’atto dellaformazione della molecola, non esistono e ettivamente dasoli. Mescolamento di orbitali s e p, si creano nuove funzionid’onda che portano ad orbitali che hanno la medesimaenergia.

Il numero di orbitali ibridi che trovo sono sempre uguali al numero di orbitali coinvolti.

sp3: parte da un orbitale s e tre orbitali p per ottenere sp3, sono degeneri perché sono alla medesima energia (minore rispetto a p ma maggiore di s). Gli elettroni si distribuiscono in modo differente, perché abbiamo differenti orbitali. La geometria degli sp3 si basa su 4 orbitali distribuiti nello spazio secondo la geometria tetraedrica; gli orbitali puntano nei vertici di un tetraedro.

Sp2 (gli orbitali coinvolti sono 3): 3 orbitali ibridi sp2. Stessa forma degli orbitali sp3 (con un lobo più espanso), ma con una geometria diversa, non più tetraedrica, ma trigonale planare.

Sp: (gli orbitali coinvolti sono 2), geometria a 180°, lineare. Tre legami, uno sigma e due p-greco.

Sp3d (5 orbitali coinvolti): 5 orbitali liberi alla stessa energia; geometria di tipo bipiramidale trigonale, si sfruttano gli orbitali d e si esce dalla regola dell'ottetto.

Sp3d2 (6 orbitali coinvolti): 6 orbitali liberi alla stessa energia; geometria di tipo ottaedrica, si sfruttano gli orbitali d e si esce dalla regola dell'ottetto.

1. 6 orbitali liberi alla stessa energia, 6 orbitali con cui fare legami sigma. Geometria ottaedrica.
2. ORBITALI MOLECOLARI

Dagli orbitali atomici dove sono localizzati gli elettroni si creano per sovrapposizione due zone: zona di legame (sovrapposizione in fase) e zona di anti-legame (sovrapposizione in anti-fase).

∂-> legame

∂*-> anti-legame

Se abbiamo due orbitali atomici che si sovrappongono abbiamo due orbitali molecolari.

L'orbitale di legame molecolare è ad un livello energetico inferiore; al contrario quello di anti-legame si trova ad un livello energetico superiore.

Si formano sempre un legame ed un anti-legame.

Le regole con cui riempivamo gli orbitali negli atomi valgono anche in queste molecole, ovvero sempre e solo due elettroni per orbitale, ed a spin paralleli, per le regole di Hund e Pauli.

L'orbitale molecolare non è localizzato attorno all'atomo ma attorno a tutti gli atomi coinvolti, quindi attorno alla molecola (e etto che

è presente nel benzene, delocalizzazione)(e∂-e∂*)/2Es.q. <— molecole diatomiche primo periodoZ<=7secondo periodo—>Z>=8legame metallicoEstensione della teoria OMN atomi in un metallo danno N orbitali con energia simile.La prima metà di N sono occupati e vengono de niti “banda divalenza”; l’altra metà sono vuoti e vengono de niti “banda diconduzione”. Ciò de nisce la conducibilità elettrica di un metallo.14fi ff fi fiGASI gradi di libertà delle molecole di un gas sono molto più elevate rispetto ai solidi/liquidi.Teoria dei gas ideali: si considerano le molecole di un gas come puntiformi e si considera gli urtitra essere come urti elastici, per dare una descrizione ideale e quantitativa.Il volume del gas può variare in funzione della pressione e della temperatura, hanno viscositàbassa e possono essere mescolate in qualsiasi proporzione.Grandezze che descrivono lo

stato di un gas

Quantità di materia(moli)

Temperatura (K)

Volume (L)

Pressione (atm)

Pressione: forza che il gas esercita sull'area del contenitore in cui è inserito; consideriamo la pressione di un gas come la pressione di un liquido (si misura con un barometro)

Barometro e Pressione atmosferica: studiata attraverso una strumentazione precisa. Bacinella di mercurio su cui è esercitata la pressione atmosferica. Inserendo un tubo vuoto al contrario, il mercurio risale con una forza tale che è direttamente proporzionale alla pressione che il mercurio sta subendo (sappiamo che 1atm corrisponde a 760mm di mercurio risaliti)

Leggi semplici dei gas

Legge di Boyle: in condizioni di temperatura e moli costanti del gas, al variare della pressione un gas subisce anche una variazione del volume secondo una relazione di proporzionalità inversa.

Legge di Charles: il numero di moli e la pressione sono costanti, se varia la temperatura varia anche il volume

cambierà secondo una relazione di proporzionalità diretta. Vi sono condizioni standard che vengono considerate: Gay-Lussac: piccoli volumi dei gas reagiscono in rapporto di numeri interi. Non era noto il concetto di molecole quindi ciò rimane inspiegabile. Avogadro: lo spazio occupato da una mole di un gas in condizioni standard di pressione e temperatura è costante indipendentemente da quale gas esso sia. Gay-Lussac si immaginava un rapporto 1:1 tra H e O nella formazione di H2O. Legge di Avogadro: 1 mole di qualsiasi gas a parametri costanti occupa sempre lo stesso volume, che è pari a 22,4 L. A cambiare può essere però la densità: anche se due gas sono presenti in 1 mole, e occupano lo stesso volume di 22,4 L, essi hanno una massa differente. Equazione dei gas ideali: Costante R Massa molare: Relazione tra due sistemi Densità: Miscele di gas La pressione della miscela è data dalla somma di tutte le pressioni parziali esercitate.

Da tutti i componenti della miscela stessa. Deriviamo questi gas come se fossero isolati, alle medesime condizioni, senza considerare la miscela nel suo insieme. Posso quindi utilizzare le leggi dei gas per applicarle a quelli all'interno della miscela. La pressione parziale di un gas esercitata è quindi la stessa che il gas eserciterebbe isolato; inoltre, il numero di moli del gas parziale è quello della miscela di gas hanno un rapporto costante (frazione molare di quel composto nella miscela).