Chimica generale - prima parte

B

C

N

O

F

Ne Questa scrittura seve per mettere in evidenza l’ultimo orbitale elettronico,

Na quello piú importante perché da quello che dipende la chimica dell’atomo

Mg Le differenze chimiche vengono meno

Si osserva che all’aumentare del numero quantico principale gli orbitali si infittiscono

LEGAME CHIMICO

- si forma per abbassare il livello energetico degli aggregati in modo che siano più stabili E deve diminuire almeno di

- coinvolge solo gli e piú esterni

Il legame chimico é “pilotato” dalla differenza di elettronegativitá degli atomi che sono coinvolti nel legame stesso

Tendenza di un atomo ad attirare elettroni

Alta elettrnegativitá = atomi piccoli e a cui mancano pochi elettroni per chiudere il guscio elettronico piú esterno

In generale Bassa elettronegativitá = atomi molto grossi e con pochi elettroni nel guscio piú esterno

Supponiamo di avere un certo sistema fisico (es. atomo) descritto da un’equazione di Schrodinger che, se risolta, produce la

funzione d’onda che lo descrive. di per sè non ha significato fisico ma contiene tutta l’informazione estraibile da quel

sistema fisico: facendo conti su posso estrarre dati osservabili (es. posizione, energia, momento angolare) che confronto con

gli esperimenti

Proporzionale alla densità di probabilità di trovare la particella descritta da in un certo spazio

Siamo certi che la particella sia “da qualche parte” Orbitale: parte di spazio in cui ho il 90% di probabilità

di trovare un e descritto da una certa

Semplificazione: l’e si trova nel campo medio generato dal nucleo e da tutti gi altri e È di un singolo e (calcolabile)

Momento angolare intrinseco: correlato allo spin (spiegabile solo con fisica quantistica)

Si crea un piccolo campo magnetico

e Carico Momento di dpolo

Indicano come riempire i livelli enegetici degeneri (orbitali di = energia) con e per minimizzare l’energia

Regole di hund:

- prima di mettere 2 e in uno stesso stato ammissibile, devo riempire con 1 e tutti i livelli degeneri possibile

- dati più livelli degeneri con 1 e, gli spin degli e presenti saranno //

Hanno configurazione elettronica uguale

Ordine di riempimento orbitali

- All’interno di ciascun guscio, cresce al crescere di z: tanto meno e mancano per chiudere il guscio, tanto più

Elettronegatività: alta è l’elettronegatività

- tanto più il guscio è grosso è l’elettronegatività

- ogni elemento ha il suo valore di elettronegatività

Legame ionico: elevata = di elettronegatività fra due atomi ( convenzionalmente > di 1,7)

Un atomo “ruba” tutti gli e esterni dell’altro fomando ioni di carica opposta. Si attraggono per repulsione elettrostatica

Legame covalente = atomi con orbitali esterni semi-pieni P, non troppo grossi condividono i propri e di valenza in modo che

Atomi con bassa =

entrambi gli atomi raggiungano la configuraione elettronica di un gas nobile di elettronegatività

Si dice omopolare se gli atomi legati sono =, polare se gli atomi legati sono =

Legame metallico = avviene tra atomi con orbitali di tipo S sferico Condivisione di e molto delocalizzata

Regola dell’ottetto: nei composti chimici si cerca di arrivare alla configurazione elettronica esterna del gas nobile più vicino

(che ha 8 e nel guscio più esterno) Se si chiude il guscio esterno la molecola si trova a bassa energia

Rappresentazione di lewis = si basa sui seguenti concetti: - gli e di valenza sono fondamentali nel legame chimico

- si possono formare legame ionici o covalenti a seconda degli atomi

che si legano, in entrambi i casi lo scopo è avere 8 orbitali nel guscio

più esterno (come i gas nobili)

Composti ionici:

Composti covalenti

Ottetto non rispettato: BF ha 3 e nel guscio più esterno

Orbitali 3p o più grossi in riempimento

Ioni poliatomici: es. ione idrogeno-fosfato

- è possibile far composti ionici (es. bicarbonato di sodio

Spazio tridimensionale: le molecole hanno 3 dimensioni

Consideriamo una molecol diatomica (es. cloruro di diidrogeno)

Influenza le proprietà chimico/fisiche della molecola

Momento di dipolo elettrico (è un vettore) Quelli di = materie interagiscono attraverso

interazioni deboli ma rilevanti

- Nella realtà la CO è così

2

- Molecola apolare

- I due momenti di dipoli elettrici

essendo opposti si annullano

Molecola polare

Legami ionici covalenti metallici = legami forti (molte centinaia di Kj/mole)

Dipolo = legame debole, poche decine di Kj/mole)

- interazioni dipolari (qualche Kj/mole) = regolano il punto di ebollizione e in generale le proprietà chimico/fisiche

Legami deboli = (si sovrappongono a interazioni più forti)

- legame a idrogeno = dal punto di vista biologico sono molto importnti perchè mantengono l’acqua liquida, il

DNA è tenuto insiseme da legami a idrogeno e sono coinvolti nell’attività enzimatica (N.B. = nell’acqua le

interazioni di legame a H sono molto più importnati ma non cancellano le interazioni dipolo-dipolo (più deboli)

O-H........N

O-H........O Idrogeno fa da ponte tra due atomi piccoli e molto elettronegativi

N-H........O Legami a idrogeno più frequenti con atomi come O, N, F

N-H........N Meno frequenti con Cl, S perchè sono troppo grossi

- Forze di dispersione = tra dipoli istantanei e dipoli indotti

Es. He ha 2 e in Può succedere che i due elettroni si trovino dalla stessa parte

formando un dipolo istantaneo che interagisce con molecole =

- interazione ione-dipolo = consentono la dissluzione di composti ionici

Preso uno ione (es. sodio) questo viene circondato da molecole di H O

2

FORMA DELLE MOLECOLE

1) identifichiamo l’atomo centrale

2) contiamo il numero di doppietti (D) e di atomi legati (L)

3) identifichiamo la geometria del sistema

Numero di coordinazione (N ) = D+L Identifica la geometria molecolare

C

Teoria VSEPR (valence-shell electron pairs repulsions): Nc Geometria Esempi Orbitale ibrido

La disposizione geometrica dei legami intorno a Lineare

un atomo dipende dal numero totale delle coppie Triangolare planare

di e nello stato di valenza, che si dispongono Tetraedrica

intorno all’atomo centrale il più lontano possibile Bipiramidale trigonale

in modo che diminuisca l’energia potenziale e Ottaedrica

aumenti la stabilità

La coordinazione è “pilotata” dal fatto che atomi picoli e molto elettronegtivi sono ricchi di e dunque tali atomi si respingono l’un

l’altro tenendosi il più lontani possibile l’uno dall’altro

I doppietti eletronici sono “più grossi” nel senso che sono in grado di respingere tutto il resto

del composto provocando l’avvicinamento degli altri atomi

Rappresentazione complessiva del dipolo della molecola (o dello ione) = 1) determiniamo il momento elettrico legame per legame

2) somma vettoriale dei dipoli ottenuti

3 momenti di dipolo che sommati danno un vettore che parte dal C ed è diretto

Esempio = verso il Cl

Legami sigma = il grosso della densità elettronica di questi legami è lungo l’asse inter nucleare

Legami pi greco = il grosso della densità elettronica è fuori dall’asse inter nucleare

Legame più debole di quello , può essere aperto più facilmente dando reattività chimica alla molecola

CONCETTO DI RISONANZA

È solo una delle rappresentazioni possibili

Il sistema è meglio rappresentato dalla sovrapposizione di

queste 3 formule, dette formule limite, che rappresentano

il concetto di risonanza

La geometria di una molecola nasce dal fatto che gli atomi si dispongono in moo da avere un sistema con energia possibile e

repulsione di e (si dispongono + lontani possibile tra loro)

Per ottenere le geometrie prodotte dalla teoria vsepr, spesso per formare i legami chimici gli atomi devono “usare” + di 1 orbitale

atomico, andando incontro a ibridazione = nasce per fare in modo che la molecola assuma una forma | l’energia del sistema sia

min e la distanza fra e max. Es. per ottenere un tetraedro il C si lega a 4 H usando l’ibridazione sp3

Identificazione = consideriamo X=atomo poco elettronegativo circondato da atomi molto elettronegativi (es. ossgeno)

Coppie di e condivise tra i vari atomi

Numero delle forme di risonanza

STECHIOMETRIA DI BASE

Formule molecolari = servono per rappresentare i vari composti mettendo in evidenza “il grosso della funzionalità” cioè ciò che da

le caratteristiche a quella molecola Per distinguerli evidenzio le funzionalità: dimetiletere = CH -O-CH

3 3

Alcol etilico = CH -CH -OH

3 2

Molte formule chimiche non danno informazioni sulla connettività degli atomi ma solo sul rapporto fra loro

È un composto solido non formato da coppie “isolate” di Na + Cl ma per un atomo di Na c’è un

atomo di Cl

Quando si scrive una formula molecolare è importante esplicitare la carica della specie e lo stato fisico del

composto (solido, liquido, gas, soluzione)

NUMERO DI OSSIDAZIONE (n.o.)

Si determina amettendo: - che tutti i legami chimici siano ionici

- che tutti gli e di legame siano concentrati sull’elemento + elettronegativo

Nello stato elementare tutt gli elementi hanno No=0

Molecole biatomiche = gassose

Liquida

Solida

Nel caso del carbonio si deve anche specificare di che cristallo si tratti

Metalli alcalini =

Metalli alcalino-terrosi =

Anioni floruro = Formano composti con elementi poco elettronegativi

Se legato con ossigeno

Elementi di transizione più comuni =

Quando si parla di No noi considerimo sempre i valori medi La No = carica della

È possibile avere nache no frazionari (es. propano specie chimica

Anioni = carichi -

Cationi = carichi +

No = serve per bilanciare le reazioni chimiche Parametro che rappresenta la ripartizione fra i vari atomi degli e di legame

N.B = tutti i metalli hano No=0 quindi anche il sodio metallico, in quanto metallo, ha No=0

Regole per determinare gli no = 1) nelle sostanze elementari è zero

2) alcuni elementi hanno no fissato mentre altri assumono valori diversi

3) no = carica della formula Se il composto è neutro Se il composto è ionico

BILANCIAMENTO DI UN PROCESSO

1) da ambo i lati del processo devo avere gli stessi atomi e nella stessa quantità

2) stessa carica da entrambi i lati

3) flussi di elettroni bilanciati (tanti elettroni escono quanti entrano)

4) coefficienti stechiometrici primi tra loro

Bilanciare un processo chimico = trovare i coefficienti stechiometrici interi

Metodo algebrico = va molto bene solo se ci sono pochi tipi di atomi nel sistema (es. combustioni)