Riassunto esame Chimica generale e inorganica, Prof. Motta Alessandro, libro consigliato Chimica un approccio molecolare, Tro

Configurazione elettronica dell' ossigeno:

1s² 2s² 2p⁴ 6 elettroni di valenza

Struttura di Lewis :

O:

Legame Ionico

• K⁺ + Cl^- → K⁺ [Cl:^-] KCl
• Na⁺ + S^2- → 2Na⁺ [S^2-]

Energia Reticolare:

L'energia associata alla formazione di un reticolo cristallino di cationi e anioni, a partire da ioni in fase gassosa.

• Na(s) + ½Cl₂(g) → NaCl(s) _ΔH⁰f = -411 KJ/mol
• Na(s) → Na(g) _ΔH⁰e = +208 KJ
• ½Cl₂(g) → Cl(g) _ΔH⁰d = +122 KJ
• Na(g) → Na⁺ + e^- _ΔH⁰i = +496 KJ
• Cl(g) + e^- → Cl^-(g) _ΔH⁰e = -349 KJ
• Na(g) + Cl^-(g) → NaCl(s)_{ΔH⁰reticolare} = ?

ΔH⁰_f = ΔH⁰₁ + ΔH⁰₂ + ΔH⁰₃ + ΔH⁰₄ + ΔH⁰₅

ΔH⁰_s = ΔH⁰_i - (ΔH⁰₁ + ΔH⁰₂ + ΔH⁰₃ + ΔH⁰₄)

ΔH⁰_s = -788 KJ

Esotermica

Il modello del legame ionico spiega le proprietà dei solidi ionici:

• Solidi e conduttori: gli elettroni non sono liberi di muoversi, gli elettroni trasferiti restano localizzati in un atomo
• Elevati punti di fusione e ebollizione: Ioni tenuti insieme da forze di Coulomb non direzionali, spostandosi dal centro di uno ione, le forze hanno la stessa intensità in tutte le direzioni. (Per fondere i solidi bisogna...)

Configurazione elettronica dell'ossigeno:

1s² 2s² 2p⁴ 6 elettroni di valenza

Struttura di Lewis:

O:

Legame Ionico

K · + ·Cl: → K⁺ [··Cl··]^- KCl

Na · + ·S: → 2Na⁺ [··S··]^2-

Energia Reticolare:

L'energia associata alla formazione di un reticolo cristallino di cationi e anioni, a partire da ioni in fase gassosa.

Na(s) + 1/2Cl₂(g) → NaCl(s) ΔH⁰_f = -411 KJ/mol

1. Na(s) → Na(g) ΔH⁰₁ = +208 KJ
2. 1/2Cl₂(g) → Cl(g) ΔH⁰₂ = +122 KJ
3. Na(g) → Na⁺(g) + e^- ΔH⁰₃ = +496 KJ
4. Cl(g) + e^- → Cl^-(g) ΔH⁰₄ = -349 KJ
5. Na(g) + Cl^-(g) → NaCl(g) ΔH⁰_reticolare = ?

ΔH⁰_f = ΔH⁰₁ + ΔH⁰₂ + ΔH⁰₃ + ΔH⁰₄ + ΔH⁰₅

ΔH⁰₅ = ΔH⁰_f - (ΔH⁰₁ + ΔH⁰₂ + ΔH⁰₃ + ΔH⁰₄)

ΔH⁰₅ = -788 KJ

Esotermica

Il modello del legame ionico spiega le proprietà dei solidi ionici:

• Ottimi conduttori: gli elettroni non sono liberi di muoversi, gli elettroni trasferiti restano localizzati in un atomo
• Elevati punti di fusione e ebollizione: ioni tenuti insieme da forze di Coulomb non direzionali, spostandosi dal centro di uno ione, le forze hanno la stessa intensità in tutte le direzioni. Per fondere i solidi bisogna rompere simultaneamente una gran quantità di legami

Legame Covalente

H₂O = ^HO^H --> ^HO^H

Spiega anche perché gli alogeni formano molecole biatomiche:

:Cl - Cl:

Due atomi possono condividere più coppie di elettroni:

Legame covalente doppio:

:O=O:

Legami tripli: :N : + :N: :N≡N:

Elettronegatività

la capacità di un atomo di attrarre verso di sè gli elettroni in un legame chimico.

Nei legami covalenti gli elettroni non sono equamente condivisi:

H — F

Legame polare.

Momento dipolare

si ha ogni volta che si crea una separazione fra una carica positiva e una negativa:

μ = qr

la percentuale di carattere ionico è il rapporto fra il reale momento dipolare del legame ed il momento dipolare che avrebbe se l'elettrone fosse trasferito completamente

% carattere ionico:

momento dipolare misurato del legame_{momento dipolare per l'elettrone completamente trasferito} x 100

Risonanza e Carica Formale

Per alcune molecole è possibile scrivere più di una struttura di lewis valida:

O₃ :Ö=Ö-Ö:

Ö:=Ö-Ö:

struttura di risonanza :Ö-Ö-Ö::Ö-Ö=Ö:

la struttura reale è chiamata ibrido di risonanza

la carica formale è la carica fittizia assegnata a ciascun atomo in una struttura di lewis, che aiuta a distinguere fra due strutture equivalenti.

Può essere calcolata come differenza fra il numero di elettroni di valenza nell'atomo ed il numero di elettroni che esso possiede nella struttura di lewis.

Carica formale = HF

H = 1 - [0 + ¹/₂(2)] = 0

elettroni di valenza di H n. di elettroni che H possiede nella struttura di lewis

F = 7 - [6 + ¹/₂(2)] = 0

Specie con elettroni dispari

Molecole o ioni che nella struttura di Lewis presentano un numero dispari di elettroni sono chiamati radicali liberi.

NO °N· :O· °N=O:

Ottetti incompleti

Ci sono degli elementi che tendono a formare ottetti incompleti (Boro e Berilio).

F: H ·F·B·F· H·H:

Perché non si formano doppi legami? a) Non ci sono elettroni addizionali da spostare nella regione del legame.

b) Esempio del BF₃

BF₃ può completare il suo ottetto attraverso delle reazioni chimiche (es. reagendo con NH₃).

Ottetti espansi

Gli elementi del III gruppo della tavola periodica e oltre spesso presentano ottetti espansi fino a 12-14 elettroni.

:F:·    ·F:    ·F:·  F·As: :F:·    ·F:

AsF₆ → As = 10 e^- F₆ = 12 e^-

In alcune strutture di Lewis bisogna decidere se espandere o no l'ottetto per abbassare la carica formale. es.

H₂SO₄

H

O     O

O  S  O  H

O

ENERGIA di LEGAME

È l'energia necessaria per rompere 1 mole di legami in fase gassosa. È sempre POSITIVA

È possibile calcolare l'energia media di legame per un legame chimico, ed è la media delle energie di legame per quel legame in un gran numero di composti.

È possibile utilizzare le energie medie di legame per stimare la variazione di entalpia di una reazione. es.

H₃C-H (g) + Cl-Cl (g) → H₃C-Cl (g) + H-Cl (g)

In questa reazione avvengono:

• la rottura del legame C-H e Cl-Cl
• la formazione del legame C-Cl e H-Cl

processo endotermico

processo esotermico

Si può calcolare la variazione di entalpia complessiva come somma delle variazioni di

entalpia associate:

C-H rotto +414 KJ C-Cl -328 KJ

Cl-Cl rotto +243 KJ H-Cl -431 KJ

∑ΔH +657 KJ ∑ΔH -770 KJ

ΔH_reaz = 657 - 770 = -113 KJ

Lunghezze di Legame

Rappresentano la lunghezza media di un legame fra due atomi particolari in un gran numero di composti.

Legame Metallico

I metalli hanno la tendenza a perdere elettroni. Quando gli atomi metallici si legano fra

loro per formare un solido, ciascun atomo del metallo cede uno o più elettroni ad

un atomo di elettroni.

Teoria VSEPR

La teoria VSEPR si basa sull'idea che gruppi di elettroni si respingono mediante forze

coloumbiane.

Le repulsioni tra i gruppi di elettroni sugli atomi interni di una molecola determinano la

geometria della molecola