Riassunto esame Chimica generale e inorganica, Prof. Pacifico Concetta, libro consigliato Esercizi svolti e non di stechiometria, Pacifico, Margiotta

L’IBRIDAZIONE SP LINEARE

Utilizzata da atomi con soli due doppietti direzionati lungo l’asse dell’orbitale p e con un angolo fra loro di 180°,

come l’acetilene C2H2 e del diossido di carbonio CO2.

L’IBRIDAZIONE SP TRIANGOLARE PLANARE

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utilizza 2 orbitali p e uno di tipo s, disposti nel piano p e diretti ai vertici di un triangolo con angoli di 120°,

mentre l’orbitale puro p inutilizzato forma con i tre ibridi angolo di 90 ⁰.

z

È utilizzata dal carbonio ogni volta che presenta un doppio legame, come negli alcheni, nell’etilene (C H )nella

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grafite, che presenta una struttura planare a nido d’ape, ossia formata da esagoni regolari, dove gli orbitali puri

p non impegnati formano una nuvola di densità elettronica delocalizzata sopra e sotto, correlata al colore nero

e conducibilità elettrica, e nel trifluoruro di boro BF , che ed è elettrondeficiente, in quanto non raggiunge

3

l’ottetto e può per tal motivo agire come accettore in un legame dativo.

L’IBRIDAZIONE SP TETRAEDRICA

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Propria delle molecole il cui atomo centrale ha 4 doppietti direzionati come il metano CH4 e nelle molecole

organiche sature, utilizza quattro orbitali sp3, simmetricamente disposti nello spazio e con angoli di 109,5° .

Se dei doppietti, uno o due sono solitari, la geometria della molecola è diversa da quella elettronica, per cui

diventa piramidale a base triangolare, come accade nell’ammoniaca NH3.

È utilizzata nel diamante, una delle 3 forme allotropiche(stesso elemento chimico, diversa struttura e

proprietà) del carbonio in cui l’ atomo al centro del tetraedro è legato con legami σ ad altri atomi di carbonio

(gli altri sono grafite e fullerene con ibridazione sp2 e strutture rispettivamente a nido d’ape e sferoidale-

pallone da calcio) e nel fosforo bianco P4, le cui altre forme allotropiche sono il rosso, non esistente in natura

e ottenuto dal bianco e il nero, più raro e stabile, fatto di anelli esagonali paralleli.

L’IBRIDAZIONE D

È utilizzata dagli elementi dal 3 periodo in poi, con 5/6 doppietti direzionati e che possono espandere l’ottetto.

Nelle ibridazioni sp3d bipiramidali trigonali, i 5 orbitali ibridi sono diretti verso i vertici di una bipiramide a

base triangolare, suddivisi tra equatoriali, se diretti ai vertici del triangolo con angoli di 120 ⁰ e quelli assiali o

apicali, posti ai vertici delle piramidi, con angoli tra loro di 180⁰ e con gli equatoriali di 90⁰, e nell’ibridazione

sp3d2 ottaedrica, in cui i 6 orbitali equivalenti sono diretti verso i vertici di un ottaedro con angoli di 90 ⁰.

LA TEORIA VSEPR (VALANCE SHELL ELECTRON PAIR REPULSION)

stabilisce che i doppietti direzionati dell’atomo centrale sono disposti il più lontano possibile tra loro data la

loro repulsione elettrostatica.

La geometria elettronica teorica si disegna con la notazione di Lewis nota la quantità di doppietti direzionati

con il numero sterico, calcolato sommando a partire dall’atomo centrale il numero di legami e il numero di

doppietti solitari presenti nella struttura di Lewis, per poi aggiungere o sottrarre il valore della carica elettrica

se la specie è uno ione e infine dividere per 2.

A ciascun numero sterico corrisponde una geometria elettronica:

- ns= 2 una molecola lineare,

- ns=3 una molecola triangolare planare,

- ns= 4 una molecola tetraedrica o piramidale a base triangolare se vi è un doppietto di non legame,

- ns=5 triangolare bipiramidale,

- ns=6 ottaedrica.

GEOMETRIA TEORICA E REALE

Talvolta la geometria elettronica teorica, ottenuta con una prima rappresentazione della struttura di Lewis non

corrisponde alla geometria molecolare e reale. Dunque, oltre al numero sterico, dobbiamo considerare le

cariche formali, calcolato sottraendo al numero del gruppo il numero di doppietti di legame e il numero di

elettroni solitari (1 doppietti solitario =2) e la presenza di doppietti solitari invisibili o nulli per il baricentro.

molecole triangolari planari angolari

→

molecole tetraedriche piramidali trigonali/ angolari,

→

molecole triangolari bipiramidali altalena /a forma di t / lineari,

→ad

molecole ottaedriche piramidale quadrata/ quadrato planare.

→

ISOMERIA O RISONANZA

Nella rappresentazione della struttura, è possibile anche per ridurre la differenza delle cariche formali e

rendere più forte il legame e più stabile la molecola, come afferma il principio di elettronegatività di pauling,

è possibile sistemare i doppietti direzionati in modi differenti creando situazioni di isomeria o risonanza delle

strutture dette limite o canoniche, separate tra loro dal simbolo di una freccia a due punte per poi calcolare

l’energia di risonanza, ossia la differenza tra l’energia vera della molecola e l’energia della formula di

risonanza più stabile.

IL LEGAME METALLICO

È proprio degli atomi di metalli allo stato elementare, costituiti da livelli interni completi e inalterati, ed

esternamente e da un reticolo di cationi circondato in modo casuale negli orbitali più esterni dagli elettroni, i

quali possiedono una buona mobilità e bassa energia di ionizzazione. I metalli hanno inoltre proprietà

meccaniche quali duttilità, malleabilità, lucentezza, potere riflettente e conduttività termica ed elettrica.

Il legame metallico applica quanto esaminato dalla teoria dell’orbitale molecolare per il legame covalente ai

cristalli metallici, ottenendo le bande responsabili della delocalizzazione degli elettroni e delle proprietà di

metalli, semimetalli e non, come rispettivamente conduttori, semiconduttori e isolanti.

I metalli alcalini con configurazione elettronica esterna ns1hanno bande di valenza che possono contenere

fino a 2N elettroni, restando per metà vuote e complete nei metalli alcalino-terrosi mentre gli elementi del 4

gruppo formano 2 bande con ugual numero di livelli, una occupata, ma non completamente, detta banda di

valenza con maggiore energia o livello di fermi se allo zero assoluto K è piena a metà, con sopra la banda di

conduzione, in cui ad alta temperatura gli elettroni sono liberi di muoversi lungo il solido, impoverendo i livelli

sottostanti e una vuota, dalla cui differenza di energia dipendono le sue proprietà.

Nei conduttori tali bande sono sovrapposte, nei semiconduttori, utilizzati nello sviluppo dell’elettronica dello

stato solido, dei transistor e delle celle solari, la banda dei livelli vuoti è separata dalla banda di valenza da un

gap e la loro conducibilità elettrica aumenta all’aumentare della temperatura attraverso il doping ( l’aggiunta di

un elemento che ne modifica la struttura), un input energetico o rendendolo un composto con 4 elettroni di

valenza mentre gli isolanti presentano un valore dell’energia di gap molto alto e gli elettroni confinati nella

LE FORZE SECONDARIE DI LEGAME

sono di tipo intermolecolare, costituite da legami deboli e dovute a forze di natura elettrostatica, responsabili

delle varie fasi condensate della materia e della miscibilità relativa e possono essere di vario tipo con

l’aumentare della forza di legame, suddivise tra forze di van der Walls tra ione-dipolo, dipolo-dipolo e dipolo-

dipolo indotto o Debye e le forze di London, ossia dipolo indotto-dipolo indotto.

LE INTERAZIONI IONE-DIPOLO

sono le più deboli in assoluto, con una forza di circa 40-600 kJ/mol, responsabili della solubilità delle sostanze

saline come Nacl nell’acqua, per cui la parte positiva del dipolo, ossia l’idrogeno idrata e circonda il Cl- e la

negativa, ossia l’ossigeno attrae i cationi i Na+, con la sua energia elettrostatica, maggiore della reticolare.

LE INTERAZIONI DIPOLO-DIPOLO

si instaurano tra molecole polari che si orientano in modo che le parti negative di uno siano prossime alle

positive altrui, sia in maniera orizzontale che in sovrapposizione , con interazioni più forti e di 5-25 kJ/ mol.

LE INTERAZIONI DEL LEGAME AD IDROGENO

sono interazioni dipolo-dipolo molto forti e le più intense fra le forze secondarie, indicate nella formula con

una linea tratteggiata e realizzate con atomi di idrogeno legati ad atomi x molto elettronegativo e con una forza

di poche decine di Kj/mol. le cui conseguenze sono un alto punto di ebollizione e fusione, la diminuzione di

densità, per cui il ghiaccio galleggia sull’acqua e alla;

è presente negli idruri, con una temperatura di ebollizione maggiore scendendo il gruppo, ad eccezione di

Floro, ossigeno e azoto, nella doppia elica del DNA e nel ghiaccio, in cui si esplicitano i conseguenti

innalzamento del punto di fusione ed ebollizione e la diluizione della densità

LE INTERAZIONI DIPOLO-DIPOLO INDOTTO O DI DEBYE

si presentano tra una molecolare polare con dipolo e una apolare, a cui induce di costituirlo, con un aumento

della polarizzazione proporzionale all’estensione della nube elettronica della molecola apolare, e

responsabile dalla dissoluzione dell’O2 nell’acqua.

LE INTERAZIONI DIPOLO INDOTTO-DIPOLO INDOTTO O FORZE DI DISPERSIONE O DI LONDON

si instaurano tra molecole apolari con momentanee fluttuazioni di densità elettronica attorno i nuclei, per cui il

baricentro delle cariche positive e negative non coincide. Con la polarizzazione, maggiore nelle molecole

voluminose aumenta la debole interazione elettrostatica e la coesione delle sostanze, ma anche il punto di

ebollizione di alcuni idrocarburi e il punto di ebollizione e fusione degli alogeni, scendendo lungo il gruppo.

LO STATO GASSOSO

è il più disordinato, in quanto le molecole sono comprimibili, hanno bassa densità e viscosità e sono dotate di

energia cinetica direttamente proporzionale alla temperatura e da deboli forze attrattive di legame, per cui si

muovono liberamente nello spazio e urtano elasticamente tra loro e contro le pareti del recipiente.

VOLUME E PRESSIONE DEI GAS

Lo studio dello stato gassoso è correlato alle leggi della statistica e ai concetti del volume del gas, ossia il

volume del recipiente che il gas occupa, per cui è possibile aggiungere altra massa fino a resistenza del

recipiente o a un passaggio di stato e della pressione, ossia la forza esercitata dalle molecole negli urti

sull’unità di superficie nell’unità di tempo. Le condizioni di T e P più usate in chimica sono le condizioni normali

(T=25 °C ; P=1 atm) e le condizioni standard (STP: T=0; P= 1 bar). La pressione e volume, misurati secondo il SI

in pascal e metri cubi, hanno nella pratica come udm rispettivamente i sottomultipli del litro e il multiplo del

pascal, ossia il bar (1 bar = 10 pascal ) e le atmosfere e il suo sottomultiplo, il millimetro di mercurio (mmHg)

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o torr (1atm= 760 mmHg= 760 torr) . La pressione (forza/ superficie), misurata se atmosferica col barometro,

in caso contrario