Appunti Chimica

Legame Chimico

Forza di tipo attrattivo che si esercita fra due atomi solitamente elementi mediante il trasferimento di elettroni di molecole stabili.

• Legame ionico: si ha fra un metallo ed un non-metallo con grado differente nella loro tendenza a cedere/acquisire elettroni.
• Legame covalente: si ha fra due non-metalli. Gli elettroni di valenza sono condivisi tra i due elementi.
• Legame metallico: si presenta nei metalli che stanno strettamente i metalli nel loro caso.
• Energia di legame: energia necessaria a rompere i legami.
• Distanza di legame: distanza minima tra i nuclei di due atomi nell'annullare o diminuire l'energia di legame.
• Angoli di legame: angoli metodo che misura tra segmenti congiungono gli al nucleo di un atomo al centro di quelli di due altri atomi ad esso legati.
• Distribuzione di carica: modo in cui gli elettroni si distribuiscono in una molecola. Gli elettroni sono distribuiti in modo tale da le cariche sugli atomi siano più piccolo possibile. Se è presente una carica negativa essa si trova sugli atomi più elettronegativi.
• Ordine di legame: numero di coppie di elettroni di legame condivisi da due atomi in una molecola.

Configurazione Elettronica e Tavola Periodica

1. Raggio atomico: esprime le dimensioni di un atomo. Diminuisce lungo il periodo e aumenta lungo il gruppo.

2. Energia di ionizzazione: energia necessaria per rimuovere da un atomo isolato un elettrone portandolo a distanza infinita.

3. Affinità elettronica: energia liberata quando un atomo acquista un elettrone trasformandosi in uno ione negativo (anione). Risulta elevato nella zona in alto a destra della tavola periodica.

4. Raggi ionici: esprimono la distanza tra i centri di un anione e di un catione adiacenti in un reticolo cristallino. Diminuisce lungo il periodo, aumenta lungo il gruppo.

5. Specie isolettroniche: atomi, ioni o molecole con lo stesso numero di elettroni.

6. Relazione diagonale: similitudine di proprietà tra elementi dei gruppi principali vicini lungo una diagonale.

7. Effetto della coppia inerte: tendenza di due unità di o formare ioni di carica più bassa rispetto a quella prevedibile dal numero del gruppo.

8. Elettronegatività: capacità di atomi elettroni di legame.

... calcolo di un metallo HCl —> NCl ...

(10) Acidi poliatomici ossigenati ...

... metallo + O₂ —> ...

... metallo X_m ...

... se il ... metallo ...

... ossi 130 se ... una ...

... -050 nei loro, diventa -470

(11) Sali di acidi poliatomici ossigenati: vengono sostituiti completamente ...

... dell’acido con l’anione di un metallo ...

... del sale diventa -110 se ero -050 ..., diventa -070, se ero -100.

(12) Sali acidi: provenienza da acidi poliprotici. Si ottengono per sostituzione ...

... del’_H dell’acido con anioni metallici. Sono detti acidi perché ...

... ancora uno o più ... di ... che possono ...

... H₃PO₄ Acido Fosforico (Acido triprotico)

• KH₂PO₄ sale acido (2H) o diidrogenofosfato di potassio
• K₂HPO₄ sale acido —> idrogenofosfato di potassio
• K₃PO₄ sale normale (non acido) —> fosfato di potassio

Teoria del legame di valenza

Le coppie di elettroni sono comuni a due atomi perché ruotano intorno ad entrambi. C'è un avvicinamento ed una sovrapposizione degli orbitali di valenza degli atomi ed è il momento in cui l'energia è minima tra un legame mono. In un legame covalente una coppia di elettroni occupa gli spin antiparalleli i due orbitali atomici parzialmente sovrapposti.

• Legame σ: legame chimico in cui la densità elettronica è ampia. Maggiore lungo l'asse di legame (congiungente dei due nuclei).
• Legame π: gli orbitali si sovrappongono sugli orbitali p/d paralleli e perpendicolari alla congiungente dei due nuclei. Si forma solo con un orbita

Un legame doppio è sempre costituito da un legame σ ed uno π.

Un legame triplo da un σ e 2π.

Questa teoria non va bene per le molecole poliatomiche e non spiega i legami covalenti osservati sperimentalmente.

• Ibridizzazione (Pauling 1931): gli orbitali s, p, d si possono combinare per formare nuovi orbitali ibridi isoenergetici.

Teoria degli orbitali molecolari

• Il numero totale degli orbitali molecolari è pari agli n orbitali atomici che si combinano e gli elettroni si sistemano rispettando il principio di Pauli e la regola di Hund.
• Orbitale legante: è a minore energia degli orbitali atomici da cui deriva. Ha maggiore densità elettronica lungo l'asse di legame.
• Orbitale antilegante: è a maggiore energia degli orbitali atomici da cui deriva. Ha minore densità elettronica lungo l'asse di legame.