Appunti Chimica inorganica generale

I NUMERI QUANTICI

Il numero quantico orbitale è descritto da una terna di valori (numeri quantici; n,l,m)➞ n: numeri compresi dall'1 al 7; definisce il livello energetico dell'elettrone➞ l: può assumere valori da 0 a (n-1); determina le caratteristiche geometriche dell'orbitaleValori di 0 1 2 3LLettera s p d f➞ m (n. quantico magnetico): i suoi valori vanno da -l a +l; definisce quanti orbitali della stessa forma possono coesistere in un solo livello.➞ ms (n. q. di spin): possiede valori -1/2, +1/2; descrive il verso di rotazione dell'elettrone (+1/2 in senso orario, -1/2 in senso antiorario). Da questo deriva infatti il "principio di esclusione di De Paoli", secondo il quale un orbitale non può avere due elettroni con stesso ms.

LA MODERNA TAVOLA PERIODICA

La tavola periodica si divide in:➞ Gruppi (che si sviluppano verticalmente): gli elementi che fanno parte dello stesso gruppo hanno lo stesso numero di elettroni di valenza

Sull'ultima orbita. Proprio questi elettroni partecipano ai legami chimici. I gruppi vanno da 1A a 8A e sono scritti con numeri romani.

Periodi (che si sviluppano orizzontalmente): gli elementi che fanno parte dello stesso periodo hanno lo stesso numero di orbitali. Da sinistra verso destra l'ultima orbitale tende a riempirsi, fino a giungere al completo con i gas nobili. I periodi vanno da 1 a 7, come i livelli energetici.

Le proprietà della tavola periodica sono:

• Il raggio atomico: è la metà della distanza minima di avvicinamento tra due atomi dello stesso livello. Il raggio atomico aumenta lungo il gruppo e diminuisce lungo il periodo.
• L'energia di ionizzazione: è l'energia che serve per strappare un elettrone da un elemento. Questa energia diminuisce lungo il gruppo e aumenta lungo il periodo.
• Affinità elettronica: è l'energia che si libera quando un atomo in fase gassosa cattura un elettrone.

L'affinità elettronica diminuisce lungo il gruppo e aumenta lungo il periodo. Elettronegatività: misura la tendenza di un elemento ad attrarre elettroni nel legame con altri elementi. Diminuisce lungo il gruppo e aumenta lungo il periodo. I metalli tendono a cedere i propri elettroni, in modo da raggiungere la configurazione elettronica del gas nobile più vicino ad essi. Viceversa, i non metalli tendono ad acquistare elettroni, in modo da raggiungere la configurazione elettronica del gas nobile successivo ad essi. Legami chimici Possiamo ottenere due grandi tipi di legame chimico: - Legame covalente: è un legame chimico in cui due atomi mettono in comune delle coppie di elettroni. Tipi di legami covalenti: - Legame covalente puro: se i due atomi che si scambiano gli elettroni sono identici (es. H-H) - Legame covalente doppio: quando sono scambiate due coppie di elettroni - Legame covalente triplo: quando sono scambiate tre coppie di elettroni Energia legame

Legame covalente dativo: quando la coppia di elettroni è fornita da uno solo dei due elementi che partecipa al legame. L'atomo che riceve gli elettroni è detto "Accettore", l'atomo che li dona è detto "Donatore".

Legame covalente polare: se i due elementi hanno diversa elettronegatività, gli elettroni condivisi in modo asimmetrico. La molecola che si forma è detta dipolo.

Legame ionico: è il legame che si verifica quando gli elementi, una volta scambiati gli elettroni, si separano nuovamente. L'elettrone non viene condiviso, ma viene strappato. Quando l'elettronegatività è superiore a 1,9, l'atomo più elettronegativo strappa l'elettrone all'altro elemento. L'atomo più elettronegativo diventa uno ione negativo (anione), l'altro uno ione positivo (catione). Gli ioni si attraggono per.

forzaelettrostatica formando un legame ionico e sono disposti in modo preciso e regolare dando luogo ad un reticolo cristallino. I composti ionici hanno alti punti di fusione, sono solidi a temperatura ambiente e sono buoni conduttori di elettricità. Legame metallico: gli atomi metallici possono mettere in comune gli elettroni di valenza, che vengono condivisi tra più nuclei. Questo legame è dovuto dall'attrazione tra gli ioni metallici positivi e gli elettroni mobili che li circondano, per questo viene detto cooperativo. La mobilità degli elettroni più esterni conferisce le caratteristiche metalliche tipiche (es. lucentezza, malleabilità ecc.). Osservando la tavola periodica si può osservare che: - i metalli tra loro formano legami metallici - i non metalli tra loro formano legame covalenti - i metalli e i non metalli tra loro formano legami ionici Graficare la struttura delle molecole ➞ si mette al centro l'atomo menorappresentato; in caso di parità va al centro quellomeno elettronegativo.➞ si uniscono gli atomi con legami semplici➞ si attribuiscono le coppie elettroniche non condivise partendo dall'atomo più elettronegativo, fino a raggiungere l'ottetto per tutti gli elementi➞ si verifica che tutti gli elementi abbiano raggiunto l'equilibrio, altrimenti si forma un doppio legamees. HCN H-|C=-N| (per altri esempi pp.20 ppt lezione 6 chimica) La forma molecolare La teoria VSEPR è detta teoria della repulsione delle coppie di elettroni del guscio di valenza.➞ le coppie elettroniche, avendo uguale segno, si respingono e si collocano alla maggiore distanza possibile le une dalle altre. La disposizione degli atomi in una molecola dipende dal numero totale di coppie elettroniche di valenza: - due coppie individuano una geometria lineare con angoli di 180° - tre coppie individuano un assetto triangolare equilatero con angoli di 120° - quattro coppie

individuano una geometria tetraedrica con angoli di 109,5°

La teoria del legame di valenza (VB)➞ Quando la sovrapposizione di due orbitali è frontale, si genera un legame σ (sigma)➞ Quando la sovrapposizione è laterale si genera un legame π

Un legame semplice è un legame sigma, un legame doppio è l’unione tra un legame semplice ed uno pi greco. Un legame triplo è l’unione tra un legame sigma e due legami π.

Le forze intermolecolari

Sono forze di natura elettrostatica che mantengono le molecole vicine tra loro. Si conoscono tre tipi di legami:

➞Forze dipolo-dipolo: sono forze attrattive che si hanno quando dipoli permanenti (molecole polari) si allineano tra loro con il polo positivo di una molecola diretto verso quello negativo di un'altra molecola vicina

➞ Forze di London: sono interazioni elettrostatiche dovute all’attrazione fra molecole apolari che formano dipoli temporanei a causa dello sbilanciamento della

distribuzione degli elettroni

➞ Legame ad Idrogeno: è una forza attrattiva che si instaura tra molecole che contengono un atomo di idrogeno legato covalentemente a un atomo piccolo, molto elettronegativo e con una coppia elettronica libera (N, O, F). È tipico delle molecole d'acqua e dei legami nel DNA. Il legame ad idrogeno è 10 volte più debole del legame covalente.

Nomenclatura e numero di ossidazione

La valenza di un atomo rappresenta il numero di elettroni che l'atomo guadagna o mette in comune quando si lega con altri atomi.

Il numero di ossidazione rappresenta la carica che ogni atomo assumerebbe se gli elettroni di legame fossero assegnati all'atomo più elettronegativo (es. HCL, H+1 Cl-1).

Se abbiamo ioni monoatomici, il n.o. coincide con la carica elettrica (es. Fe +3).

Se abbiamo ioni poliatomici la somma dei n.o. deve equivalere alla carica dello ione (es. ione idrossido).

I diversi tipi di composti

➞ Binari = se formati da due elementi.

A loro volta si dividono in:

• Composti che non contengono O2:
  • Idruri (metallo + H)
  • Idracidi (non metallo + H)
• Composti con O2:
  • Ossidi basici (metallo + O)
  • Acidi (non metallo + O)

Per questi composti:

• il prefisso ipo- identifica il n.o più basso in assoluto
• il suffisso -osa identifica il n.o. più basso
• il suffisso -ico identifica il n.o. più alto
• il prefisso per- identifica il n.o. più alto in assoluto
• Ternari= se formati da tre elementi. A loro volta si dividono in:
  • Idrossidi (metallo + OH)
  • Ossiacidi (H+ non metallo + O). Si ottengono dall'unione di anidridi e acqua
  • Sali: derivano dagli acidi per sostituzione di uno o più H mediante atomi di metallo

Per questi composti:

• suffisso -oso = suffisso -ito
• suffisso -ico = suffisso -ato

Gli stati di aggregazione:

• Solido: le particelle costitutive sono disposte in modo regolare e legate fortemente tra loro.
• Liquido: le molecole sono tenute insieme da legami

relativamente più deboli. Le molecole possono scorrere le une sulle altre.
Aeriforme: le particelle non hanno più alcun legame tra di loro. Le molecole si muovono in modo caotico, abbiamo quindi completa perdita di forma. Le sostanze possono passare, per effetto di variazione di temperatura (e di pressione) da uno stato fisico all'altro.
Nel passaggio di stato (fusione) il calore fornito è necessario per vincere le forze attrattive tra le particelle. Raggiunti i 0° il ghiaccio comincia a fondere formando un miscuglio acqua/ghiaccio, evidenziando questa temperatura come la "temperatura di fusione".
Calore latente di fusione: è il calore assorbito durante il passaggio di stato.
Quando tutto il solido si è fuso, il calore va di nuovo ad aumentare la temperatura, la temperatura cresce in maniera regolare.
Raggiunti i 100° l'acqua inizia a bollire e si ha un'altra sosta termica: è la temperaturadi ebollizione. Calore latente di ebollizione: calore assorbito durante il passaggio di stato. I legami nei solidi: È possibile classificare i solidi in base al tipo di legame che tiene unite le particelle. Si dividono in: - Solidi molecolari: nel reticolo cristallino sono presenti molecole che sono tenute insieme da "legami" piuttosto deboli quali forze di Van der Waals o l'interazione fra molecole polari. Questi solidi sono caratterizzati da un basso punto di fusione e talvolta dalla tendenza a sublimare. La loro solubilità dipende dalla capacità che hanno le molecole della sostanza di stabilire dei legami con le molecole del solvente (es. ghiaccio). - Solidi ionici: nel reticolo cristallino sono presenti ioni che sono tenuti insieme da forze di natura elettrostatica. Sono solidi piuttosto stabili, caratterizzati da alti punti di fusione e di ebollizione. Sono in