Appunti di chimica

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H O−4( ) ( ) ( ) ( )infinitesimo infinitesimo es 2 g g g2 → orbitali H O−7 −910A B P3 porbitali di tipo p → poich è l=1 → orbitaliλ diminuisce perpendicolari a bC10 10 2 pa bP P PAcqua pura Acqua salataT a b[ ] [ ]verificare sperimentalmente( )→A B esotermico (aE ion A zero.-q ψ → E → f n ; l →+1 elettrone−14n= numero di elettroni scambiati [ ] [ ]3 A BC Pr N P S Eu G T D H Er T Y L0 ¿→Il minimo di energia si ha alla distanza di legame10 3 A Benergia, questa deve essere uguale all’energia scambiatayNapolarità {x Acido forte→ =1,9 yQuattro orbitali “misti” aventi tutti loricaricaA BAP I ionico i i i i¿P +¿SISTEMA AMBIENTE¿ ¿CHIUSO ISOLATOELi B B C N O F N+¿ Cl 3 pE APERTO rilascio di calore)2 pCovalen Covalentd Ce d m m d b y o m b u(circa 1Å). con l’ambiente−¿−E ¿reticolare 3 d−¿

¿El ambiente (por ejemplo, el mar) R = constante de los gases = 8,31NaF reacción directa a g lν la energía del sistema) y cuanto más fuerte es el enlace, más aumenta→ E itP = 1 mol ∙ K¿ 3 d totalmenteV vstabile será el átomo. → la velocidad aumentaO K C S Ti V Cr M F C N C Z G G As S B KryzMembrana semipermeable y por lo tanto el pH es más alto3 dReacción de tipo exotérmico (liberación de calor).−¿ reacción inversaa c n e o i u n a e e rD14 Permeable solo a las moléculas de agua2z10 7 5 1 L(base)Los electrones estarán con espín antiparalelo y el orbital será un¿LLa condivisión de los electrones ocurre con laOHOndas electromagnéticas que forman parte de laR Sr Y Z N M Tc R R P A C In S S T I X−¿orbitales moleculares?¿banda visible tienen ¿I L OHb r b o u h d g d n b e eEl enlace covalente permite la rotación de un átomo alrededorBase fuerte→0 1 x400 nm ≤ λ

700 nm. ¿C B L H Ta W Re O Ir Pt A H Tl P Bi P A Rπ Non ha simmetria rotazionale all'asse che congiunge i nuclei. ≫1 ¿K →s a a f s u g b o t uB Il legame singolo ha simmetria rotazionale e viene indicato con la pO σ lettera greca. La regione di sovrapposizione degli orbitali nonHFr R A R D Sg Bh H M D R C N Fl M L T Ocambia. a c f b s t s gElementi dello stesso gruppo sono caratterizzati dalla stessa configurazione elettronica esterna. Ogni periodo identifica un livello energetico differente ed elementi dello stesso periodo completano lo stesso guscio elettronico. Elementi dello stesso gruppo si somigliano molto nell'aspetto chimico. Il carattere metallico (duttilità, malleabilità, conducibilità elettrica e termica e tenerezza) aumenta ascendendo verso il basso nei gruppi e diminuisce spostandosi a destra nei periodi. La linea più scura dal Boro all'Attinio separa i metalli (sotto la linea) dai non-metalli.

(sopra la linea).Proprietà periodiche degli elementi

Raggio atomico (Å)

• Energia di ionizzazione
• Affinità elettronica
• Elettronegatività

Il raggio atomico aumenta scendendo in un gruppo e diminuisce spostandosi da sinistra a destra nei periodi.

Raggio atomico→ metà della distanza che unisce due atomi uguali.

Scendendo in un gruppo gli elettroni nei gusci interni "schermano" l'attrazione verso il nucleo della quale dovrebbero risentire gli elettroni del guscio esterno.

Il raggio atomico ci consente di razionalizzare l'energia di ionizzazione.

Energia di ionizzazione→ energia fornita ad un atomo neutro isolato in fase gassosa necessaria a strappare un elettrone trasformando l'atomo nel rispettivo ione positivo.

L'elettrone espulso è quello presente nell'orbitale più esterno.

¿ ¿+ ¿+ e → prima ionizzazione¿A 1° EI A→¿

¿¿+e2+ ¿ ¿ → seconda ionizzazione+¿ 2° EI A→¿A ⋯¿

Elementi del primo gruppo e del settimo si combinano con Gli elementi non metallici mettono in compartecipazione gli elettroni più esterni al fine di raggiungere la configurazione legame covalente elettronica del gas nobile più vicino dando origine a un . I metalli si legano con un legame metallico. ¿ ¿+¿ Cl

LEGAME IONICO → metalli+non-metalli → ¿NaCl=Na¿ ¿+¿ F ¿KF=K¿ ¿2+¿ Cl ¿=CaCaC l 2 H O

LEGAME COVALENTE → non-metalli+non-metalli → condividono doppietti elettronici → ,2C O CO, ,2CH NH O, ,4 3 2

LEGAME METALLICO → metalli+metalli → gli atomi delocalizzano i propri elettroni esterni

LEGAME COVALENTE Avviene ogni volta che una coppia di atomi mettono in compartecipazione una coppia di elettroni. Gli elettroni predisposti per il legame sono quelli più esterni. H Prendiamo in considerazione la molecola biatomica di idrogeno considerando i

due atomi di idrogeno prima a distanza infinita. In queste posizioni i due nuclei non risentono del campo di potenziale reciproco e l'energia del sistema è H. Quando però si avvicinano i nuclei risentono della forza attrattiva dei due elettroni in gioco e della forza repulsiva reciproca.

Quindi ed saranno attratti da entrambi i nuclei e i nuclei risentiranno una repulsione reciproca come di fatto anche gli elettroni tra loro.

A − A → legame σ → 2 elettroni

A= A → legame σ e π → 4 elettroni

A ≡ A → legame σ e 2 π → 6 elettroni

dσ dσπ → dσππ

Esempi:

HF → non-metallo + non-metallo → legame covalente

1 1sH → 1s² 2 5 2s 2pF → 2s² 2p

Sovrapposizione dei due orbitali lungo l'asse che congiunge i nuclei.

Gli elettroni che non hanno partecipato al legame sono detti coppie di non legame.

O₂ 2 4 O → 2s² 2p⁴

A ogni

atomo di ossigeno rimangono due coppie di non legame.

Le specie biatomiche hanno geometria lineare ma quelle triatomiche?

La geometria delle molecole di un materiale ne determina le caratteristiche e le proprietà.

Ci sono due tipo di legami covalenti possibili:

Legame covalente PURO → non metallo + non metallo

Elementi con una differenza di elettronegatività minore o uguale a 0,4

Legame covalente POLARE → non metallo + non metallo

Elementi con una differenza di elettronegatività maggiore di 0,4 ma minore o uguale di 1,7.

Proprietà della molecola d'acqua

Le molecole di acqua sia allo stato liquido che allo stato solido sono tenute insieme da legami o ponti a idrogeno che determinano la distanza tra le molecole stesse. Allo stato solido i ponti a idrogeno sono rigidi e obbligano le molecole ad orientarsi secondo uno schema preciso e allineato, lasciando quindi molto spazio tra le molecole da cui ne consegue una minore densità. Questo è il

motivo per cui il ghiaccio galleggia sull'acqua.

H₂ O

1sH → 1s²

4O→ 2s² 2p

Dal dato teorico ricaviamo che l'angolo tra O e H è di 90°.

Sperimentalmente misuriamo l'angolo tra O e H di 105° e quindi da qu deduciamo che il modello basato sullasovrapposizione degli orbitali esterni non è più corretto per molecole triatomiche. ibridazione.

Dobbiamo quindi ricorrere al modello dell'Orbitali ibridi

Gli elettroni dei gusci esterni subiscono un'ibridazione generati dalla combinazione lineare degli orbitali atomici.

Esempi

CH → tetraedro regolare con C al centro

Gli angolo tra C e H sono tutti di 109°

1sH → 1s²

1sH → 1s²

1sH → 1s²

1sH → 1s²