Chimica 1 appunti del corso

NOMENCLATURA INORGANICA

10 CATEGORIE PER LA NOMENCLATURA

(1-2) OSSIDI BASICI E OSSIDI ACIDI - BINARI

GLI OSSIDI BASICI SONO UN COMPOSTO BINARIO FORMATO DA UN METALLO + OSSIGENO

OSSIDO DI -

GLI OSSIDI ACIDI SONO UN COMPOSTO BINARIO FORMATO DA UN NON-METALLO + OSSIGENO

ANIDRIDE-

Nel caso in cui un elemento abbia 2 stati di ossidazione, nella nomenclatura tradizionale si aggiungono dei suffissi:

• -oso per lo stato d’ossidazione più basso
• -ico per lo stato d’ossidazione più alto

Fe₃O₄ = [FeO + Fe₂O₃] è un ibrido tra 2 stati di ossidazione (+2 e +3). È la Magnetite.

Nel caso in cui un elemento abbia più di 2 stati di ossidazione, nella nomenclatura tradizionale si aggiungono altri prefissi e suffissi:

• Ipo- ... -oso per il più basso
• -oso per lo stato d’ossidazione più basso
• -ico per lo stato d’ossidazione più alto
• Per- ... -ico per il più alto

(7) IDRURI - BINARI

GLI IDRURI POSSONO ESSERE METALLICI (CIOÈ FORMATI DA UN METALLO + IDROGENO CON N.O. = -1)

GLI IDRURI POSSONO ESSERE COVALENTI (CIOÈ FORMATI DA UN NON-METALLO + IDROGENO). IN QUESTO CASO LA NOMENCLATURA È RITENUTA

Nomenclatura «Ritenuta» vuol dire che ogni composto ha un nome unico secondo la Nomenclatura Tradizionale. (Per la IUPAC non cambia nulla).

Configurazioni Elettroniche

Principio di indeterminazione di Heisenberg

Data la duplice natura dell’elettrone (analoga a quella della luce, corpuscolare e ondulatoria) la collocazione di atomo cambia e l’elettrone non segue delle orbite fisse attorno al nucleo, ma si muove in orbitali, cioè “zone di spazio dove c'è più probabilità che l’elettrone sia presente”. Questa probabilità è espressa dall’equazione differenziale di Schrödinger, che evidenza zone in cui la probabilità è nulla (nod).

Carica reale e carica effettiva

La differenza tra le 2 è data dal fatto che la carica reale non tiene conto dell’effetto “schermo”, mentre quella effettiva si. L’effetto “schermo” è una diminuzione dell’intensità della forza di attrazione tra nucleo ed elettrone che risente essenzialmente negli orbitali più esterni. L’attrazione diminuisce perché gli elettroni frapposti tendono ad assorbirne parte dell’effetto. (Per questo atomi col 2° possono hanno raggio atomico più grande).

Numeri Quantici

A diversi orbitali è associato un diverso livello energetico E_n in dipendenza di alcuni parametri (num. quantici) è possibile catalogare ogni elettrone in un atomo.

• N è il numero quantico principale che idealmente va da 1 a ∞ e in realtà arriva fino a 7 (corrisp (corrisponde al periodo)
• L è il numero quantico secondario che determina la forma dell’ orbitale (_L=N-1)
• M_l è il numero quantico magnetico che determina l’orientamento nello spazio di ogni orbitale (_Ml = -_L..)
• M_s è il numero quantico di spin che determina il senso di rotazione di ogni elettrone (_Ms = ½)

Elettroni di valenza

Per la formazione di un legame covalente si prendono in considerazione gli elettroni detti "di valenza", ovvero quelli del guscio elettronico più esterno e gli elettroni in compartecipazione hanno valenza per entrambi. Il tipo di legame che si forma dipende dalla geometria degli orbitali.

• Legame σ
• Legame π

I legami σ sono sempre legami forti, e i π sono deboli, i primi si formano tra orbitali sullo stesso piano inter-nucleare ed esercitano maggiore attrazione, quindi la distanza tra gli atomi è minore di quella con il legame π.

Elettronegatività

Definita come la capacità di un atomo di attirare elettroni è una proprietà polare importante per il legame covalente perché da questa dipende la polarità di una molecola. Il Δχ può essere ricavato dalla scala di Pauling, il quale fornisce all'idrogeno il valore 2,1 per convenzione.

Legame covalente polare e apolare

Per misurare la forza di un legame si usa l’energia di dissociazione: energia necessaria a scindere un legame allo stato assoluto.

• Se la carica elettronica è equiripartita tra i 2 atomi allora si ha un legame apolare dove la differenza d'elettronegatività tende a 0.
• Se la carica elettronica è più spostata verso uno degli atomi del legame si ha un legame polare e l'elettronegatività sarà maggiore per uno dei due atomi.

Il momento di dipolo

μ = carica degli elementi (C) · distanza tra essi (m)

μ debole > 3,333 · 10^-30 C·m

Teoria degli orbitali molecolari (MOT)

Un orbitale è una regione di spazio dove si possono fare considerazioni probabilistiche sulla presenza di un elettrone.

Un orbitale molecolare invece si ottiene combinando le funzioni d’onda dei singoli orbitali e ne ricaviamo un'interferenza costruttiva se questi sono leganti, una distruttiva se sono antileganti.

La stessa quantità di energia assorbita nella formazione degli antileganti.

Questa teoria spiega e giustifica il paramagnetismo e l'ibridazione.

Esempi

N ≡ N

(2 - 2) + (2 - 2) + (6 - 0) = 3

Ordine di legame ricavato dalla MOT.

O = O

(2 - 2) + (2 - 2) + (6 - 2) = 2

Ordine di legame pari a 2.

Particolarità

• Nella costruzione di un legame con la MOT si assume che C₂, B₂, C₂, N₂ saturino prima gli orbitali π e poi i σ, mentre in O₂, F₂ vengono saturati prima i 2σ e poi i π perché dipende dall'elettronegatività (proprietà periodica).
• Esistono inoltre casi in cui si presentano elettroni non leganti: H₂F₂.
• La MOT supera la risonanza e l'ibridazione perché un ordine di legame può essere frazionario.

Teoria Cinetico-Molecolare dei Gas

Il comportamento di un gas è strettamente legato al comportamento delle molecole che lo compongono: P è legata alle collisioni tra molecole e tra molecole e recipiente. E è legata all'energia cinetica media delle molecole.

Conclusioni

• Molecole distanti tra loro considerate puntiformi.
• Urti tra molecole e molecole-recipienti elastici.
• Nessuna attrazione o repulsione tra molecole.
• Energia cinetica media di ogni molecola è strettamente legata alla temperatura espressa in kelvin del gas.

(equazione)

Distribuzione di Maxwell-Boltzmann

La probabilità di una molecola di possedere una certa velocità è legata alla temperatura.

Secondo l'equazione di Maxwell-Boltzmann la velocità media è pari a:

(equazione)

L'energia cinetica è uguale a:

(equazione)

Dunque se la massa è quella di una specie gassosa, si ottiene:

(equazione)

Costante di Boltzmann:

(equazione)

(Per una mole di gas perfetto):

(equazione)