Chimica applicata

U

M

E

N

T

A AUMENT

Energia di ionizzazione: è la minima energia richiesta per strappare un elettrone da

un atomo gassoso nel suo stato fondamentale. Aumenta dal basso in alto e da sinistra

a destra.

A

U

M

E

N

T

A AUMENT

A

Affinità elettronica: rappresenta la variazione di energia che si osserva quando un

atomo acquista un elettrone dall’esterno e forma uno ione negativo (anione). Aumenta

dal basso in alto e da sinistra a destra.

A

U

M

E

N

T

A AUMENT

A

Elettronegatività: è la tendenza con cui un atomo attrae gli elettroni di legame che

lo legano, in una molecola, ad un atomo di natura diversa. Aumenta dal basso in alto e

da sinistra a destra.

A

U

I LEGAMI CHIMICI:

M

Gli atomi di quasi tutti gli elementi, a parte i gas nobili, non si trovano mai liberi in

E

natura ma sempre legati ad altri atomi per formare molecole o aggregati cristallini.

N

Alle forze di attrazione che legano gli atomi si dà il nome di legami chimici.

T

La prima teoria organica del legame chimico è stata proposta da Lewis nel 1916. Tale

A

teoria si basa sul principio che gli atomi formano legami chimici cedendo, acquistando

AUMENT

o condividendo elettroni con altri atomi per poter assumere una configurazione

A

esterna con 8 elettroni (regola dell’ottetto).

I legami chimici noti sono di 3 tipi:

1. Legame ionico --> Si stabilisce tra atomi di un metallo e atomi di un non

metallo o di idrogeno.

E’ dovuto all’attrazione elettrostatica tra ioni positivi e negativi di un composto.

Es. NaCl, KF, CaCl 2

I composti ionici non formano molecole, sono sempre solidi e allo stato fuso

sono in grado di condurre corrente elettrica.

Il legame ionico può essere interpretato come un’esasperazione del legame

covalente in cui gli atomi che si scambiano gli elettroni sono molto

elettronegativi.

2. Legame covalente --> Avviene tra atomi che mettono in comune uno o più

elettroni esterni per raggiungere l’ottetto elettronico. Da un legame covalente si

forma una molecola. Il legame covalente può avvenire tra atomi della stessa

specie (legame covalente puro) oppure tra atomi con differente

elettronegatività (legame covalente polare). I legami covalenti polari sono più o

meno polarizzati in funzione delle differenze di elettronegatività degli atomi

legati.

Nei legami covalenti, la regola dell’ottetto viene “rispettata” solo dagli elementi

del 2° periodo e non viene considerato il ruolo degli orbitali atomici. Secondo la

teoria del legame di valenza (VB), invece,un legame covalente si forma perchè

due orbitali atomici, con un solo elettrone tendono a combinarsi per accoppiare

il proprio elettrone, dando vita ad orbitali molecolari, i quali possono sovrapporsi

frontalmente (legami sigma σ) o lateralmente (legami pi-greco π). Nei doppi o

tripli legami, il primo legame si considera σ, i successivi legami π.

Tale teoria, tuttavia, non spiega come mai molti atomi formino un numero di

legami superiore a quello che si può prevedere dal numero di orbitali con un

solo elettrone del suo guscio esterno. Il carbonio, ad esempio, secondo la teoria

VB dovrebbe formare solo 2 legami avendo solo 2 elettroni disaccoppianti nel

guscio di valenza. Questo “problema” è stato risolto con l’introduzione degli

orbitali ibridi, i quali derivano dalla ricombinazione degli orbitali atomici.

Quando un atomo forma dei legami, usa gli orbitali ibridi perché diminuisce

l’energia di repulsione degli elettroni. Gli orbitali si dispongono il più distante

possibile.

Un atomo forma tanti orbitali ibridi quanti sono i legami sigma che deve formare

più le coppie di non legame che possiede.

Gli orbitali ibridi che analizzeremo sono:

3

sp --> nascono per rimescolamento di un orbitale s e 3

 3

orbitali p per formare 4 orbitali ibridi sp , diretti secondo i

vertici di un tetraedro regolare che formano angoli di 109,5°.

Ecco alcuni esempi:

-NH (ammoniaca): l’azoto forma 3 legami sigma con

3

l’idrogeno e possiede una coppia di non legame. 3+1=4 =>

3

si forma un orbitale ibrido sp .

-H 0: l’ossigeno forma 2 legami con l’idrogeno e possiede 2

2 3

coppie di non legame. 2+2=4 => si forma un orbitale sp .

2

sp --> nascono per rimescolamento di un orbitale s e 2

 2

orbitali p per formare 3 orbitali sp , posti a 120° su un piano.

Ecco alcuni esempi:

-etilene -

formaldeide:

INFO GENERALI:

-L’ossigeno ha

sempre 2 coppie di

non legame

-Il cloro ha sempre 3

coppie di non legame

-Il carbonio non ha

coppie di non legame

-Il fluoro ha 3 coppie

di non legame

-L’azoto ha una

coppia di non legame Il carbonio forma tre legami σ e non presenta coppie di non

2

legame. Si forma, dunque, un orbitale ibrido sp . 3+0=3 3

Se c’è un doppio legame non è sicuramente un orbitale sp ,

2

ma non è detto che sia un orbitale sp .

sp --> nascono per rimescolamento di un orbitale s e un

 orbitale p per formare 2 orbitali sp, posti a 180° l’uno

dall’altro.

Es. acetilene (C H )

2 2

Nella maggior parte dei casi c’è un triplo legame, ma ci possono

essere anche 2 doppi legami.

3 2

Il carbonio può avere ibridazione sp , sp o sp a seconda dei soli legami σ che forma in

quanto non presenta coppie di non legame. Quando forma 4 legami σ ha ibridazione

3 2

sp , quando forma 3 legami σ ha ibridazione sp e quando forma 2 legami σ ha

ibridazione sp.

Finora abbiamo considerato solo orbitali che coinvolgevano orbitali s e p. Esistono,

tuttavia, orbitali che coinvolgono anche orbitali d. Es. una molecola che forma 5

legami σ occuperà un orbitale s, 3 orbitali p e un orbitale d, avendo dunque ibridazione

3

sp d.

Oltre alla teoria del legame di valenza, esiste la teoria degli orbitali molecolari. Questa

seconda teoria si differenzia dalla teoria VB in quanto considera la molecola come

un’unica entità, analoga all’atomo. Essa possiede nuovi orbitali propri, detti orbitali

molecolari, che nascono dalla sovrapposizione di tutti quelli atomici e avvolgono tutti i

nuclei degli atomi legati.

Il legame dativo può essere considerato un legame covalente in cui solo uno degli

atomi legati fornisce entrambi gli elettroni necessari per formare il legame. Tuttavia,

non è più corretto chiamarlo legame dativo perché, una volta istaurato il legame, non

si può sapere chi ha messo a disposizione gli elettroni e dunque si parla sempre e solo

di legame covalente.

3. Legame metallico -->La struttura tipica dei metalli è una struttura cristallina

formata da ioni positivi tenuti insieme da una nube elettronica. Il legame

metallico è il legame che si instaura tra gli ioni del reticolo e la nube elettronica.

Tale struttura è alla base di alcune proprietà tipiche dei metalli quali la

malleabilità (ovvero la possibilità di essere ridotti in lamine), la duttilità (ovvero

la possibilità di essere ridotti in fili), la capacità di condurre la corrente elettrica

e l’opacità. si stabilisce tra gli ioni del reticolo e la nube elettronica.

Questi legami sono detti legami forti, in quanto comportano una notevole emissione di

energia. Oltre a questi legami, si conoscono altre forze di attrazione che però si

instaurano non tra gli atomi ma tra le molecole, di una stessa sostanza o di sostanze

diverse, e comportano l’emissione di una minore quantità di energia. A esse è stato

dato il nome di legami deboli. Questi legami sono di 3 tipi:

1. Attrazioni tra molecole o forze di Van der Waals --> è un legame molto

debole che si può originare tra molecole polari o tra molecole apolari. Dal loro

legame deriva il loro stato (solido,liquido,gassoso): due molecole polarizzate, a

temperatura ambiente, sono liquide; al contrario, due molecole apolarizzate, a

temperatura ambiente, sono gassose.

- +

Tra molecole polari si forma un δ e un δ . Tra molecole apolari, invece, si forma

- +

un parziale δ e un parziale δ , che origina dipoli istantanei formato

dall’attrazione tra le molecole e dovuto alle forze più deboli possibili, le forze di

London.

2. Legami a ponte di idrogeno --> è il legame più forte che si crea tra le

molecole in quanto è quasi forte quanto un legame covalente.

E’ un legame che si forma tra un atomo di idrogeno legato ad un atomo di

azoto, fluoro e ossigeno. Questi atomi sono più elettronegativi dell’idrogeno e

presentano coppie di non legame. Nell’acqua, la presenza della coppia di non

legame permette all’idrogeno di staccarsi da una molecola di ossigeno come

+

ione H e legarsi ad un altro ossigeno, utilizzando appunto la coppia di non

legame.

L’idrogeno continua a legarsi ad ossigeni diversi, trovandosi continuamente tra

ponti di idrogeno”

due ossigeni e formando dunque i cosiddetti “ --> legame a

ponte di idrogeno.

Questo legame a ponte di idrogeno si forma sempre tra l’idrogeno e l’azoto, il

fluoro o l’ossigeno.

In altre parole, nel momento in cui l’idrogeno si trova tra due ossigeni, due

azoti, due fluori, un azoto e un ossigeno, un fluoro e un ossigeno, un azoto e un

fluoro si forma un ponte di idrogeno.

3. Attrazioni tra ioni e molecole

Pesare atomi e molecole:

Innanzitutto bisogna distinguere il concetto di massa da quello di peso.

Peso: è la forza che si ottiene dalla formula F=m.g [N]

Massa: quantità di materia contenuta in un corpo [Kg]

massa atomica

La è data fondamentalmente dal suo nucleo; gli elettroni sono

praticamente ininfluenti.

Per far avvenire una reazione, non ci interessa sapere la massa di una singola

rapporto molecolare

molecole, ma il che c’è tra gli atomi che reagiscono.

Il problema di “pesare” le molecole venne risolto dal chimico italiano Amedeo

Avogadro , il quale nel 1911 ebbe la seguente intuizione:

«Volumi uguali di gas diversi, che si trovano nelle stesse condizioni di temperatura e

pressione, contengono lo stesso numero di molecole».

Da questo principio consegue che le molecole degli elementi gassosi non sono formate

da un solo atomo ma da più atomi tra loro combinati. Avogadro chiamò le molecole

così formate molecole integranti.

Confrontando le masse di volumi uguali di gas diversi, si potevano ricavare le masse

relative delle molecole confron