Chimica Generale - Appunti 1 prova itinere

Elettronegatività: tendenza di un atomo ad attrarre a sé gli elettroni di legame.

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Legame ionico e legame covalente

Per legarsi fra loro e formare delle molecole, gli atomi modificano la distribuzione degli elettroni

attorno al proprio nucleo.

Gli elettroni coinvolti nella formazione del legame sono quelli degli strati più esterni (guscio di

valenza).

Gli orbitali del guscio di valenza si ridistribuiscono secondo due principi:

• Legame ionico: cessione di elettroni da un atomo all'altro

• Legame covalente: condivisione di elettroni tra gli atomi

Regola dell'ottetto

Quando due o più atomi si legano tra di loro, ridistribuiscono gli elettroni del guscio di valenza in

modo che ogni atomo abbia nel suo guscio di valenza otto elettroni.

La regola dell'ottetto vale nel legame covalente

Gli atomi mettono in compartecipazione alcuni elettroni del guscio di valenza in modo che alla fine

del processo tutti gli atomi abbiano 8 elettroni nel guscio di valenza.

Ma non tutti gli atomi presenti in natura rispettano la regola dell'ottetto.

La distribuzione degli elettroni si modifica in modo che ad ogni atomo competa la configurazione

elettronica del guscio di valenza corrispondente a quella del gas nobile dello stesso periodo o del

periodo precedente.

La regola dell'ottetto vale nel legame ionico

Per chiudere lo strato esterno vengono ceduti/acquistati elettroni, in modo da raggiungere la

configurazione elettronica del gas nobile più vicino.

Legame ionico

Cessione di elettroni da un elemento ad un altro per dare origine a ioni (atomi o molecole non

elettricamente neutri).

cationi: ioni con carica positiva

anioni: ioni con carica negativa

L'elemento che si trova sulla sinistra della tavole periodica cede elettroni all'elemento che si trova

sulla destra, in modo da raggiungere la configurazione del gas nobile del periodo precedente.

Analisi energetica

Il processo si dice endotermico se produce energia di ionizzazione, esotermico se ha affinità

elettronica negativa.

Tutti i Sali che si ottengono combinando in rapporto un metallo alcalino e un alogeno sono

stabili: la loro formazione è esotermica.

Ogni anione attrae tutti i cationi che lo circondano e viceversa, ovvero esiste un'attrazione

elettrostatica tra cariche di segno opposto.

Energia di stabilizzazione elettrostatica = energia reticolare

La forza elettrostatica che si esercita tra due ioni è data dalla legge di Coulomb:

: distanza tra i centri degli ioni (dipende dalla loro dimensione)

: num. di cariche positive

: num. di cariche negative

Entrambe ed hanno valore negativo.

Maggiore è la carica degli ioni e minore la loro distanza, maggiore sarà l'attrazione.

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Maggiore è la carica degli ioni e minore la loro distanza, maggiore sarà l'attrazione.

Percentuale di carattere ionico in un legame chimico

Per convenzione si è soliti riconoscere un legame ionico tra due atomi quando la differenza di

elettronegatività è maggiore di (percentuale di iocità circa ).

Si definisce elettronegatività (lettera greca "chi") la forza con cui un atomo attira a sé gli elettroni

condivisi.

Essa si riferisce quindi ad atomi legati ad altri atomi.

Se i due atomi hanno:

• Elettronegatività paragonabile: gli elettroni si localizzano in mezzo ai due atomi

• Elettronegatività diversa, ma non troppo: gli elettroni si localizzano in mezzo ai due atomi, ma

leggermente spostati verso quello più elettronegativo.

Proprietà del legame chimico

Lunghezza di legame: distanza media tra gli atomi coinvolti nel legame (Es. per due atomi di

idrogeno).

Decresce lungo il periodo ed aumenta in un gruppo all'aumentare del numero quantico

principale

Ordine di legame: numero di coppie di elettroni condivisi tra due atomi

Ad un maggior ordine di legame corrisponde una minore distanza di legame

Energia di legame: energia che si deve fornire a un legame per romperlo

Decresce all'aumentare del numero quantico principale

Ad un maggior ordine di legame corrisponde una maggiore energia di legame

Legame covalente: orbitali e teorie di legame

Teoria del legame di valenza (VB)

Un legame covalente deriva dalla sovrapposizione di due orbitali atomici, ciascuno contenente un

elettrone spaiato.

Si genera così un orbitale di legame localizzato tra i due atomi, in cui sarà contenuta la coppia di

elettroni di legame, condivisa tra i due atomi.

Teoria degli orbitali molecolari (MO(

Nella formazione di un legame covalente, gli orbitali atomici si combinano in modo da formare un

insieme di orbitali molecolari delocalizzati su tutta la molecola.

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insieme di orbitali molecolari delocalizzati su tutta la molecola.

La teoria del legame di valenza

A causa della sovrapposizione gli elettroni di legame avranno una maggiore probabilità di trovarsi

nella regione di spazio compresa tra i due atomi.

Infatti gli elettroni saranno simultaneamente attratti dai due nuclei. ).

Il legame covalente che risulta dalla sovrapposizione di due orbitali s è detto legame sigma (

La densità elettronica di un legame è maggiore lungo l'asse del legame.

Teoria dell'Ibridazione

Gli orbitali atomici s, p e d, possono "mescolarsi" per formare nuovi orbitali chiamati orbitali ibridi.

Nella formazione degli orbitali ibridi:

• Il numero di orbitali ibridi ottenuti è sempre uguale al numero degli orbitali atomici che si sono

combinati

• Gli orbitali ibridi sono diretti dall'atomo centrale verso gli atomi esterni in modo da

sovrapporsi meglio con i loro orbitali e formare legami più forti.

La teoria del legame di valenza: i legami multipli

Molte molecole presentano due o tre legami fra un coppia di atomi.

Un legame doppio si forma se si hanno 2 coppie di orbitali atomici che si sovrappongono e

corrispondentemente 2 coppie elettroniche.

Un legame triplo si forma se si hanno 3 coppie di orbitali atomici che si sovrappongono e

corrispondentemente 3 coppie di elettroni.

La teoria dell'orbitale molecolare

Gli orbitali atomici puri s e p degli atomi all'interno di una molecola si combinano per formare

orbitali che sono diffusi, o delocalizzati, su parecchi atomi o al limite su tutta la molecola.

Questi nuovi orbitali prendono il nome di orbitali molecolari.

Primo principio

Gli orbitali molecolari si ottengono mediante combinazione lineare delle funzioni d'onda associate

agli orbitali atomici.

Il numero di orbitali prodotti è sempre uguale al numero degli orbitali atomici messi in gioco dagli

atomi coinvolti.

Secondo principio

L'orbitale molecolare legante è più basso in energia degli orbitali da cui deriva, mentre l'orbitale

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L'orbitale molecolare legante è più basso in energia degli orbitali da cui deriva, mentre l'orbitale

molecolare antilegante è più elevato

Terzo principio

Gli elettroni della molecola vengono assegnati ad orbitali di energia via via crescente in accordo con

il Principio di Pauli e la regola di Hund.

Quarto principio

La combinazione degli orbitali atomici per formare orbitali molecolari è più efficiente se gli orbitali

che si combinano hanno energie simili.

La teoria degli orbitali molecolari riesce a spiegare correttamente sia l'ordine di legame che il

comportamento paramagnetico della molecola di ossigeno.

Le sostanze paramagnetiche sono attratte da un campo magnetico esterno (presenza di elettroni

spaiati), invece le sostanze diamagnetiche sono respinte (tutti gli elettroni sono accoppiati).

VSEPR : Valence Shell Electron Pair Repulsion

La geometria del sistema è controllata dalla repulsione che si realizza fra gli elettroni del guscio di

valenza dell'atomo centrale: essi si disporranno nello spazio in modo da essere il più lontano

possibile gli uni dagli altri.

Geometria dei legami

Il numero sterico per l'atomo centrale è la somma tra il numero di atomi legati a esso e il numero

delle sue coppie di elettroni non implicati in legami.

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Interazioni intermolecolari

Nei gas le forze di interazione tra le molecole sono molto deboli e non riescono a vincere l'energia

cinetica delle molecole.

Nei liquidi e nei solidi forze intermolecolari molto più intense tengono unite le molecole e ne

limitano il moto.

Un solido si distingue in cristallino o amorfo a seconda della sua struttura.

Il solido amorfo rappresentazione uno stadio di transizione spontanea tra liquido e solido cristallino.

Stato solido cristallino

È caratterizzato da una struttura interna ordinata.

Più in generale, i cristalli di una data sostanza hanno superfici piane inclinate secondo angoli

caratteristici.

La regolarità di queste strutture è dovuta all'elevato grado d'ordine con cui si organizzano le

particelle all'interno del cristallo, indipendentemente dal fatto che siano atomi, molecole o ioni.

Le particelle sono disposte secondo schemi che si ripetono puntualmente in tutte le direzioni.

Tali schemi ripetitivi possono essere descritti come un insieme di punti disposti con una geometria

precisa.

La struttura che ne risulta è detta reticolo cristallino.

Filare: ripetizione regolare delle singole particelle lungo un asse

Piano reticolare: piano bidimensionale ottenuto traslando nello spazio ogni filare

Cella elementare: più piccola unità, delimitata al minimo da otto nodi, le cui ripetizioni formano il

reticolo.

Reticolo cubico semplice: caratterizzato da una cella detta cubica semplice, in cui tutti i nodi sono

disposti esclusivamente ai vertici di un cubo.

La cella cubica a facce centrate (cfc) presenta particelle identiche negli otto vertici più un'altra al

centro di ciascuna faccia.

Molti metalli comuni (rame, argento, oro, alluminio, piombo etc.) formano cristalli con reticoli cubici

a facce centrate.

La cella cubica a corpo centrato (ccc) ha particelle identiche in ogni vertice più una al centro della

cella.

Anche il reticolo cubico a corpo centrato è comune nei metalli, come cromo, ferro e platino.

Esistono ovviamente anche altri tipi di celle.

Stato solido

Non tutti i solidi sono cristallini, altri sono detti amorfi (es. vetro) ed hanno strutture disordinate,

che somigliano più ai liquidi che ai solidi, tanto da poter essere considerati liquidi ad altissima

viscosità.

Sono in genere costituiti da lunghe molecole, simili a catene, molto aggrovigliate.

Solidi ionici: alti valori di energia reticolare, alte temperature di fusione, bassa conducibilità

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Solidi ionici: alti valori di energia reticolare, alte temperature di fusione, bassa conducibi