Chimica generale - Appunti

ESEMPI DI FORMULE DI LEWIS

H O

2 2

1. Elettroni di valenza 1 x 2 + 6 x 2 = 14

2. È un perossido

3. H può fare un solo legame.

C H

3 6

1. È un alchene (carbonio è legato in doppio legame).

2. Elettroni di valenza 4 x 3 + 1 x 6 = 18

3. Ha uno scheletro lineare.

H CO

2 3

1. È un acido carbonico.

2. Elettroni di valenza 1 x 2 + 4 x 1 + 6 x 3 = 24

3. È un acido (gruppo COOH)

HNO 3

1. Acido nitrico

2. Elettroni di valenza 1 x 1 + 5 x 1 + 6 x 3 = 24

3. È un acido (gruppo COOH)

CARICA FORMALE

È una carica ipotetica localizzata su un atomo. Permette di determinare la struttura molecolare più probabile.

La struttura molecolare con la più bassa carica formale è la più stabile. La carica formale si ottiene

sottraendo dagli elettroni di valenza, il numero dei legami e il numero di elettroni in coppie solitarie.

REGOLE

Gli elettroni non condivisi (coppie solitarie) appartengono all’atomo sul quale si trovano. Gli elettroni di una

coppia di legame appartengono uno per ogni atomo implicato.

La somma delle cariche formali degli atomi deve essere uguale alla carica della molecola.

La formula di Lewis più plausibile è di norma quella che presenta la carica formale = 0 su tutti gli atomi.

Es.

HCN acido cianidrico

1. Valenza 1 + 4 + 5 = 10

2. Possibilità

COCl 2

1. Valenza 4 + 6 + 14 = 24

ECCESSI ALLA REGOLA DELL’OTTETTO

A partire dal 3° periodo, gli elementi possono espandere la sfera di valenza. Possiedono orbitali a bassa

energia. Be (berillio) e B (boro) non raggiungono l’ottetto perché sono molecole deficienti di elettroni.

Es.

H PO -

P può espandere la sfera di valenza (10e )

3 4

1. Valenza = 26 elettroni

2. È un acido diprotico (due gruppi OH)

3. Il fosforo può espandere la sfera di valenza.

H SO

2 4

1. Valenza = 32 elettroni

2. Zolfo espande la sfera di valenza

BeCl 2

1. Valenza = 16 elettroni

2. Be non fa doppi legami anche Cl potrebbe farli.

3. Be non espande la sfera di valenza

BF 3

1. Valenza = 24

2. B non espande la sfera di valenza.

In alcune molecole non tutti gli elettroni di valenza possono accoppiarsi: si formano così i radicali liberi.

LEGAME DATIVO

A volte la coppia di legame può derivare da un solo atomo: si dice legame dativo o coordinativo.

- Un atomo donatore deve possedere almeno una coppia solitaria.

- Un atomo accettore deve possedere un orbitale vuoto.

Spesso viene usato da atomi deficienti di elettroni.

4-

Ione BH

RISONANZA

Spesso è possibile scrivere più formule di struttura: la posizione degli atomi può rimanere costante, ma può

variare la posizione dei legami singoli e doppi. La risonanza si usa molto spesso per indicare che all’interno

di un composto, un legame non è ne singolo ne doppio, ma una via di mezzo.

ACCOPPIAMENTI DI ORBITALI ATOMICI

Se prendiamo in considerazione gli orbitali atomici, più questi sono simili più il loro legame sarà forte. Gli

orbitali devono possedere la stessa simmetria rispetto all’asse intermedio e anche una energia simile.

Legami σ (sigma = singolo) Legame π (p greco = doppio)

Orbitali che non possiedono le stesse proprietà di simmetria rispetto all’asse intermedio, non danno origine

ad alcun legame. FORMULA ALTERNATIVA

DELL’HNO (ACIDO NITRICO)

3

LEGAME σ: H O

2

È un legame semplice con una simmetria cilindrica: il legame π non possono avere simmetria cilindrica.

Osservazioni

- Tra due atomi c’è sempre un legame σ (sigma) con un elettrone per atomo.

- Se il legame è multipli, uno è un legame sigma e gli altri sono pigreco.

- La geometria di una molecola è definita dallo scheletro di legami sigma.

- Al crescere del numero di legami cresce l’energia del legame e diminuisce la distanza tra gli atomi.

MOLECOLE BIATOMICHE ETERONUCLEARI

Si ammeta che il B sia in grado di attrarre maggiormente la coppia di elettroni rispetto ad A. Il legame può

essere descritto dalla combinazione di due diversi accoppiamenti elettronici.

1- Condivisione della coppia di elettroni (struttura covalente).

2- Coppia di elettroni su B (struttura ionica - legame ionico).

ELETTRONEGATIVITÀ DI PAULING

Misura relativa alla capacità di un atomo di attrarre elettroni quando prende parte ad un legame chimico.

Molecola biatomica: A-B |X - X | α √Δ(A-B)

a b

Dipolo: dislocazione di polo di una molecola.

CARATTERISTICHE DELL’ELETTRONEGATIVITÀ

- Ha un andamento periodico, ma non è una proprietà degli elementi.

- Aumenta da sinistra a destra e dal basso verso l’alto.

- Permette di definire un legame:

A carattere covalente o ionico.

o La percentuale di carattere ionico.

o La polarità.

o

ELETTRONEGATIVITÀ E TIPO DI LEGAME

- Se l’elettronegatività degli atomi è uguale a zero, il legame è covalente puro.

- Se l’elettronegatività degli atomi è intermedia, il legame è covalente polare.

- Se l’elettronegatività degli atomi è grande, il legame è ionico.

ELETTRONEGATIVITÀ E POLARITÀ DEL LEGAME

L’atomo più elettronegativo (Cl) attrae verso di sé gli elettroni della coppia di legame.

+

L’atomo meno elettronegativo (H) assume parziale carica positiva δ .

-

L’atomo più elettronegativo (Cl) assume parziale carica negativa δ .

Si viene a creare un dipolo elettrico.

MOMENTO DI DIPOLO ELETTRICO

La polarità del legame è misurato dal momento di dipolo elettrico (grandezza del dipolo elettrico in Debye).

Quantifica la separazione tra le cariche positive e negative.

VSEPR

Teoria “Valence Shell Electron Pair Repulsion”: repulsione delle coppie elettroniche nel guscio di valenza.

Permette di prevedere la posizione geometrica di un atomo in una molecola o ione basandosi sul numero di

regioni ad alta densità elettronica (legami, coppie solitarie, elettroni disaccoppiati) che circondano l’atomo.

REGOLE

Per determinare la geometria

dell’interno di un atomo secondo il

numero:

- Di coppie solitarie che

l’atomo possiede.

- Dei legami singoli che

l’atomo forma.

- Per atomi con numero dispari

di elettroni, quelli

disaccoppiati contano come

una coppia solitaria.

Molte molecole costituite da un

atomo centrale al quale si legano gli

altri atomi, si presentano in forme

geometriche regolari. In un certo

numero di casi, gli angoli di legame, sono determinati dalla simmetria della molecola. Gli angoli di legame

sono angoli disegnati dai segmenti che congiungono i centri degli atomi.

FORZE INTRAMOLECOLARI E INTERMOLECOLARI

Le forze intramolecolari sono i legami chimici mentre con forze intermolecolari si intende l’insieme di

interazioni che si osservano tra le particelle di una parte di materia. Si manifestano in tutti gli stati di

aggregazione. Assieme all’energia cinetica, determinano le proprietà fisiche degli stati di aggregazione. Le

forze intermolecolari sono di origine elettrostatica e sono più deboli delle forze intermolecolari (legami

chimici) perché hanno origine dall’interazione tra cariche parziali (dipoli) e atomi non legati in molecole

adiacenti (Van del Waals).

FORZE DI VAN DER WAALS

Sono forze attrattive e repulsive tra molecole e comprendono:

- Dipolo permanente - dipolo permanente.

- Dipolo permanente - dipolo indotto.

- Dipolo indotto - dipolo indotto (forza di London).

- Legame ad idrogeno.

FORZE DI LONDON

Sono forze a livello atomico e molecolare dovute a multi-poli istantanei.

INTERAZIONE IONE-DIPOLO

- Aumenta al crescere della carica ionica.

- Aumenta al diminuire del raggio ionico.

- Spiega: Solubilità dei Sali in solventi polari come l’acqua (solvatazione).

o La presenza di ioni idrati nei minerali.

o

INTERAZIONE IONE-DIPOLO INDOTTO

- Ione induce la formazione di un dipolo non permanente (indotto) in una molecola apolare.

- L’energia dell’interazione è piccola.

- Spiega: La piccola solubilità dei sali in solventi apolari.

o 2+

La fissazione reversibile di O sullo ione Fe sull’emoglobina.

o 2

DIPOLO INDOTTO E POLARIZZABILITÀ

La capacità della nuvola elettronica di un atomo o molecola die essere distorte da un campo elettrico è detta

polarizzabilità. La polarizzabilità aumenta all’aumentare del numero atomico, ovvero all’aumentare della

dimensione della nuvola elettronica. I cationi sono meno polarizzabili di un atomo neutro (ci sono meno

elettroni quindi sono più attaccati al nucleo e non si spostano). Gli anioni sono più solubilizzabili.

DIPOLO - DIPOLO

Avviene tra molecole con dipolo permanente. L’energia dell’interazione è piccola, ma aumenta al crescere

del moto di dipolo. Spiega:

- La solubilità di composti polari in solventi polari.

LEGAME IDROGENO

Interazione dipolo-dipolo instaurata.

- Un atomo di H legato covalentemente con un atomo molto elettronegativo.

- Un atomo molto elettronegativo che possiede una o più coppie spaiate.

Si osserva in composti nei quali gli atomi di H sono “condivisi “ con altre molecole (F, O, N, Cl, S).

δ- δ+

X H - - - - :Y

L’energia dell’interazione non è elevata, ma è determinante per definire lo stato di aggregazione. Spiega:

- Alta solubilità di composto molecolari che contengono O, N, F.

- Alte temperature in fase di ebollizione di H O, HF, NH (bisogna vincere il legame idrogeno).

2 3

- La struttura delle proteine e degli acidi nucleici.

INTERAZIONE DIPOLO - DIPOLO INDOTTO

Si instaura tra una molecola che possiede un momento di dipolo permanente ed una molecola apolare. È

detta forza di induzione (o di Debye). L’energia dell’interazione è piccola e spiega:

- La piccola solubilità delle molecole apolari in solventi polari (gas nell’acqua).

- Quando due atomi o molecole collidono, gli elettroni esterni si respingono, provocando una

distribuzione asimmetrica della carica elettronica. Questo provoca la formazione di dipoli istantanei

che inducono la polarizzazione in molecole adiacenti.

- Le forze di dispersione crescono (in genere):

Al crescere delle masse.

o Al crescere del numero dei possibili punti di contatto.

o

FORE DI VAN DER WAALS E DI LONDON

L’energia potenziale di forze di orientazione (dipolo-dipolo), di induzione (dipolo-dipolo indotto), di

dispersione (dipolo indotto-dipolo indotto). Vanno secondo la relazione

-6

E