Chimica Generale e Inorganica - Appunti

LEGAMI SEMPLICI, DOPPI, TRIPLI

All'aumentare del numero dei legami covalenti (semplici, doppi o tripli) aumenta la stabilità della

molecola Eccezzioni alle regole di Lewis

RISONANZA

In molti caso ci sono diverse strutture di Lewis per rappresentare la stessa molecola

(DIFFERISCONO PER LAPOSIZIONE DEI DOPPI LEGAMI)

Vanno rappresentate tutte le notazioni oppure L'IBRIDO DI RISONANZA (situazione

intermedia tra le varie strutture di Lewis possibili)

La molecola vera ha legami intermedi tra un legame semplice a doppio e NON

FLUTTUANO da uno semplice a uno doppio

(es. Ione Nitrato)

La risonanza abbassa l'energia totale della molecola stabilizzandola

LEGAME CO-ORDINATO O DATIVO

È un legame covalente in cui il doppietto elettronico viene fornito da uno solo dei due

atomi

(es. BF3 con NH3)

RADICALI

Quando dalla condivisione degli elettroni non è possibile raggiungere l'ottetto, perché rimane un

elettrone spaiato

La somma degli elettroni di valenza di una molecola è dispari

I radicali hanno VITA MOLTO BREVE

LEGAME COVALENTE

PARAMETRI

Forza del legame: misurata dall'entalpia di legame, sono sempre positive

Energia di legame: esiste un punto sul grafico dove c'è l'equilibrio perfetto tra repulsione e

attrazione e l'energia è massima in valore assoluto

Lunghezza di legame: inversamente proporzionale alla forza di legame

POLARIZZAZIONE

Nessun legame è puramente ionico o covalente, infatti in un legame ionico tra due ioni con

diversa elettronegatività la nuvola elettronica dell'anione si sposterà sempre verso il catione

Atomi polarizzabili: vanno facilmente incontro a deformazione della nuvola elettronica (anioni

di grosse dimensioni)

Atomi polarizzanti: provocano la deformazione di altri atomi (cationi piccoli con carica elevata)

Dipolo elettrico: carica positiva in prossimità di una carica negativa

Le molecole polari, immerse in un campo elettrico si orientano secondo le loro cariche

CARATTERE IONICO E CARATTERE COVALENTE

Dipende dalla differenza di elettronegatività tra i due atomi, sono caratteri continui,

ovvero non c'è un salto immediato da carattere covalente a carattere ionico e da un tipo

di legame all'altro FORZE DEBOLI (cap. 3 GHIGO)

I legami forti quando avvengono cambiano la natura della molecola, i legami deboli (forze

deboli) no

Le forze deboli sono alla base

delle attività biologiche

Interazioni ione-dipolo

Interazioni dipolo-dipolo

Forze di London

Legami a idrogeno

Interazione ione-dipolo

Uno ione (catione o anione) attrae

la carica parziale opposta di un dipolo elettrico

Es. un sale immerso in acqua si idrata perché gli ioni dei sali attraggono le parziali cariche

negative presenti sull'ossigeno di H2O e quelle positive presenti sull'idrogeno di H2O

Interazione dipolo-dipolo

Attrazione tra dipoli di molecole polari

Forze di London

La continua rotazione degli elettroni intorno al nucleo genera dei dipoli istantanei, poiché in

ogni istante gli elettroni saranno concentrati in una determinata porzione di spazio dell'atomo

Anche se cambiano continuamente direzione mantengono sempre l'orientamento

favorevole all'interazione tra molecole

Direttamente proporzionali al peso molecolare (più protoni=più elettroni)

Dipendono dalla forma delle molecole (le molecole allungate sono più favorevoli alla

formazione delle forze di London di quelle a forma sferica)

Legame a idrogeno

Più forte tra i legami deboli

Specifico per certe molecole (N, O, F)

Avviene solo con l'idrogeno perché di dimensioni molto piccole che può avvicinarsi molto ad

altri atomi

Scoperta: i punti di ebollizione dei vari composti di idrogeno con elementi del gruppo p mostrano

una modesta variazione con l'aumento del gruppo, tre composti (ammoniaca, acqua, fluoruro di

idrogeno) contenenti N, O, F, atomi ad alta elettronegatività, hanno un comportamento anomalo

questo fa supporre che ci siano legami più forti

È’ formato da un atomo di idrogeno posto tra due atomi fortemente elettronegativi (nell'

H2O è posto tra l'ossigeno della sua stessa molecola e l'ossigeno di un'altra molecola)

PROPRIETA DEI LIQUIDI

Viscosità: resistenza posta dalle molecole di un liquido rispetto al suo scorrimento

Tensione superficiale: le forze intermolecolari determina l'attrazione delle molecole superficiali

verso l'interno di questo impaccandole e formando una superficie liscia

def. Resistenza di un liquido ad aumentare la sua superficie

Forze intermolecolari

- Forze di adesione: forze che legano le molecole di liquido alle

molecole del suo contenitore

- Forze di coesione: forze che legano le molecole di liquido tra loro

Quando le forze adesive tra il liquido e il vetro sono maggiori di quelle

coesive tra le molecole di liquido si forma un menisco concavo (sx) . Se

il rapporto tra le forze è inverso la superficie diviene convessa (dx).

Pressione di vapore: la pressione esercitata dal vapore quando le

due fasi (liquida e gassosa) si trovano in equilibrio dinamico

(condizione in cui un processo diretto e il suo inverso si verificano

simultaneamente con la stessa velocità)

La pressione di vapore aumenta con la Temperatura, quando

questa raggiunge la pressione atmosferica si ha l'ebollizione

SOLIDIFICAZIONE

Le molecole hanno un energia così bassa da non poter sfuggire ai legami

DIAGRAMMI DI FASE

Le linee si chiamano confini di fase

Punto triplo: contemporaneamente tre fasi di una sostanza in equilibrio dinamico

Differenze tra diagrammi di fase dell'acqua e degli altri composti

La linea di equilibrio solido-liquido ha una pendenza diversa (verso sx)

L'aumento di pressione favorisce lo stato liquido perché occupa meno spazio, infatti il

ghiaccio ha un volume maggiore dell'acqua (e densità minore) allo stato liquido a causa del suo

reticolo cristallino

Solidi molecolari: ghiaccio

Le molecole di acqua nel ghiaccio sono tenute insieme da legami a idrogeno, ogni atomo di O è

circondato tetraedricamente da quattro atomi di H

Solidi ionici: NaCl

Un anione Cl è coordinato a sei cationi Na

REAZIONI CHIMICHE (cap. 4 GHIGO)

Mole: numero di grammi di un elemento/molecola che corrisponde al peso atomico

dell'elemento/molecola

es. 1 mol di idrogeno = 1 g di idrogeno

1 mol di carbonio = 12 g di carbonio

H

REAZIONI ENDOTERMICHE--> positivo

H

REAZIONI ESOTERMICHE --> negativo

Combustione del metano (CH )

4

CH (g) + 2 O (g) ---> CO (g) + 2 H O (l)

4 2 2 2

 

H= -890 KJ entalpia di reazione per una mole di CH 4

Per 150g di CH (PM 16) = 9,35 mol

4

9,35 x 890 = 8,32 MJ

Il calore liberato o assorbito nel corso di una reazione dipende dallo STATO FISICO dei

reagenti e prodotti

CH (g) + 2 O (g) ---> CO (g) + 2 H O (g)

4 2 2 2

H= -802 KJ

STATO STANDARD: sostanza pura a 1 atm di pressione

0

ENTALPIA STANDARD DI REAZIONE [H ]: l'entalpia di una reazione tra prodotti e reagenti

allo stato standard

ENTALPIE STANDARD DI COMBUSTIONE: sono importanti per giudicare la qualità di un

combustibile

LEGGE DI HESS (1840)

L'entalpia è una proprietà di stato: le sue variazioni sono indipendenti dal modo con cui i

reagenti si trasformano in prodotti.

L'entalpia di una reazione è pari alla somma delle entalpie delle reazioni parziali in cui

può essere scomposta

In chimica si considerano sempre le variazioni di entalpia rispetto all’ENTALPIA STANDARD DI

FORMAZIONE (come se fosse il livello del mare termochimico)

ENTALPIA STANDARD DI FORMAZIONE: variazione di entalpia tra quella degli elementi puri

e quella del composto formatosi, corrisponde all'entalpia standard per mole di unità formula

necessaria alla sintesi di un composto a partire dai suoi elementi costitutivi nella formula più

stabile e alla pressione di 1 atm



Se negative la formazione del composto richiede energia



Se positive la formazione del composto libera energia

ENTALPIA DI REAZIONE: può essere calcolata a partire dalle entalpie standard di formazione

dei reagenti e dei prodotti.

L'entalpia di reazione sarà la differenza tra le due (H

H

prodotti - reagenti) REAZIONI CHIMICHE (cap. 4 GHIGO)

Reagenti ----> Prodotti

Rottura dei legami, ridistribuzione degli atomi per la formazione di nuovi legami

Bilanciamento delle reazioni

1. Scrivere l'equazione qualitativa H + O

2 2

2. Scegliere i coefficienti stechiometrici che bilanciano l'equazione



2H + O 2H O

2 2 2

REAZIONI DI PRECIPITAZIONE

Gli ioni vengono miscelati ed una combinazione degli ioni non è

solubile

Per miscelazione di due soluzioni elettrolitiche si forma un prodotto

solido

REAZIONI DI NEUTRALIZZAZIONE (o acido - base)

I protoni (ioni H+) sono trasferiti da un acido a una base,

neutralizzando il composto

Definizioni

Acido di Arrhenius: un composto che in acqua rilascia ioni H+

Base di Arrhenius: un composto che in acqua produce ioni OH- (ione idrossido)

Acido di Brønsted: donatore di protoni

Base di Brønsted: accettore di protoni

Definizioni di Brønsted

L'acido coniugato di una base di Brønsted è l'acido che si

forma quando la base accetta un protone

La base coniugata di un'acido di Brønsted è la base che si

forma quando l'acido dona un protone

Definizioni di Lewis

Acido di Lewis: specie chimica povera di elettroni (accettore di doppietti elettronici)

Basi di Lewis: specie chimica ricca di elettroni (donatore di doppietti elettronici)

REAZIONI REDOX (OSSIDORIDUZIONE)

Combustione

Corrosione

Fotosintesi

Metabolismo alimentare

Estrazione di metalli dai minerali

Ossidazione: perdita di elettroni

Riduzione: acquisizione di elettroni

Nelle reazioni redox c'è sempre variazione del numero di ossidazione

Numero di ossidazione: carica fittizia assegnata ad ogni atomo di una molecola,

un'aumento del NO corrisponde a un'ossidazione, una diminuzione del NO corrisponde a

una riduzione

Allo stato naturale ogni atomo di un elemento ha un numero di ossidazione specifico

FORMA OSSIDATA + elettroni -----> FORMA RIDOTTA (riduzione)

FORMA RIDOTTA - elettroni -------> FORMA OSSIDATA (ossidazione)

SOLUZIONI E PROPRIETÀ COLLEGATIVE (cap. 5 GHIGO)

SOLUZIONI

def. Miscele omogenee di una sostanza, il soluto in un solvente

Concentrazione molare o molarità: moli di soluto / litri di soluzione

Concentrazione di massa: massa del soluto in g / litri di soluzione

Frazione molare: moli di soluto / moli di solut