Chimica generale ed inorganica

Simbolismo

• e = elettrone ^{massa elettrone = massa protone = 1,60 . 10-10}
• p = protone
• u = neutrone

Definizione di u.m.a.: Unità di massa atomica, 1¹² di dodicesima parte della massa del ¹²C

Definizione di n.a.: Numero atomico, elettroni o protoni p_e e p_c

Definizione di isotopo: Stesso elemento ma numero di neutroni diverso.

Definizione di molecola = Aggregati di atomi stabili

• H₂O -> u.m.a. = (1 . 2) + 16 = 18
• H₂SO₄ -> u.m.a. = (1 . 2) + (4 . 16) + 32 = 98 u.m.a.

Bilanciamento delle reazioni

1 metodo (tentativi)

• CH₄ + 1 B₂ -> CO₂ + 2H₂O

2 metodo (analitico)

Na₊₁ CH₄ + 2O₂ -> 1CO₂ + 2H₂O

Non si mette la doppia freccia (⇌) perchè è una reazione irreversibile, ovvero uno o più reagenti ad un certo punto finiscono.

Errori assoluti e relativi

1. 1,000 g se il vetrai(
   • 1,000 g ± 0,001
2. 1,0 se il vetraio è tarato al decimo delle unità messe
• 1,0 ± 0,1

Si propaga l'errore assoluto maggiore

1. 3,1

• ₁⁄^{1 000}
• _4,1⁄¹⁰⁰⁰

Errore relativo

Δε = _{errore assoluto}⁄^valore

Errore relativo

Δε = _{0,001 · 100}⁄^1,000 = ₁⁄¹⁰⁰

Δε = _{0,1 · 100}⁄^3,1 = ₁⁄³¹

Si propaga più velocemente dato che è più grande

Esercizio

1. %C e %H in nel composto CH₄

   • %H: _{uH · 100}⁄^{u_CH4 = _{1,008 · 4 · 100}⁄16,049 = 25,13%}
   • u_C = 12,01 u.m.a.
   • %C: _{uC · 100}⁄^{u_CH4 = 12,01 · 100⁄16,049 = 74,84%}
   • u_C = 12,01 u.m.a.
   • u_H = 1,008 u.m.a.

2. H₂SO₄

   • %H = _{1,008 · 2 · 100}⁄^98,078 = 2,120 %
   • %S = _{32,066 · 100}⁄^98,078 = 32,694%
   • %O = _{15,999 · 4 · 100}⁄^98,078 = 65,250%

x

z Al + 6NaOH = 2Na₃AlO₃ + 3H₂

3,120 g

23,08 g

g = ?

cegente

x = 0,11

23,08

0,11

x = 0,11 · 6 / 2

9,4734

g = 0,47362 · 2,1008 / vol 0,34695

legame covalente

1. Le teorie di legame (il cavallo di Troia)
• Valence Bond (VB) Il legame covalente si forma quando gli orbitali semipieni di due atomi si sovrappongono dando origine a un nuovo orbitale molecolare che contiene e scambia gli elettroni di appartenenza dei due atomi.
• Orbitali molecolari (_MO)

Teoria di Lewis

Lewis propose la teoria dell'ottetto, per la quale la struttura elettronica di una molecola deve essere tale che ogni atomo sia circondato da un ottetto di elettroni. Questa regola non è vera in assoluto e si distorce quando entrano in gioco elementi del 3° periodo, la regola non può essere valida.

Simboli di Lewis

Essi sono espressi dal simbolo dell'elemento considerato, con intorno tanti puntini quanti sono gli elettroni di valenza dell'atomo e i radianti di eventuali legami (in numero diverso da zero). Il simbolo dell'elemento rappresenta il nucleo e gli elettroni interni, i puntini attorno ad esso gli elettroni di valenza o periferici (n° pari). Il numero di puntini rimasti indica il numero di elettroni ceduti da un atomo elettrofilo, il numero di elettroni acquistati da un atomo o elettrofilo, o il numero di legami covalenti formati di solito da un atomo non elettrofilo.

Valenza

Espansione di valenza

P³ 3p⁴

P³ 3s² 3p⁴

P³ 3s² 3p⁵

P trivalente

P pentavalente

S² bivalente

S terza covalente

S esacovalente

_i: _e covalente

Forme molecolari - Lineare

Classe

• AX₂

Esempi

• CO₂, HCN, BeF₂

Legenda

A = 〇

E = 〇

Forme molecolari - Planare Triangolare

Classe

• AX₃

Esempi

• SO₃, BF₃, NO₃^-

• AX₂E

Esempi

• SO₂, O₃, PbCl₂, SnBr₂

Ma ci sono dei problemi, ad esempio, alla molecola del metano CH₄. L'evidenza sperimentale dice che il metano ha una certa geometria, ovvero ha una simmetria tetraedica, con angoli di legame H-CH-H di 109.5°. Questo problema si risolve con l'ibridazione proposta da Linus Pauling.

Sappiamo infatti che gli orbitali atomici, che di per sé hanno energia diversa e dunque colore del formato dei tuoi orbitali, perdono questa energia diversa e assumono la stessa identica energia. La differenza di energia tra i diversi orbitali è il motivo principale per cui la molecola dà tre interpretazioni principali:

1. Gli orbitali ibridi sono costruiti combinando n orbitali e danno luogo allo stesso numero di orbitali ibridi, ognuno con una variazione di forma e disposizione nello spazio rispetto a quelli di partenza.
2. Gli orbitali ibridi sono orientati decisamente in orbitali e l'impalcatura che funge da accoglienza degli elettroni delle coppie è un legame o solitario.
3. Gli orbitali ibridi sono orientati dall'atomo centrale verso gli atomi che lo circondano in modo da sovrapporsi negli eventi con i loro orbitali e formare casi così dei legami più forti.

Solo orbitali s, p, d con energie vicine possono ibridarsi poiché a ciò corrisponde una carenza di sovrapposizione. Dalla ibridazione degli orbitali atomici si detengono orbitanti di legami equalizzati, esercizi degli orbitali ibridi definiscono tutta la stessa energia e deguéuní orbitali intesi uscendo orbitali degli orbitali del potenziale Abbiamo diversi tipi di orbitali ibridi:

^sp: Se un orbitale s del guscio di valenza di un atomo centrale di una molecola si combina con un orbitale p_z dello stesso guscio di valenza dell'atomo ( com, si formano due orbitali ibridi indicati come ^sp che formano tra di loro un angolo di 180°.

^sp2: Se un orbitale s del guscio combinato con due orbitali p_x dello stesso guscio di valenza di un dato atomo, si formano tre orbitali ibridi indicati come ^sp2 che giacciono nello stesso piano e formano tra di loro angoli di 120°.

^sp3: Quando un orbitale s si combina tra tre orbitali p_x, p_y, p_z si formano quattro orbitali ibridi indicati come ^sp3 che formano fra di loro angoli di 109.5°.

^sp3d e ^sp3d2: Se uno o due orbitali d sono combinati con un orbitale s e tre o sei deletto nello spazio v del guscio di valenza di un atomo, si formano uno dei orbitali ibridi ^sp3d o ^sp3d2. Questi orbitali sono utilizzati dall'atomo centrale di una molecola o ione con una geometria bipiramidale e ortogonale delle coppie elettroni.