Chimica generale - parte 2

Il legame chimico

Esistono 2 tipi estremi di connessione o legame tra atomi:

• legame ionico
• legame covalente

I gas nobili e la regola dell'ottetto

Quando gli atomi si avvicinano per formare un legame partecipano solo gli e^- più esterni.

Gli elementi del gruppo I hanno 1 e^- di valenza, quelli del gruppo II hanno 2 e^- di valenza, e così via fino all'VIII.

I gas nobili hanno 8 e^- esterni (tranne He).

In generale questi hanno reattività bassa, per cui devono essere in grado di stabilirsi con e^- nel guscio di valenza. Per questo Lewis enunciò la regola dell'ottetto secondo cui un atomo è particolarmente stabile quando ha 8 e^- nello stato di valenza.H, Li e Be tendono invece ad assumere configurazione He.

La valenza è il n° di e^- che un atomo quaddagna/perde/mette in comune con altri atomi.

Legame ionico e covalente

1. Si assiste al completo trasferimento di uno o più e^- da un atomo ad un altro
2. Si ha la condivisione di uno o più coppie di e^- di valenza

Il legame covalente si forma quando 2 atomi mettono in comune una coppia di e^-. Se i 2 atomi sono identici, il legame è covalente puro. Gli e^- sono messi in condivisione per raggiungere l’ottetto e appartengono a tutti e 2 gli atomi che li condividono.

Il legame covalente è caratteristico d’atomico, ma la tendenza a metterla in condivisione si manifesta anche tra atomi di natura diversa.

La lunghezza di legame è la distanza che intercorrere tra i nuclei dei 2 atomi uniti da un legame covalente. Aumenta al diminuire delle forze di legame.

Il legame covalente può essere singolo, doppio o triplo.

Il legame covalente dativo (di coordinazione) si forma quando la coppia di e- di legame è fornita solo da uno dei 2 atomi (donatore e accettore).

I composti di coordinazione si formano quando un met viene circondato da atomi donatori di e-.

Atomi di diversa natura possono mettere in condivisione gli e- di valenza ma esercitano su essi una diversa forza attrattiva formando un legame covalente polare.

Δe _x < 0.4

0.4 ≤ Δe _x < 1.9

Δe _x ≥ 1.9

Gli e- sono spostati più verso l'atomo con maggiore χ, su cui si forma δ-, l'altro atomo acquisisce δ+ e si forma un dipolo.

nel legame covalente puro il centro delle cariche positive e negative coincide

Tanto è maggiore la differenza di elettronegatività, tanto più il legame è polarizzato.

Se la differenza di elettronegatività è maggiore a 1.9 il legame è ionico, una volta formato, lo ione negativo assume la configurazione del gas nobile successivo, mentre quello positivo quella del gas nobile che lo precede.

Gli elementi metallici tendono a cedere e- (cationi), i non metalli tendono ad acquistarlo (anioni).

Gli ioni di un composto ionico sono disposti secondo uno schema preciso e possono dare luogo a un reticolo cristallino.

Gli atomi metallici possono mettere in comune gli e- di valenza che vengono condivisi tra più nuclei. Il legame metallico è dovuto all'attrazione fra ioni metallici positivi e gli e- mobili che li circondano.

Il modello VSEPR

Secondo il valence shell electron pair repulsion, in un atomo le coppie di e^- di legame e non si dispongono nello spazio in modo da minimizzare la loro repulsione reciproca.

Si definisce numero sterico (NS) il numero totale di atomi (X) e le coppie solitarie (E) attorno all'atomo centrale A.

La repulsione segue l'ordine:

• coppia di non-legame / coppia di non-legame
• coppia di non-legame / coppia di legame
• coppia di legame / coppia di legame

AX₂ lineare

AX₃ trigonale planare

AX₄ tetraedrica

AX₅ bipiramidale triangolare

AX₆ ottaedrica

Metano CH₄ 4 coppie di legame

Ammoniaca NH₃ 3 coppie di legame

Acqua H₂O 2 coppie di legame

Diagramma dei livelli di energia per molecole biatomiche omonucleari

H₂

σ _1s

non ci sono e⁻ spaiati la molecola è diamagnetica

o.o. = 1 ^(N⁻0) / ₂

configurazione elettronica: (σ _1s)²

Generate molecole biatomiche II° periodo

Equilibrio chimico

L'equilibrio è uno stato in cui non ci sono variazioni osservabili nel tempo.

• L'equilibrio chimico si ottiene quando la velocità della reazione diretta e quella della reazione inversa sono uguali.
• Le concentrazioni dei prodotti e dei reagenti rimangono costanti.

Equilibrio fisico

H₂O(l) ↔ H₂O(g)

Equilibrio chimico

N₂O₄(g) ↔ 2 NO₂(g)

Inizia con NO₂      Inizia con N₂O₄      Inizia NO₂ & N₂O₄

Data la reazione generica A + B ↔ C si osserva:

Si nota che l'equilibrio chimico è una condizione dinamica

Legge di azione di massa

aA + bB ↔ cC + dD

K_c = ^{[C]c [D]d}/_{[A]^a [B]^b}

K_c è la costante di equilibrio. Il valore di questa è caratteristico per ogni reazione, dipende solo dalla temperatura.

Si tratta di valori tabulati molto vari (da 10^-2 a 10³⁰) che indicano la direzione della reazione.

• K_c > 1 sono favoriti i prodotti
• K_c ≈ 1 la reazione procede a termine
• K_c < 1 sono favoriti i reagenti

Il quoziente di reazione Q_c pone in relazione le concentrazioni delle specie chimiche, non all'equilibrio, con la K_c.

• Se Q_c < K_c reagenti
• Se Q_c = K_c eq.
• Se Q_c > K_c prodotti

Diversamente da acidi e basi forti, quelli deboli sono solo parzialmente dissociati in soluzione acquosa e stabiliscono un equilibrio.

Acidi deboli

Un acido debole [HA] stabilisce il seguente equilibrio

HA (aq) + H₂O (l) ⇌ H₃O⁺ (aq) + A^- (aq)

per la quale si definisce

Ka = [H₃O⁺] [A^-] / [HA]

pKa = -log (Ka) per trovare il pH

Alcuni acidi deboli

• CH₃COOH acido acetico
• HCN acido cianidrico
• H₂CO₃ acido carbonico
• H₂SO₃ acido solforoso
• H₂S acido solfidrico
• HF acido fluoridrico

HA (aq) ⇋ H⁺ (aq) + A^- (aq)

i | 0.10 | / | /

var | -x | +x | +x

eq | 0.10 - x | x | x

Ka = [H⁺] [A^-] / [HA] a una data temperatura Ka = 1.4×10^-5

1.4×10^-5 = x² / 0.10 - x

L'equazione di 2° grado può essere semplificata notando che poiché Ka è molto piccola, la reazione è molto poco spostata verso destra. Quindi x << 0.10, per cui trascurabile 0.10 - x ≈ 0.10

1.4×10^-5 = x² / 0.10 ⇒ x² = √1.4×10^-6 = 1.2×10^-3

[H⁺] = [A^-] = 1.2×10^-3

[HA] = 0.10 - x ≈ 0.0998 ≈ 0.10

pH = -log (1.2×10^-3) ≈ 2.92