chimica inorganica

Geometria delle molecole

La loro geometria può essere stabilita con questo procedimento:

1. Rappresentiamo con la struttura di Lewis la molecola o lo ione
2. Calcoliamo il numero delle coppie elettroniche condivise X e non condivise En mintrono all'atomo centrale A, tenendo presente che i legami doppi o tripli devono essere considerati come singoli
3. Identifichiamo il tipo di molecola o ione e ne precisiamo la disposizione
4. Stabiliamo la geometria della molecola o dello ione

Due coppie elettroniche

Disposizione lineare: è di tipo AX, con i tre atomi disposti in linea retta

Tre coppie elettroniche

Disposizione triangolare: in una molecola o l'atomo centrale si trova al centro di un triangolo in cui i vertici sono occupati dai tre atomi terminali disposti sullo stesso piano. L'angolo di legame è di 120°, la geometria è triangolare planare. In una molecola o ione di tipo AXE uno dei vertici del triangolo è occupato da un doppietto elettronico libero.

L'angolo di legame è di 116°, la geometria è angolare. Quattro coppie elettroniche. Disposizione tetraedrica. In una molecola di tipo AX l'atomo centrale è al centro di un tetraedro i cui 4 vertici sono occupati da 4 atomi terminali, gli angoli di legame sono di 109,5° e la geometria è tetraedrica. In una molecola di tipo AXE uno dei vertici è occupato da un doppietto elettronico libero. L'angolo di legame è di 107° e la geometria è piramidale triangolare. In una molecola di tipo AX2E2 due vertici del tetraedro sono occupati da due doppietti elettronici liberi. L'angolo di legame è di 104,5° e la geometria è angolare. La molarità. La concentrazione molare (M) indica la quantità di moli (n) di soluto presente in 1L di soluzione (mol). La quantità di soluto n (mol) = M x V (volume della soluzione in L). La molarità si esprime in moli al litro. La nomenclatura. Riconoscere la valenza di un elemento ci aiuta a stabilire quanti legami può formare.

può formare ciascuno dei suoi atomi, ma il numero di ossidazione ce lo può dire in modo più accurato.

Il numero di ossidazione (n.o.) è la carica elettrica che un atomo avrebbe se, quando è legato ad altri atomi, gli elettroni di legame venissero assegnati all'atomo più elettronegativo.

Calcolare il n.o. di H PO3 4:

n.o. P = x

n.o. H = +1 (indice numerico H = 3 quindi 3x1)

n.o. O = -2 (indice numerico O = 4 quindi 4x (-2))

3x1 + x + 4x (-2) = 0

X = 5

Nomenclatura dei composti binari:

Si basa sull'applicazione di poche regole, valide sia per i composti ionici sia per quelli molecolari:

Il nome del primo elemento della formula rimane inalterato e passa in secondo posto.

Il nome del secondo elemento viene troncato in corrispondenza della sua radice o uro, e gli viene aggiunta la desinenza e passa in primo posto.

Se il secondo elemento della formula è l'ossigeno non si applica la regola precedente ma si aggiunge il prefisso di.

Tra i due termini si aggiunge la

preposizioneo LiBr = bromuro di litio FeBr = bromuro di ferro (II) oppure dibromuro di ferro2 E gli ossidi? Gli ossidi basici sono composti ionici formati da un catione metallico e dallo ione-2ossido O_2-. Il loro nome tradizionale è simile al nome sistematico ma è più semplice perché mancano i prefissi numerici. Metallo + ossigeno = ossido di + nome metallo = KO ossido di potassio2 Se il metallo presenta due numeri di ossidazione forma due composti diversi. Ossido + radice nome metallo + desinenza: -oso per il n.o. minore FeO = ossido ferroso -ico per il n.o. maggiore Fe₂O₃ = ossido ferrico2 3 Gli ossidi acidi sono composti molecolari detti anche anidridi. Per denominarli si riportano in sequenza i termini: Anidride + radice nome non metallo + desinenza -ico = BO₂ anidride borica2 3 I perossidi sono composti formati da un elemento che può essere metallo o non2-2metallo e dal gruppo perossido O₂, costituito da due atomi di ossigeno, entrambi con numero di ossidazione.

• -1 e legati tra loro da un legame covalente
• Perossido di + nome elemento = H₂O₂ preossido di idrogeno
• I superossidi sono composti formati da un elemento ed al gruppo superossido, che è costituito da due atomi di ossigeno, col numero di ossidazione medio -1/2, legati tra loro da un legame covalente
• Superossido di + nome elemento = KO₂ superossido di potassio
• Composti binari dell'idrogeno
• EH = idruro di + nome elemento
• CaH₂ idruro di calcio
• 2H E (E= S, Se, Te, F, Cl, Br, I) = acido + radice nome elemento + desinenza -idrico
• H₂S acido solfidrico
• Sali binari
• I sali binari sono composti ionici costituiti da un metallo e da un metallo
• Me E = radice nome elemento + desinenza -uro + di + nome metallo
• x y FeCl₃ tricloruro di ferro
• Idrossidi
• Gli idrossidi chiamati anche basi, sono composti ionici formati da un catione metallico e dallo ione idrossido (OH^-), che ha carica elettrica -1
• Me (OH) = idrossido di + nome elemento = LiOH idrossido di litio
• Gli ossacidi
• Gli ossacidi sono composti

se i reagenti sono in fasi diverse

molecolari formati dall' idrogeno da un non metallo edall'ossigeno

H (nMe) O = acido + prefisso numero ossigeno + osso + radice nome non metallo +x y z ico + n.o. non metallo

Le reazioni chimiche

Def. Una reazione chimica è un processo in cui una o più sostanze (reagenti) modificano la loro composizione chimica, trasformandosi in una o più sostanze diverse (prodotti)

Le specie chimiche che si combinano di più sono chiamate reagenti

Le specie chimiche che si formano si chiamano prodotti

Def. La rappresentazione di una reazione chimica mediante simboli e forme è un'equazione chimica

Se la freccia è -> vuol dire che la reazione procede in un solo verso, irreversibile o completa

Se la freccia è doppia vuol dire che la reazione procede in entrambi i sensi, reversibile o incompleta

Con riferimento allo stato fisico dei reagenti le reazioni sono:

Omogenee, se i reagenti sono nella stessa fase

Eterogenee, se i reagenti sono in fasi diverse

se i reagenti sono in fasi diverse

Legge della conservazione di massa: prevede che per ogni elemento coinvolto nella reazione, il numero degli atomi presenti nei reagenti debba essere uguale al numero di atomi presenti nei prodotti

Il calcolo dei coefficienti stechiometrici in una reazione costituisce il bilanciamento di una equazione chimica

Esercizio: stabilire la quantità di reagenti e prodotti in una reazione

Zn + 2 HCl -> ZnCl + H ↑(s) (aq) 2 (aq) 2(g)

Calcoliamo la massa in grammi

90g: 100g = m : 10g(zn)

Da cui si ricava m = 9,0g(zn)

e trasformiamo i grammi di zinco in moli attraverso la formula

m 9,0 g

= = =0.14m mol

zn /mol

g 65 g( )

M mol

Calcoliamo il numero di moli di HCl

1mol: 2 mol = 0,14mol: n(HCl)

n(HCl)= 0,28 mol

n(HCl)= n (mol) x M(g/mol) = 0,28 mol x 36 g/mol = 10g

calcoliamo il volume di idrogeno

-1 -1

n x R x T 0,14 mol x 0,82atm x L x mol x K x 323 K

= = =1,9V LP

2 atm

la termodinamica e la termochimica

una reazione chimica è un processo in cui avviene

Una trasformazione di materia: i reagenti modificano la loro composizione chimica e si trasformano in prodotti. Durante la reazione però abbiamo anche una trasformazione di energia. L'energia a livello molecolare si presenta sotto forma di energia cinetica ed energia potenziale.

L'energia cinetica, in una singola molecola, è legata ai movimenti di vibrazione, rotazione e traslazione. Questo tipo di energia si chiama energia termica.

L'energia potenziale, in una singola molecola, dipende dalle forze dei legami interatomici.

Def. Un sistema termodinamico chimico, o semplicemente sistema chimico, è l'insieme delle sostanze che partecipano a una reazione chimica.

Def. L'ambiente è lo spazio che circonda il sistema.

Def. Il calore (Q) è energia termica scambiata (liberata o assorbita) tra il sistema e l'ambiente a causa delle loro diverse temperature.

Def. Il lavoro (L) è energia meccanica scambiata tra il sistema e

L'ambiente

Il calore di reazione

Le reazioni chimiche liberano o assorbono energia termica sotto forma di calore

Def. Si chiama calore di reazione la quantità di calore che una reazione chimica libera o assorbe dall'ambiente

Calore di formazione: la quantità di calore liberata o assorbita nella formazione di una mole di composto partendo dai suoi elementi costitutivi

1+H2O → H2O(-Q)

Calore di combustione: è la quantità di calore liberata da una mole di combustibile che reagisce completamente con l'ossigeno

C2H5OH + 3O2 → 2CO2 + 3H2O(-Q)

Calore di neutralizzazione: è la quantità di calore liberata o assorbita nella reazione tra una soluzione acquosa di acido e una soluzione acquosa di una base.

HCl + NaOH → NaCl + H2O(-Q)

Def. Il calore specifico di una sostanza (espresso in J x g x °C) è la quantità di calore che occorre fornire a 1g della sostanza per aumentare la sua temperatura

di 1°C o di 1KQ= m x c x ∆t

Per determinare se una reazione è esotermica o endotermica sommo l'energia dei prodotti e tolgo l'energia dei reagenti

Lo scopo della termodinamica è vederne se una reazione è avvantaggiata oo svantaggiata

Se un sistema è molto disordinato le particelle possono mettersi in molti modi

Entalpia alta quando è disordinato

Entalpia bassa quando è ordinato

Def. L'entalpia (H) Di un sistema chimico rappresenta l'energia totale di cui il sistema dispone e corrisponde alla somma della sua energia (U) e del lavoro (p x V) che esso compie sull'ambiente H= U+p x V

Variazione di entalpia: ∆H= ∆U+ p x ∆V

Q = ∆Hp

∆H = entalpia dei prodotti - entalpia dei reagenti

La variazione di entalpia associata alla combustione di una mole di un combustibile che reagisce completamente con l'ossigeno nelle condizioni standard si chiama variazione di entalpia standard di combustione.

Si esprime in Kj/mol

La legge di Hess stabilisce che la variazione di entalpia in una reazione chimica dipende esclusivamente dagli stati iniziale e finale e non dagli stadi intermedi attraverso i quali la reazione procede

Il secondo principio della termodinamica

La spontaneità dei processi chimici è legata