Chimica Inorganica - Appunti

LEGAMI CHIMICI

Le molecole, quindi, più atomi legati fra loro, si formano perché sono più stabili degli atomi isolati. Questo perché l'universo tende sempre a raggiungere l'energia più bassa possibile. Per la regola dell'ottetto (massima stabilità) non tutti gli atomi formano delle molecole, un esempio sono i gas nobili: infatti, non esiste He₂, ma come elemento monocorico.

Se si lavora a contatto con elettroni esterni delle configurazione elettroniche dei gas nobili,

Ci sono elementi che, per raggiungere la stabilità, diventano ioni, assumendo la configurazione elettronica dei gas nobili più vicini. (es. Na⁺ e Cl^-). Questi due atomi (oppure più atomi, nel caso resistano elettroni per togliere energia in eccesso), riescono a stabilizzare [...]

l'es_ome e adesso, presso il modo. A seconda che gli elettroni devono essere messi, in comune o ceduti da un atomo all'altro. Essa e la tendenza di un atomo a trattenere gli elettroni. Questo è il caso del legame ionico...

...Intermedio; troviamo il legame covalente con lo stesso elettroni..

Es. H₂O.

CONFIGURAZIONE ELETTRONICA E PRINCIPIO AUFBAU

Il principio di Aufbau permette di determinare la configurazione elettronica di un elemento chimico nel suo stato fondamentale (non eccitato). Ciò è importante perché la configurazione stabilisce le proprietà chimiche e fisiche di un elemento e la sua capacità di formare legami chimici...

...piene (i vuoti verso l’alto però se esse sono anche da consegnare, bisogna completare gli orbitali (questo bene in a questo negi orbitali degenera.)

TEORIA VSEPR

È quella teoria che spiega le geometrie tridimensionali delle molecole (son esclusi gli atomi dei metalli di transizione) di un atomo possiamo avere coppie di elettroni a legame (quindi messe in comune e condivise) e doppietti di non legame; a queste coppie dobbiamo un valore in loro carica. Quindi, andando via a disegno, nella spiegazione il più lontano a lungo da loro le regole della Teoria VSEPR sono:

• Le coppie di elettroni si respingono;
• Queste coppie tendono a distanziarsi per adattare per minimizzare la repulsione.
• Un legame multiplo si considera come una singola coppia di elettroni.

Se una molecola viene formata da due atomi, la geometria sarà automaticamente lineare.Rileviamo, per esempio, la molecola BH₃ e facciamo come disegnarla sul struttura di Lewis:

• 3 coppie condivise
• Qual è la geometria

Tutti gli angoli di legame saranno uguali e dalla misura di 120°.

Questa è quella triangolareQuindi, quando si trovano 3 coppie di elettroni, la struttura sarà triangolare planare.Nel caso in cui si trovino 4 coppie (condivise e non) di elettroni la struttura si ha una struttura tetraedrica dagli angoli di legame di 109,5° (es Ammoniaca NH₃).

NH₃ ha 3 coppie condivise ed una non diviso, ma sono comunque 4 coppie di elettroni! La coppia libera spinge le altre, come se avesse bisogno di più spazio.

Il metano sarà un tetraedro perfetto, perché le 4 coppie sono tutte di legame:

L'acqua è un altro caso di tetraedro perché ha comunque 4 coppie di elettroni, anche se solo 2 coppie sono condivise.

Per capire la struttura bisogna SEMPRE prima fare la STRUTTURA DI LEWIS.

Tavola Periodica

- Elementi Chimici → sostanze omogenee e che non possono essere ulteriormente decomposte con le ordinarie reazioni chimiche.

- Composti → specie chimiche formate da più elementi in rapporti definiti e costanti.

Nella tavola periodica:

• La linea nera spezzata divide i metalli e non metalli.
• Gruppo I: metalli alcalini (basici)
• Gruppo II: metalli alcalino-terrosi
• Gruppo VII: alogeni (quelli che formano sali)
• Gruppo VIII: gas nobili

Elementi scritti in:

• nero = solidi
• rosso = gassosi
• blu = liquidi
• bianco = preparati artificialmente e radioattivi

In alto a sinistra c'è il numero atomico(Z n. protoni)

In alto a destra c'è il peso atomico(A n. protoni e neutroni)

In basso c'è la configurazione elettronica.

Elementi dello stesso gruppo hanno:

• stessa configurazione elettronica, quindi proprietà chimiche simili.
• Scendendo lungo i gruppi aumenta il carattere metallico (più facili perdita elettroni), diminuisce l'energia di ionizzazione e diminuisce l'elettronegatività.

Elementi dello stesso periodo hanno:

• diversa configurazione elettronica esterna, quindi variano le proprietà chimiche.
• Muovendio da sinistra e destra nel periodo diminuisce il carattere metallico (ogni periodo si chiude con un gas nobile).
• aumenta l'energia di ionizzazione
• aumenta l'elettronegatività.

Isotopi

atomi dello stesso elemento con uguale numero atomico ma diverso peso atomico.

Es.

Mn²⁺ + BiO₃^- → MnO₄^- + Bi³⁺

4H₂O + 2 Mn → 8H⁺ + 2MnO₄^- + 5e^- x 2

3OH^- + 5BiO₃^- → 3H₂O + 5Bi³⁺ + 15OH^- x 5

8H₂O+ 2Mn + 10OH^- + 5BiO₃^- → 8H⁺ + 2MnO₄^- + 5Bi³⁺ + 15H₂O

Reazioni di Dismutazione:

Sono reazioni in cui un'unica sostanza in parte si ossida ed in parte si riduce.

Es.

Ce⁴⁺ + NaOH → NaCe⁴⁺ + NaOH +H₂O

Ce⁴⁺ + 2 e^- → 2 Ce²⁺

Ce²⁺ + 4 OH^- → 2 CeO₂ + 2H₂O + 2 e^-

Reazioni di Equilibrio:

Le Chatelier: L'equilibrio si sposta sempre nella direzione in cui avviene un'aggiunta di sostanza, in modo da ridurre gli effetti della variazione.

EQUILIBRI IONICI

• ACIDO - BASE
  • Formazione di legami dativi.
  • Specie chimica in grado di proteggere uno o più H⁺, accettati da una base.
  • Specie chimica in grado di accettare uno o più H⁺, ceduti da un acido.

A seconda della coppia in soluzione una stessa specie può comportarsi sia da acido che da base.

ANFOTERO

Es. Acido acetico in acqua è un acido. Ma l’acido acetico in acido perclorico è una base.

ACIDO MONOPROTICO = libera 1H⁺ (HCl)

ACIDO DIPROTICO = libera 2H⁺ (H₂SO₄)

ACIDO TRIPROTICO = libera 3H⁺ (H₃PO₄)

• HA + H₂O ⇌ A^- + H₃O⁺
• HA ⇌ H⁺ + A^-
• B + H₂O ⇌ B⁺ + OH^-
• BOH ⇌ B⁺ + OH^-

COSTANTE DI DISSOCIAZIONE ACIDA (K_a) e BASICA (K_b)

• Esprime il grado di dissociazione di un acido alla temperatura di 25°C ed è la costante di equilibrio della dissociazione dell’acido in soluzione acquosa.
• K_a = [H⁺][A^-] / [HA] ; pK_a = -log K_a
• Esprime il grado di dissociazione di una base a 25°C ed è la costante d’equilibrio della dissociazione di una base in soluzione acquosa.
• K_b = [B⁺][OH^-] / [BOH] ; pK_b = -log K_b

È posseduta solo dagli acidi deboli, perché quelli forti sono totalmente dissociati.

COSTANTE DI DISSOCIAZIONE DELL'ACQUA

H₂O ⇌ H⁺ + OH^-

K_w = [H⁺][OH^-] = 10^-14

[H⁺] = [OH^-] = 10^-7

CALCOLO pH e pOH

pH = -log [H⁺]

pOH = -log [OH^-] ➔ pH = 14 - pOH

• SOLUZIONI NEUTRE: pH = pOH = 7
• SOLUZIONI ACIDE: pH < 7 e pOH > 7
• SOLUZIONI BASICHE: pH > 7 e pOH < 7

Nell caso di ACIDI e BASI POLIPROTICI ci sono più K_a/K_b, ma si calcolano gli H⁺ solo della prima ionizzazione. Prima di tutto vanno scritte tutte le reazioni.