Riassunto esame Chimica, prof. Cardellini, libro consigliato Mindtools: strategie per il problem solving in chimica

I LEGAMI CHIMICI

Simbolo di Lewis: il simbolo dell’elemento rappresenta nucleo e elettroni interni, i punti intorno

rappresentano gli elettroni di valenza. Elementi dello stesso gruppo hanno la stessa struttura a punti.

Regola dell’ottetto

Gli atomi acquistano, cedono o condividono elettroni (di valenza, importanti nei legami chimici)

con lo scopo di raggiungere la configurazione elettronica del gas nobile più vicino. Questo perché i

gas nobili sono molto stabili.

Tutti i gas nobili hanno 8 elettroni nell’orbita più esterna (eccetto l’elio, 2).

In 3 casi la regola non vale:

1. non ci sono elettroni sufficienti per arrivare all’ottetto;

2. il numero totale di elettroni di valenza è dispari;

3. l’atomo centrale forma 5 o più legami.

Tipi di legame

1. Legame ionico

Si forma per trasferimento di uno o più elettroni da un atomo ad un altro.

Sua formazione è energicamente favorita da: - bassa energia di ionizzazione dell’atomo donatore;

- alta affinità elettronica dell’accettore.

In genere si forma fra metalli e non metalli (perché elettronegatività molto diverse).

2. Legame covalente

Si forma tra atomi che hanno valori vicini di elettronegatività, che per formare l’ottetto completo

nell’orbita esterna condividono elettroni. Il legame covalente dipende dalla distanza fra gli atomi.

 

σ σ

12 6

   

( ) ε

= −  

 

 

Funzione potenziale di Lennard – Jones: V r 4 .

LJ    

 

r r

 

Può essere: legame singolo (condivisione una coppia di elettroni), legame doppio, legame triplo.

In genere si forma fra due non-metalli (perché elettronegatività simili).

2.1. Legame covalente polare

Se l’elettronegatività degli atomi non è la stessa e si forma un legame covalente, si ha un

contributo ionico alla formazione del legame (possibilità che gli elettroni di legami

appartengano al contempo allo stesso atomo).

Proprietà legate alla lunghezza di legame:

- al diminuire della lunghezza, aumenta l'energia di legame e le forze attrattive fra gli atomi;

- per la stessa coppia di atomi, il legame triplo è più corto del doppio, che è più corto del semplice.

3. Legame di coordinazione

È un legame covalente nel quale un atomo, il donatore, fornisce entrambi gli elettroni, lone pair,

che formano il legame, all’altro atomo, l’accettore. +

Polarità del legame covalente si crea se il centro delle cariche nella molecola (es. HF) non

-

coincide con quello delle cariche legato a differenza di elettronegatività.

(Polarità: proprietà delle molecole, per cui una molecola (polare) presenta una

parziale carica positiva su una propria parte e una parziale carica negativa su un'altra parte opposta;

la molecola è comunque neutra.)

Una molecola in cui vi sono 2 centri di carica è detta dipolo.

[ ]

µ

µ =

= × D

Momento dipolare , .

Q r

Momento elettrico della molecola (poliatomica) dato dalla somma vettoriale dei momenti dei

singoli legami dipende perciò anche dalla geometria della molecola.

Relazione tra percento di carattere ionico ed elettronegatività: composti con più del 50% di carattere

ionico considerati ionici.

4. Interazioni deboli

Si stabiliscono tra molte molecole. Due tipi:

4.1. Legame idrogeno (E = 10 kcal / mol ); i composti che presentano tale legame hanno una

temperatura di ebollizione più alta di quelli con PM simile; si ha solo con N, O e F, perché

piccoli e con grande differenza di elettronegatività rispetto a H;

4.2. Forze di van der Waals , si dividono in:

Forze di Keesom

4.2.1. , interazioni dipolo – dipolo, si stabiliscono fra i dipoli permanenti;

Forze di Debye

4.2.2. , interazioni dipolo permanente - dipolo indotto;

Forze di London

4.2.3. (o di dispersione), interazioni dipolo istantaneo – dipolo indotto

(un dipolo temporaneo si forma in molecole non polari, esso induce poi la formazione

di un dipolo temporaneo in un’alta molecola non polare).

GEOMETRIA DELLE MOLECOLE

Tutti gli elettroni di valenza influiscono sull’orientamento dei legami essi si formano in modo da

rendere minima la repulsione tra gli elettroni.

Orbitali ibridi

Orbitali atomici di forme diverse ma energie simili possono combinarsi formando un altro insieme

di orbitali, tra loro equivalenti.

+

Ibrido sp: formano 2 orbitali equivalenti, lineari e disposti a 180°.

ns np

+ +

2

Ibrido sp : formano 3 orbitali equivalenti, complanari, a 120° l’uno dall’altro.

ns np np

x y

+ + +

3

Ibrido sp : formano 4 orbitali equivalenti, orientati nello spazio secondo i

ns np np np

x y z

vertici di un tetraedro (angoli 109,45°).

Per sovrapposizione di orbitali si possono formare:

σ

− legame (sigma) si forma se la sovrapposizione avviene lungo la congiungente i due

nuclei (sulla quale si ha la massima probabilità di trovare elettroni);

π

− legame (pi greco) si forma dalla sovrapposizione di due orbitali p paralleli la nube

elettronica è al di fuori della congiungente i nuclei.

σ σ π σ π

Atomo di C (legame singolo ; doppio + ; triplo +2 ).

σ 2

BF , molecola non-polare, con legami formati dalla sovrapposizione di sp di B e 2p di F.

3

Momento dipolare BF (somma dei momenti di dipoli dei legami) = 0.

3

Anidride carbonica: apolare, lineare, angoli 180°.

3 2

Forme del C: diamante (ibridizzato sp ), grafite (forme esagonali parallele, sp ), fillerene (forma di

2 ).

una sfera o pallone composta da esagoni, sp

Idrocarburi

− 3

Alcani: C ibridizzato sp , es. metano, etano. Formula C H .

n 2n+2

− 2

Alcheni: due atomi C ibridizzati sp , es. etilene (etene). Formula C H .

n 2n

− Alchini: due atomi C ibridizzati sp, es. acetilene (etino). Formula C H .

n 2n-2

− 2

Benzene: esagono perfetto, angoli 120°, momento dipolare 0, ibrido sp .

Teoria VSPER (Valance Shell Electron Pair Repulsion)

1. gli elettroni di legame e i lone paris si respingono a vicenda;

2. in una molecola poliatomica uno degli atomi è di solito centrale all’intera molecola;

3. escludendo H, l’atomo centrale (A) è quello meno elettronegativo;

4. formula generica molecola AX E (X n° paia elettroni di legame, E n° paia elettroni solitari).

m n m n

Gli orbitali si dispongono in modo tale da “darsi meno fastidio possibile”.

I lone pair (e i legami multipli) occupano più spazio di una coppia di elettroni di un legame singolo.

Tre molecole tetraedriche differenti: CH , angolo 109,5°, 4 coppie di elettroni; NH , 3 coppie più un

4 3

lone pair più forte repulsione lone pair–coppia che coppia-coppia l’angolo si restringe 107°;

H O, 2 coppie 2 lone pair, angolo ancora più stretto 105°.

2

L’acqua ha un forte momento dipolare permanente (su O carica negativa, sugli H positiva).

L’ENERGIA NELLE REAZIONI CHIMICHE

Tipi di energia

L’energia è la capacità di compiere un lavoro o di scambiare calore.

Lavoro meccanico: forza per spostamento.

Energia cinetica: energia posseduta da un corpo dovuta al suo moto.

Energia potenziale: energia posseduta da un corpo per la sua composizione o posizione

l’energia dei legami chimici è potenziale.

Energia termica: energia associata al moto caotico delle molecole.

Calore: trasferimento di energia termica tra corpi a diversa temperatura; fluisce spontaneamente da

T maggiore a T minore; cessa di fluire all’equilibrio termico.

Energia interna: energia totale contenuta nel sistema.

Energia cinetica Energia potenziale

Energia Dovuta ai moti molecolari: traslazionali, Dovuta ai legami: forze

= +

interna rotazionali e vibrazionali. intramolecolari e intermolecolari.

Temperatura: misura dell’energia termica.

Termochimica

Studia le variazioni di energia durante una reazione, gli scambi di calore e materia tra sistema e

ambiente. Tipi di sistemi studiati:

Aperto Chiuso Isolato

Con l’ambiente Scambia energia e materia Scambia solo energia Non scambia nulla

Avviene una reazione chimica quando si ha rottura e formazione di legami variazione energia.

Calore specifico: quantità di calore necessaria per innalzare di 1 grado la T di 1 g di sostanza.

Caloria: quantità di calore necessaria per riscaldare 1 g di H O da 14,5 °C a 15,5 °C.

2

Calore latente: quantità di calore necessaria per provocare il cambiamento di fase di 1 g di

sostanza.

Entalpia: misura del contenuto termico di una sostanza a p costante. Ovvero calore scambiato a p

= + ∆ = ∆ + ∆

costante: . È una funzione di stato.

H E pV H E p V

∆ = −

La sua variazione in una reazione è .

H H H

prodotti reagenti ∆

< <

Processo esotermico: reazione in cui il sistema rilascia calore ,

H H H 0 .

prodotti reagenti ∆

> >

Processo endotermico: reazione in cui il sistema assorbe calore H H , H 0 .

prodotti reagenti

∆ 0

H

Entalpia standard di formazione : variazione di entalpia nella formazione a condizioni

f

standard di 1 mole di composto a partire dagli elementi (c.s. 25° C, 1 atm).

∑ ∑

∆ = ∆ − ∆

0 0 0

H H H

rzn f p f r

p r

Capacità termica molare C C

p V

( costante) o ( costante): quantità di calore necessaria per

p v

T T

aumentare di 1 grado la di 1 mole di sostanza. È la misura quantitativa della variazione di

dovuta allo scambio di calore.

dq dq

dH dH

= = = = = ∆T = = +

p v = ⋅

C C n 1 C C R ,

; ; se 1 , R 1

,

987

cal mol K

p v p v

dT dT dT dT

Legge di Kirchoff

( ) ( ) ( ) ∑ ∑

∆ = ∆ + ∆ − ∆ = ∆ − ∆

0 0 0 0

H T H T C T T con C v C v C

2 1 2 1 ( ) ( )

rzn rzn p p p prodotti p reagentii

rzn rzn

( ) ( ) T

∆ = ∆ + ∆

∫ 2

0 0 0

H T H T C dT

Se C dipende da T, allora .

p rzn 2 rzn 1 p rzn

T

1

Effetto Joule-Thomson : la T di un gas reale aumenta per una compressione e diminuisce per

un’espansione condotta ad entalpia costante. Caso gas ideale: espandendosi nel vuoto in condizioni

adiabatiche, non varia T.

PROPRIETÀ DELL’ACQUA E DEI LIQUIDI

Proprietà liquidi:

− i liquidi non hanno forma propria.

− densità: sono incompressibili, d >> d . Densità dell’acqua varia con T, intorno a 1.

liquidi gas<