Riassunti di Chimica 17 pg

L'H HA CONFIGURAZIONE ELETTRONICA DA METALLO MA HA CARATTERISTICHE DA NON-METALLO

NON METALLI: Localizzati a dx della linea spezzata; gli mancano pochi elettroni per completare il livello esterno; hanno alta energia di ionizzazione, alta affinità elettronica e alta elettronegatività e quindi formano facilmente ioni negativi; hanno bassa conducibilità termica e elettrica.

SEMIMETALLI: Localizzati a cavallo della linea spezzata che separa i metalli dai non-metalli e hanno proprietà intermedie tra loro; la loro reattività chimica dipende dall'atomo con cui si legano; sono B-boro, Si-silicio, Ge-germanio, As-arsenico, Sb-antimonio, Te-tellurio.

I gruppo: metalli alcalini; II gruppo: metall alcalino-terrosi; VII gruppo: alogeni; VIII gruppo: gas nobili.

Gli ISOTOPI sono atomi aventi lo stesso numero atomico (atomi dello stesso elemento), ma con diverso numero di massa perché contenenti un diverso numero di neutroni. Avendo lo stesso numero di protoni,

quindi di elettroni, gli isotopi di un dato elemento hanno proprietà chimiche uguali. Avendo numero di massa diverso, gli isotopi di un dato elemento hanno diversa massa atomica. MASSA ATOMICA E MOLECOLARE Si definisce UNITÀ DI MASSA ATOMICA la quantità di materia pari a 1/12 della massa di un atomo dell'isotopo 12 del Carbonio a cui è stata attribuita una massa pari a 12. La MASSA o peso ATOMICA RELATIVA è pari al rapporto fra massa assoluta dell'atomo e l'unità di massa atomica. La MASSA o peso MOLECOLARE RELATIVA è uguale alla somma delle masse atomiche degli atomi che costituiscono la molecola, ognuna moltiplicata per il rispettivo indice. MOLE La mole è la quantità di materia che contiene un numero di entità elementari pari al numero di atomi presenti in 12 grammi di Carbonio. Una mole di qualsiasi sostanza contiene 6,02x10^23 = NUMERO DI AVOGADRO (N). Ciò significa che la mole di un elementocorrisponde alla quantità di sostanza il cui peso, in grammi, è pari numericamente al suo peso atomico (o peso molecolare). La massa di una mole viene indicata come MASSA MOLECOLARE e corrisponde numericamente alla massa molecolare ed è espressa in g/mol. Il numero di moli n si calcola dividendo la massa data m per la massa di una mole della sostanza considerata, indicata genericamente come peso molecolare PM ed è espressa in g/mol. n= m/ PM LEGGE DI AVOGADRO Stabilisce che a parità di condizioni di pressione e temperatura, volumi uguali di gas diversi contengono un uguale numero di molecole (e quindi uguale numero di moli). In condizioni di temperatura a 0° e pressione a 1 atm, una mole di qualsiasi gas occupa un volume di 22,4 litri. FORMULE CHIMICHE 1. FORMULA BRUTA indica il tipo e numero di atomi che compongono la molecola, senza mostrare come questi sono legati tra loro. Viene scritta ponendo uno dopo l'altro, in ordine crescente di elettronegatività,i simboli degli elementi che formano il composto. Il rapporto stoichiometrico si evidenzia associando a ogni simbolo un indice numerico che rappresenta il numero di atomi di un dato elemento contenuti in una molecola del composto. Può essere espressa come formula minima: indica il rapporto minimo di combinazione tra gli elementi nel composto (glucosio CH₂O); formula molecolare: indica il rapporto effettivo di combinazione tra gli elementi di una molecola (glucosio C₆H₁₂O₆)². FORMULA DI STRUTTURA indica la disposizione spaziale degli atomi nella molecola, mostrando come gli atomi sono legati tra loro e con quale tipo di legame.
➔ LEGAMI CHIMICI
Nella formazione dei legami chimici sono coinvolti solo gli elettroni contenuti nel livello energetico più esterno chiamati elettroni di valenza. Questi possono essere rappresentati grazie al Simbolo di Lewis, costituito dal simbolo dell'elemento circondato dal numero di punti pari al suo numero di elettroni di valenza.
REGOLA

DELL'OTTETTO

La configurazione elettronica esterna dei gas nobili (s2p6) è chiamata ottetto; questa è esternamente stabile e responsabile dell'inerzia chimica dei gas nobili.

Afferma che gli atomi, nella formazione dei legami, tendono a raggiungere tale configurazione elettronica mediante:

• condivisione di elettroni ---> formazione legame covalente
• perdita o acquisto di elettroni ---> formazione di un legame ionico

NON VALE PER GLI ELEMENTI DI TRANSIZIONE

La formazione di un legame chimico è un fenomeno spontaneo in accordo con il principio fisico per il quale ogni sistema tende a raggiungere uno stato di minima energia potenziale, a cui corrisponde massima stabilità. Una molecola generica A-B si forma se la sua energia è minore all'energia totale dei due atomi A e B isolati; quando questi si legano, parte dell'energia viene liberata ed è pari alla differenza di energia tra lo stato iniziale e quello finale = ENERGIA DI

LEGAME COVALENTE

Si forma quando due atomi con elettronegatività uguale o simile mettono in comune uno o più elettroni spaiati di modo da raggiungere entrambi l'ottetto; la coppia condivisa appartiene contemporaneamente ad entrambi gli atomi.

Si forma tra due atomi la cui differenza di elettronegatività è inferiore a 1,7. Affinché il legame si formi, gli atomi devono avvicinarsi a sufficienza, in quanto gli elettroni risentono della forza di attrazione elettrostatica.

La lunghezza del legame è proporzionale al raggio degli atomi legati, e inversamente proporzionale alla forza (quindi all'energia) del legame. È unidirezionale.

1. SEMPLICI: formato da una coppia di elettroni condivisi
2. DOPPIO: formato da due coppie di elettroni condivisi
3. TRIPLO: formato da tre coppie di elettroni condivisi

MAGGIORE È L'ORDINE DI LEGAME (numero di coppie condivise) MAGGIORE È LA FORZA CHE TIENE UNITI GLI ATOMI E PIÙ BREVE È LA DISTANZA TRA DI LORO.

È LA DISTANZA DI LEGAME.

Quando si forma un legame covalente, gli orbitali atomici si fondono per forzare un ORBITALE MOLECOLARE, ossia la regione di spazio occupata da una coppia di elettroni di legame che circonda entrambi i nuclei dei due atomi legati. Se la sovrapposizione degli orbitali molecolari è σ frontale, allora si formerà un LEGAME COVALENTE; se la sovrapposizione è laterale si forma un LEGAME COVALENTE π.

Un LEGAME COVALENTE SEMPLICE è SEMPRE DI TIPO σ; un LEGAME DOPPIO è FORMATO DA UN LEGAME σ E UN LEGAME π; un LEGAME TRIPLO è FORMATO DA UN LEGAME σ E DUE LEGAMI π.

Il legame covalente può essere PURO (se formato tra atomi con elettronegatività uguale o simile; vi è condivisione equa della coppia di elettroni, quindi la nuvola elettronica dell'orbitale è simmetrica) o POLARE (se formato tra atomi diversi con differenza di elettronegatività compresa tra 0,4 e 1,7;

vi è condivisione non equa della coppia di elettroni, quindi la nuvola elettronica dell'orbitale è più densa verso l'elemento più elettronegativo --> parziale spostamento del doppietto di legame dall'atomo meno elettronegativo- che acquista carica parziale positiva δ+ - all'atomo più elettronegativo – che caquista carica parziale negativa δ- -) o DATIVO (gli elettroni condivisi provengono da un atomo donatore- che ha doppietto solitario- verso un atomo accettore- che ha un orbitale vuoto-). IBRIDAZIONE DEGLI ORBITALI Consiste nella combinazione degli orbitali atomici esterni a diversa energia, già un atomo conformazione di un ugual numero di orbitali ibridi. 1. IBRIDAZIONE SP orbitale s + orbitale p = 2 orbitali sp disposti a 180° 2. IBRIDAZIONE SP2 orbitale s + 2 orbitali p = 3 orbitali sp2 disposti a 120° 3. IBRIDAZIONE SP3 orbitale s + 3 orbitali p = 4 orbitali sp3 disposti a 109,5° (disposti ai vertici di untetraedroregolare). Per alcune sostanze -ioni o molecole- si possono avere più di una formula di struttura, e questo prende il nome di RISONANZA (si trova dove ci sono più di 2 legami π). le diverse formule possibili sono chiamate forme limite di risonanza. POLARITÀ Una molecola è polare se possiede un MOMENTO DIPOLARE NETTO il cui vettore ha sia direzione, modulo e verso. - molecole con solo legami covalenti puri sono SEMPRE APOLARI; - molecole con legami covalenti polari possono essere polari o apolari; - molecola formata da 2 atomi legati tramite legame covalente polare è SEMPRE POLARE; - molecola formata da 2+ atomi legati tramite legame covalente polare è polare solo se i singoli dipo li non si annullano a vicenda. LEGAME IONICO Si forma tra due atomi con elevata differenza di elettronegatività in seguito al trasferimento di uno o più elettroni di valenza dall'atomo meno elettronegativo a quello più

elettronegativo-->formazione di due ioni di carica elettrica opposta. Un legame acquista carattere ionico superioreal 50% quando la differenza di elettronegatività >1,7.NON SI FORMANO ORBITALI MOLECOLARI E MOLECOLA; LA FORZA DEL LEGAMEIONICO È DI TIPO ELETTROSTATICO (legame adirezionale)--> FORMAZIONE RETICOLOCRISTALLINO TRIDIMENSIONALE.

LEGAMI INTERMOLECOLARI

Le molecole interagiscono tra loro attraverso legami intermolecolari=forze attrattive molto piùdeboli dei legami che uniscono gli atomi nelle molecole.

1. INTERAZIONI DIPOLO-DIPOLO

si intaurano tra molecole polari; queste molecole si comportano come dipoli elettricispontanei e permanenti e si attirano reciprocamente orientandosi con l'estremità + vicinaall'estremità – di un polo vicino

2. FORZE DI DISPERSIONE

forze di attrazione deboli che formano dipoli temporanei i quali vanno a interagire con lenuvole elettroniche delle molecole vicine polarizzandole--> formazione

dipoli indotti;interazioni di tipo attrattivo

3. LEGAME A IDROGENO è un particolare tipo di interazione dipolo-dipolo, la più forte forza di attrazione tra molecole; è un'interazione elettrostatica tra un atomo di H legato con legame covalente a un atomo molto elettronegativo – F, N, O –

4. INTERAZIONI IONE – DIPOLO➔ COMPOSTI INORGANICI E NOMENCLATURA

NUMERO DI OSSIDAZIONE

Il n.o. È la carica positiva o negativa, reale o apparente che un elemento assume in un composto chimico quando anche i suoi legami covalenti polari vengono considerati ionici.

Per attribuire il n.o. Dobbiamo ricordare che:

• gli elementi più elettronegativi in ordine crescente sono I (iodio), S (zolfo), Br (bromo), Cl (cloro), N (azoto), O (ossigeno), F (fluoro)
• i metalli hanno elettronegatività più bassa dei non metalli
• l'H ha valore intermedi