Riassunti fondamenti di chimica inorganica

Riassunti fondamenti chimica e chimica organica

Proprietà periodiche

• Raggio atomico
• Energia di ionizzazione
• Affinità elettronica
• Raggio ionico
• Elettronegatività

Principio di Avogadro

Volumi uguali di gas nelle stesse condizioni di pressione e temperatura contengono lo stesso numero di molecole, quindi di moli.

Concentrazioni

• % in massa = massa soluto / massa soluzione x 100
• Molarità = n soluto / V soluzione => M = mol/L
• Molalità = n soluto / massa solvente => m = mol/kg

Generalmente m > M; solo se le soluzioni sono diluite m = M (c.a.).

Numeri quantici

• Numero quantico principale (n)
• Numero quantico secondario o angolare (l)
• Numero quantico magnetico (m_L)
• Numero quantico magnetico di spin (m_s)

Regole per riempimento orbitali

• Principio di Pauli → gli elettroni possono occupare gli orbitali atomici solo con spin antiparalleli
• Regola di Hund → la disposizione più stabile degli elettroni in un sottolivello è quella con il maggior numero di spin paralleli
• Principio di Aufbau → gli elettroni si addizionano uno ad uno agli orbitali atomici

Legami chimici

Regola dell'ottetto: Tutti gli atomi tendono ad acquisire la configurazione elettronica del gas nobile più vicino; questa tendenza può essere collegata alla formazione di legami chimici.

Eccezioni alla regola dell'ottetto

• Ottetti incompleti → n elettroni intorno all'atomo centrale è < di 8 (es. Be, B, BF₃ Al)
• Ottetti espansi → atomo centrale circondato da più di 8 elettroni (alcuni elementi dal 3° periodo in poi, es. PCl₅, SF₆)

Tipi di legame

• Legame ionico > 1,7 → scambio permanente elettroni
• Legame covalente < 1,7 → elettroni in compartecipazione
• Legame dativo → legame covalente in cui un atomo dona una coppia di elettroni ad un altro atomo

Legge VSEPR

Un atomo isolato ha una configurazione elettronica approssimativamente sferica, ma quando entra a far parte di un legame cambia la sua configurazione così da rendere minima la repulsione elettronica intorno a sé.

Formule di risonanza di Lewis

Geometria coppie elettroni e della molecola

• AB₂ Lineare → Lineare
• AB₃ Trigonale planare → Trigonale planare
• AB₄ Tetraedrica → Tetraedrica
• AB₅ Trigonale bipiramidale → Trigonale bipiramidale
• AB₆ Ottaedrica → Ottaedrica
• AB₂E Trigonale planare → Angolare (piegata)
• AB₃E Tetraedrica → Piramidale trigonale
• AB₂E₂ Tetraedrica → Angolare (piegata)
• AB₂E₃ Trigonale bipiramidale → Lineare

Geometria di legame cis-trans

Ordine di legame: Numero di coppie di legame condivise. Più l'ordine è elevato, maggiore è la forza con cui i due atomi sono legati tra loro.

Parametri di legame

• Distanza di legame (d) → distanza tra i centri degli atomi considerati
• Energia di legame → energia che occorre fornire per rompere il legame

Orbitali ibridi

Orbitali ottenuti per combinazione di orbitali atomici: sp, sp², sp³ (gli elettroni dei legami π (doppi, tripli) non intervengono negli orbitali ibridi).

Polarità e forze intermolecolari

• Dipolo indotto-dipolo indotto o forze di London → molecole non polari, generando piccoli dipoli temporanei.
• Dipoli-dipolo → interessano molecole con un dipolo permanente.
• Legame/ponte a H → molecole in cui H è legato ad un elemento molto elettronegativo, ad es. O-H, N-H, F-H.
• Ione-dipolo Interazione → interessano ioni, molecole d'acqua solvata lo ione (simile scioglie simile).

Reazioni chimiche

20% aria è costituito da ossigeno.

Resa reazione = moli ottenute / moli teoriche.