Riassunto esame Chimica generale e inorganica, prof. Ferraroni, libro consigliato Introduzione alla chimica, Nivaldo J. Tro

Es: H , N , F , O

2 2 2 2 →

- legame covalente polare ∆ < 1,9

elettronegatività

Es: HF, SO 2 →

- legame ionico ∆ ≥ 1,9

elettronegatività

Es: LiF, CaO, KCl

● i due atomi di azoto nella molecola di azoto (N ) sono legati da un legame covalente

2

triplo.

● un legame covalente singolo è più lungo di un legame triplo

Legami covalenti

- di solito il legame covalente si forma tra atomi “non metallici”

- il legame covalente puro si realizza tra atomi dello stesso elemento

- il legame covalente polare: si realizza tra atomi di elementi diversi che hanno una

differenza di elettronegatività inferiore a 1,9

→

- legame covalente puro si instaura tra due atomi uguali, dello stesso elemento

Es: H , N , F , O

2 2 2 2 →

- legame covalente polare ∆ < 1,9

elettronegatività

Es: HF, SO 2

Legame ionico

- Il legame ionico si ottiene quando la differenza di elettronegatività tra gli atomi è

maggiore di 1,9.

→

- legame ionico ∆ ≥ 1,9

elettronegatività

- nel legame ionico si verifica il trasferimento di uno o più elettroni dall’atomo meno

elettronegativo all’atomo più elettronegativo.

Legame a idrogeno

● il legame a idrogeno è un’interazione dipolo-dipolo molto particolare.

● il legame a idrogeno è un particolare tipo di interazione dipolo-dipolo che si viene a

formare tra molecole nelle quali un atomo di idrogeno è legato covalentemente con un

atomo di piccolo dimensioni e fortemente elettronegativo (O, N, F)

● gli unici casi importanti di legame a idrogeno si hanno con gli atomi di O, N, F

(ossigeno, azoto, fluoro) 5

● il legame a idrogeno nell’acido solforico (H2SO4) ha luogo tra un atomo di idrogeno e

un atomo di ossigeno appartenenti a due molecole diverse

● i legami a idrogeno si formano tra molecole di HF →

● quali elementi sono in grado di formare legami a idrogeno? O, N, F ossigeno, azoto,

fluoro

● il legame a idrogeno è presente nell’acqua

● nel ghiaccio le forze intermolecolari predominanti sono legame a idrogeno

Elettronegatività

- l’elettronegatività di un elemento misura la tendenza di un atomo ad attrarre elettroni

coinvolti in un legame

- l’elettronegatività è la tendenza di un elemento ad attrarre la coppia di elettroni di

legame

Numeri di ossidazione

● il numero di ossidazione è una carica apparente di un atomo.

● il n.o. è la carica che ogni elemento (in un composto) assumerebbe se gli elettroni di

valenza fossero assegnati all’elemento più elettronegativo

● nella tavola periodica, il n.o. segue un andamento periodico correlato

all’elettronegatività degli elementi e alla loro configurazione elettronica esterna.

→

Gli atomi nelle sostanze elementari hanno sempre n.o. uguale a zero. Cl Cl = 0

2

→

Elementi del gruppo IA (K, Li, Na, etc) +1

→

Elementi del gruppo IIA (Be, Mg, Ca, etc) +2

→

Idrogeno (H) + 1 (tranne nei composti binari con i metalli)

→

Ossigeno (O) -2 (tranne nei perossidi)

Perossidi = hanno 2 atomi di ossigeno con n.o. = -1 Esempio: H O , K O

2 2 2 2

→

Fluoro -1

Nelle molecole neutre, il totale dei n.o. deve essere uguale a zero

Negli ioni, il totale dei n.o. deve essere uguale al valore della carica dello ione.

→

Fe Fe = +3 SO x – 8 = -2 x = +6

3+ 42-

H CO H = +1 O = -2 C = x

2 3 +1 · 2 + x -2 · 3 = 0 x = +4

NO O = -2 N = x

3- x + -2 · 3 = -1 x = +5

→

Composti binari radice elemento di destra + uro + di + elemento a sinistra

● Nei composti binari si scrive per primo l’elemento con n.o. più positivo

KBr = bromuro di potassio BaI = diioduro di bario

2

CuO = ossido di rame MgO = ossido di magnesio

BaS = solfuro di bario AlN = nitruro di alluminio

● Il totale dei n.o. deve essere uguale a zero; se i n.o. sono diversi, bisogna usare il n.o. di

un elemento come indice dell’altro e viceversa.

→ →

Pb e O Pb O PbO + 4 – 2 · 2 = 0

2 4 2

+4 -2

Composti inorganici →

● Ossidi = elemento + ossigeno vedi “proprietà ossido” su tavola periodica per dire se

è un ossido acido o un ossido basico Es: CaO, SO 2

→

● Idruri = elemento + idrogeno vedi se l’elemento è un metallo oppure un

nonmetallo per dire “idruro metallico” o “idruro non-metallico” Es: LiH, NH 3 6

● Idrossidi = metallo + ossigeno + idrogeno Es: NaOH (idrossido di sodio)

● Acidi = idrogeno + non metallo Es: HCl (acido cloridrico)

Acidi = idrogeno + non metallo + ossigeno Es: HNO (acido nitrico)

3

● Sali binari = metallo + non metallo Es: KBr (bromuro di potassio)

Sali ternari = metallo + non metallo + ossigeno Es: CaSO (solfato di calcio)

4

→

Sali binari -oso al n.o. minore

→ -ico al n.o. maggiore

FeCl Fe = +2 Cl = -1 Cloruro ferroso

2

FeCl Fe = +3 Cl = -1 Cloruro ferrico

3

● gli idracidi non contengono ossigeno. Idracido = idrogeno + non metallo

Tavola periodica

- i numeri romani dei gruppi (da I a VIII) indicano il n° di elettroni di valenza

- gli elementi dello stesso gruppo hanno la stessa configurazione elettronica esterna

- gli elementi della stessa colonna (gruppo) hanno caratteristiche simili perché hanno lo

stesso numero di elettroni esterni (di valenza)

● gli elementi con la stessa configurazione elettronica esterna hanno caratteristiche

simili →

- elettronegatività vedi come cresce sulla tavola periodica

● l’energia di ionizzazione aumenta da sinistra verso destra nella tavola periodica

● il raggio atomico aumenta scendono lungo un gruppo

● due elementi possono avere numero atomico (Z) diverso.

Regola dell’ottetto: un atomo è particolarmente stabile quando ha 8 elettroni nello

strato di valenza.

Gas nobili

● I gas nobili non hanno alcuna tendenza ad acquistare o cedere elettroni perché hanno

già lo strato di valenza completamente riempito, hanno la configurazione elettronica

esterna completa

● I gas nobili sono non metalli e in essi gli orbitali p di ciascun periodo sono

completamente riempiti

● i gas nobili sono inerti perché non hanno nessuna tendenza ad acquistare o a perdere

elettroni e quindi a mutare il loro assetto elettronico che è già stabile

● i gas nobili sono non metalli con bassissima reattività

Atomi, molecole e moli

→ → →

H atomo H molecola H O molecola

2 2

→

Indici nelle formule chimiche n° atomi

→

Coefficienti nelle formule chimiche n° di molecole o n° di moli

→

4Fe + 3O 2Fe O

2 2 3

4Fe = 4 atomi di ferro e 4 molecole di ferro

2Fe O = 2 molecole di Fe O , 4 atomi di ferro (2 x 2) e 6 atomi di ossigeno (2 x 3)

2 3 2 3

● 1 mole di acido cloridrico (HCl) e una mole di acido solfidrico (H2SO4) hanno lo stesso

numero di molecole. CO = 1 atomo di C e 2 atomi di O

2

● 1 mole di diossido di carbonio (CO ) contiene 2N atomi di ossigeno

2 a

● 1 mole di H2O e 1 mole di CH4 hanno lo stesso numero di molecole (1 molecola) 7

Atomo

● gli atomi sono composti da tre particelle fondamentali: gli elettroni, i protoni e i

neutroni.

- gli elettroni hanno una massa piccolissima e una carica elettrica negativa

- il protone ha un carica elettrica identica a quella dell’elettrone, ma di segno opposto

- il neutrone è una particella priva di carica elettrica.

- ogni atomo contiene un nucleo in cui sono confinati i protoni e i neutroni

● La massa di un neutrone è maggiore della massa del protone.

● la massa di un elettrone è molto più piccola della massa di un protone

massa neutrone > massa protone > massa elettrone

● I protoni e gli elettroni hanno carica uguale ed opposta.

● Gli elettroni hanno una massa piccolissima rispetto a protoni e neutroni.

● le dimensioni di un atomo sono dell’ordine dei decimi di nanometri

- gli atomi sono neutri quando il n° di protoni è uguale al n° di elettroni

→

● “ogni elettrone è una particella a cui è associata un’onda” De Broglie

Molarità

● la molarità esprime la concentrazione di una soluzione in moli di soluto per litro di

soluzione

- la molarità è data dal rapporto tra il numero di moli del soluto e il volume della

soluzione (espresso in litri) grammi

(mol)

n° moli del soluto(mol) quantità di sostanza =

n ° dimol

=

M = g/mol

(

Volume della soluzione L) Volume della soluzione( L)

1,4 L 76,58 g di HCl

Massa molare HCl = 36,45 g/mol

n° moli = 76,58 g : 36,45 g/mol = 2,10 mol

M = 2,10 mol : 1,4 L = 1,5 M

● Se a 1 litro di una soluzione 0,2 M aggiungo 1 litro, la sua concentrazione finale sarà?

0,2 = x : 1 L x = 0,2 · 1 = 0,2 mol M = 0,2 mol : 2 L = 0,1

● una soluzione 2 molare contiene: 2 moli di soluto per 1 litro di soluzione

pH

● Il pH è un numero che indica il grado di acidità o di basicità di una soluzione

● Gli acidi liberano ioni H in acqua. HCl è acido

+

● Gli acidi trasferiscono un protone all’acqua.

● Le basi liberano ioni OH in acqua.NaOH è basico

-

● i valori del pH vanno da zero a 14

→ → →

pH = 7 neutro pH < 7 acido pH > 7 basico

pH = - log [H ]

+

pOH = - log [OH ]

-

pH + pOH = 14

● Calcola il pH. HCl 0,10 M

pH = - log [H ] = - log (0,10) = 1

+

● Calcola il pH. NaOH 0,20 M

pOH = - log [OH ] = - log (0,20) = 0,70

-

pH + pOH = 14 pH = 14 – pOH pH = 14 – 0,70 = 13,30 8

→

● HCl 36,5 g/mol 3,65 g pH = 1 Litri = ?

n° mol = 3,65 : 36,5 = 0,1 mol

pH = - log (M) 1 = - log (0,1) M = 0,1

0,1 = 0,1 mol : x x = 1 litro

● una soluzione ha pH=3, il valore di [OH ] è 10 .

- -11

14= pH + pOH pOH = 14-3 = 11

● a pH=4, la concentrazione di ioni H è maggiore di quella di ioni OH

+ -

14=ph + poh poh= 14 – 4 = 10 poh= - log [OH ] H = 10 OH = 10

- + -4 - -10

● a pH= 8, la concentrazione di ioni OH è maggiore di quella di ioni H .

- +

● il pH della soluzione acquosa di un sale dipende dalla natura degli ioni della sostanza.

Esistono sali acidi e sali basici.

● una sostanza basica accetta un protone da H O

2

Teoria degli acidi e delle basi di Bronsted e Lowry.

- gli acidi sono sostanze che possono donare protoni. Gli acidi liberano ioni H in acqua.

+

- le basi sono sostanza che possono accettare protoni

Bilanciare le reazioni

Il numero di atomi di