Riassunto primo esonero chimica

LEGAME ELETTRONICO DELOCALIZZATO + LEGAME METALLICO:

Il legame metallico può essere visto come una estensione del legame ad elettroni delocalizzati (detto anche

legame aromatico) il legame ad elettroni delocalizzato è tipico della molecola benzene e dei sui derivati. Il

benzene ha formula bruta C6H6, è formato da un anello regolare (esagono) di atomi di carbonio, ognuno

dei quali è legato ad un atomo di idrogeno. Il carbonio, appartenente al 4 gruppo, disaccoppia il suo lone

pair, acquisisce energia per diventare Cstar e avere elettroni disaccoppiati. Nel benzene il C crea un legame

sigma e uno TT con il C e uno sigma con H. Questa formula di struttura non rende conto de fatto che ho un

esagono regole in quanto avendo legami sigma alternati con legami TT sicuramente il primo è più forte del

secondo. In realtà la stessa formula può essere scritta in maniera simmetrica. Dunque abbiamo due

formule risonanti. Il legame TT, che preme sul legame sigma precedente, porta alla creazione di una nube

elettronica al di sopra e al di sotto dei nuclei considerati. La nube elettronica coprirà l’intero legame in

quanto la formula di struttura risuona tra le due formule. C è sp2, è una molecola planare, prima del doppio

legame ogni carbonio ha un orbitale non ibridizzato che per riempire l’ultimo legame, andrà a piegarsi sul

carbonio adiacente per aver sovrapposizione degli orbitali e andando a condividere lo spazio, sotto e

sovrastante. Questa è una situazione particolare di stabilità, i 6 elettroni p non ibridizzati vengono detti

sestetto aromatico. Questa è una situazione comune a tutte le molecole che contengono almeno un anello

di 6 atomi di C con alternanza di legami sigma e TT, ad esempio la naftalene è formata da due anelli

benzenici fusi, ovvero hanno un lato dell’esagono in comune. I due atomi di carbonio che fanno parte di

entrambi gli anelli non creano il legame con l’idrogeno. Anche la naftalene ha formula risonante. Il benzene

può essere semplificato nel disegno con un esagono e un cerchio interno indicante la nube elettronica e

sottointendendo che ai vertici si hanno CH. Aggiungendo un terzo anello alla naftalene si ha l’antrocene.

Posso continuare ad aggiungere anelli all’infinito, ovvero fino a raggiungere il numero di avogadro. Al

tendere all’infinito del numero di anelli benzenici fusi otteniamo la grafite la cui formula è C, formula

minima. La grafita è formata dunque da piani.

Il benzene si trova nella benzina ed è particolarmente pericolosa perché induce mutazioni nel dna portando

leucemia.

I metalli sono cristalli, cioè strutture regolari basate sulla ripetizione di cosiddette "celle elementari". Una

semplice sintesi dei livelli energetici degli elettroni è il modello a bande. La banda di valenza è l’insieme

degli orbitali molecolari ad energia molto simile, occupati dagli elettroni, la banda di conduzione è l’insieme

degli orbitali vuoti ad energie simili. La conduzione elettrica consiste nel salto di uno o più elettroni da un

orbitale pieno a uno vuoto: la differenza tra un metallo e qualsiasi altra macromolecola formata dagli stessi

atomi sta proprio nella posizione reciproca della banda di conduzione e della banda di valenza: nei metalli

la banda degli orbitali occupati è adiacente a quella degli orbitali vuoti, differiscono per un delta epslon. In

un non metallo, isolanti, la banda di conduzione e la banda di valenza sono separate da un delta E

talmente elevato che gli elettroni devono acquistare una quantità di energia troppo elevata per poter

avere il salto allora non sono in grado di compierlo. Se banda di valenza e banda di conduzione sono

separati da un delta E abbastanza grande per cui gli elettroni non riescono a compiere il salto, ma

abbastanza piccolo da poter effettuare il salto se sottoposti ad un aumento di temperatura, si parla di

semiconduttori(All’aumentare di temperatura infatti aumenta l’energia degli elettroni), la resistenza

diminuisce. Nei metalli invece se si aumenta la temperatura, la resistenza aumenta: gli elettroni, liberi di

muoversi all’interno dell’orbitale molecolare esteso a tutta la barra metallica, all’aumentare della

temperatura, aumentano la loro energia cinetica ma nel contempo aumenta anche l’energia cinetica degli

atomi. Gli atomi, fissi nelle loro posizioni, aumentano le oscillazioni intorno alla loro posizione di equilibrio,

ciò porta ad ostacolare il moto degli elettroni che devono fare una specie di slalom intorno al nucleo,

questo spiega l’aumento di resistenza del metallo all’aumento della temperatura.

Attraverso il drogaggio dei semiconduttori si riesce ad aumentare la loro conducibilità elettrica. Il drogaggio

può essere di tipo:

n: condizione necessaria è che l'atomo drogante sia presente in quantità piccolissime in modo da non andare ad

alterare la struttura del semiconduttore. L’atomo drogante nel drogaggio n ha un elettrone in più di quelli che

servono per soddisfare i legami del reticolo cristallino, prendendo il posto di uno degli atomi del reticolo

cristallino, l’atomo drogante avrà un elettrone disaccoppiato che acquista libertà di movimento all'interno del

semiconduttore. È fondamentale per avere il drogaggio che l’atomo drogante venga completamente circondato

da atomi del semiconduttore. (es. As nel Si)

p: l'atomo drogante ha un elettrone in meno e tale mancanza di elettrone, porta a libertà di movimento di uno

degli elettroni del semiconduttore.(es. il Ga nel Si).

L’effetto sugli orbitali molecolari porta nel drogaggio di tipo n un introduzione, in vicinanza della banda di

conduzione, di orbitali dell’atomo drogante occupati da elettroni. Per il drogaggio di tipo p gli orbitali vuoti del

drogante si trovano a ridosso della banda di valenza del semiconduttore.

LEGAMI INTERMOLECOLARI:

A differenza dei legami intramolecolari che legano tra loro atomi differenti di una stessa molecola, le forze

intermolecolari si hanno tra due o più molecole. Sono tutti legami di natura dipolare, abbiamo interazioni:

ione-dipolo

ione-dipolo indotto

dipolo-dipolo LEGAMI DI WAN DER VAALS

dipolo-dipolo indotto

dipolo indotto-dipolo indotto = FORZE DI LONDON

IONE- DIPOLO:

si ha interazione ione-dipolo quando solubilizziamo un composto ionico (ad esempio Nacl) in un solvente

polare (ad esempio l’acqua). I dipoli sono in grado di rompere i legami fra gli ioni, dissolvendoli. Abbiamo

infatti che il dipolo avvicina con le sue frazioni di carica positiva o negativa, le carice opposte del cristallo

generando interazioni elettrostatiche che competono con quelle interne del cristallo. In particolare sono gli

ioni agli spigoli che risentono maggiormente delle interazioni in quanto hanno una porzione maggiore di

superficie che può essere attaccata dai dipoli. L’interazione è così forte che l’acqua riesce a staccare lo ione

dal cristallo, che circondato poi da molecole d’acqua, viene stabilizzato. Questo processo si sviluppa per

tutto il cristallo fino alla sua disgregazione completa. Ad un’interazione ione-dipolo, si accompagna sempre

una interazione ione-dipolo indotto: Il dipolo è una separazione di carica in cui la carica positiva e la carica

negativa hanno lo stesso valore in modulo. Indicando con d la distanza che separa le cariche del dipolo, il

momento di dipolo mu, è dato dal prodotto della distanza tra le cariche d e il valore assoluto del valore di carica

δ . μ =d δ. Aumentare il momento di dipolo vuol dire aumentare la forza con cui il dipolo dà forza coulombiana e

si può avere o aumentando la carica o aumentando la distanza. Nel momento in cui il dipolo si avvicina ad uno

ione, la carica intera dello ione attrae la carica positiva del dipolo, ma poiché nel dipolo la parte positiva si

accompagna a quella negativa, all’avvicinarsi del dipolo allo ione si ottiene anche repulsione con la carica

negativa. Questa repulsione porta ad allontanare tra loro le cariche del dipolo, aumentando la distanza d. μ’=d’ s

μ’>μ. L’effetto finale è l’aumento del momento di dipolo. Il dipolo indotto è la differenza tra μ’ e μ, ovvero

l’aumento del momento di dipolo dovuto alla presenza di una carica. Necessariamente l’interazione ione-

dipolo si accompagna ad un’interazione ione dipolo indotto in quanto questa nasce dopo un’interazione ione-

dipolo.

DIPOLO-DIPOLO E DIPOLO-DIPOLO INDOTTO:

Tali interazioni sono identiche alle precedenti ma di entità minore. C’è un interazione tra i due dipoli in modo da

avvicinare il più possibile le cariche opposte. Questa interazione tra cariche opposte porta anche ad un

avvicinamento di cariche uguali che quindi si danno repulsione. Anche in questo caso tale repulsione porta ad un

aumento di distanza tra le cariche del dipolo, creando un dipolo indotto. Dunque anche l’interazione dipolo-

dipolo si accompagna a un’interazione dipolo-dipolo indotto. Questa volta il dipolo indotto sarà inferiore a

quello generato in presenza di uno ione perché la carica che lo genera è più piccola. Queste interazioni

giustificano la presenza degli stati condensati di tutte le molecole dipolari.

DIPOLO INDOTTO-DIPOLO INDOTTO:

Tale interazione giustifica lo stato condensato in molecole che non sono dipolari. Ad esempio l’idrogeno, la

molecola H2 è costituita da due atomi identici H-H, sicuramente questo legame non è dipolare perché gli atomi

hanno la stessa elettronegatività e statisticamente gli elettroni si trovano nel centro della molecola. Questa

molecola non potrà avere interazioni di Van Der Vaals con altre molecole di idrogeno e vivere in uno stato

condensato ma non è vero perché l’idrogeno a basse temperature può essere trovato allo stato liquido. Ciò

significa che anche le molecole non dipolari danno interazioni attrattive dipolari, queste interazioni sono dovute

alla piccola probabilità di trovare nel tempo gli elettroni dei due nuclei posizionati in maniera asimmetrica

rispetto al nucleo, in questo caso istantaneamente i due atomi si caricano di un δ+ e di unδ-. Si parla di dipolo

istantaneo. Il dipolo istantaneo può indurre dipolarità nella molecola accanto. La presenza di un dipolo

istantaneo genera un dipolo indotto istantaneo, l’interazione tra dipoli istantanei tiene conto della forza di

London e quindi dello stato aggregato delle molecole non polari. Ho uno stato aggregato (solido e liquido) di

molecole non polari quando l’agitazione termica non sovrasta l’interazione attrattiva cioè solo quando la

temperatura è estremamente bassa.

è un caso particolare di forza intermolecolare in cui è implicato un atomo di

Il legame a idr