Ripasso di Chimica generale e inorganica

12. LE STRUTTURE DI LEWIS

Disegnare le strutture di Lewis:

A) Determinare la disposizione degli atomi (meno elettronegativo è centrale, H sempre terminale).

B) Determinare il numero di elettroni di valenza.

C) Ipotizzare la struttura (un legame = 2 elettroni).

D) Scrivere le coppie solitarie (elettroni rimasti) attorno agli atomi escluso H oppure creare legami multipli.

Nel caso di ioni poliatomici, per i cationi sottrarre un numero di elettroni pari alla carica positiva, per gli anioni

aggiungere un numero di elettroni pari alla carica negativa.

- - -

E) Calcolare la carica formale di ogni atomo → e di valenza dell’ atomo neutro - e in doppietti liberi - (e in

doppietti di legame)/2. La carica totale deve essere quella dello ione.

Specie chimiche che presentano lo stesso numero di atomi e lo stesso numero totale di elettroni di valenza hanno la

stessa struttura di Lewis e sono quindi chiamate specie isoelettroniche.

Risonanza = Diverse strutture equivalenti della specie in esame che presentano gli atomi nella stessa posizione ma

in cui cambia la disposizione dei doppietti elettronici sono considerate per descrivere accuratamente i legami presenti

in quella molecola e sono dette ibridi di risonanza. In ognuno di essi è presente almeno un legame multiplo.

13. LE FORMULE CHIMICHE

I simboli e le formule chimiche identificano il tipo di elemento presente (informazione qualitativa) e il numero di

atomi con cui esso è presente (informazione quantitativa).

Formula minima → Definisce il numero relativo di atomi di ogni tipo presenti nella sostanza. Si determina dalla

percentuale in peso degli elementi presenti.

Formula molecolare → Definisce il numero reale di atomi di ogni tipo presenti nella sostanza. Si determina dalla

formula minima e dalla massa molecolare.

Formula di struttura → Definisce come gli atomi sono legati tra loro e come sono situati nello spazio.

Determinare la formula minima di un composto avendo la composizione percentuale in peso:

A) Calcolare la massa molare degli elementi

B) Calcolare il numero di moli di ogni elemento per 100g di composto (quindi pari alla % in g)

C) Considerare il numero più piccolo di ioni trovato per calcolare gli atomi di ogni elemento

14. LA FORMA DELLE MOLECOLE

Modello VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion) → I doppiette elettronici di legame o solitari presenti nel

guscio di valenza di un atomo si respingono e si dispongono nello spazio in modo da stare alla massima distanza

possibile.

Se la molecola non ha coppie solitarie, la geometria molecolare è uguale alla geometria elettronica. Se invece la

molecola presenta coppia solitaria di elettroni, la geometria molecolare cambia in quanto le coppie solitarie

necessitano di maggiore spazio rispetto alle coppie di legame.

Per 4 coppie elettroniche:

● 3 di legame, 1 solitaria → Trigonale planare con α=107,5°C (es. NH )

3

● 2 di legame, 1 solitaria → Piegata o angolare con α=104,5°C (es. H O)

2

Per 5 coppie elettroniche:

● 4 di legame, 1 solitaria → Altalena (es. SF )

4

● 3 di legame, 2 solitarie → A T (es. ClF )

3

● 2 di legame, 3 solitarie → Lineare (es. XeF )

2

Per 6 coppie elettroniche:

● 5 di legame, 1 solitaria → Piramidale a base quadrata (es. BrF )

5

● 4 di legame, 2 solitarie → Quadrato-planare (es. XeF )

4

Ai fini della geometria molecolare, le coppie elettroniche coinvolte in legami multipli occupano la stessa regione di

spazio.

Dipolo elettrico = sistema costituito da due cariche elettriche e puntiformi e di segno opposto poste a piccola

+ -

distanza tra loro. I simboli δ e δ indicano l’esistenza di addensamenti di carica negativa in una zona della molecola

e il conseguente insorgere di carica positiva in un’altra.

Momento dipolare = somma vettoriale di tutti i momenti di legame presenti. Vale μ=q•r e si rappresenta con un

+ -

vettore +—> che va da δ a δ ed è parallelo all’asse di legame.

Una molecola del tipo AX non presenta polarità se tutti gli X sono identici è disposti in modo simmetrico rispetto ad A.

n

15. LE FORZE INTERMOLECOLARI

Oltre ai legami chimici, esistono anche interazioni che contribuiscono alla stabilità della molecola e possono

spezzarsi e formarsi facilmente. Esistono diversi tipi di interazioni caratterizzate da diversa stabilità: interazioni

intermolecolari (legami deboli, giustificano gli stati di aggregazione) e interazioni intramolecolari (legami forti,

giustificano le proprietà chimico-fisiche delle sostanze). Tutte le interazioni sono di natura elettrostatica.

Legame idrogeno → Si stabilisce tra un atomo di H legato ad un atomo molto elettronegativo e un elemento molto

elettronegativo di un’altra molecola. È un legame intermolecolare che si forma tra H e X di due molecole diverse. Un

esempio è la struttura del ghiaccio (reticolo cristallino con legami O—H). Il legame idrogeno influenza il punto di

ebollizione, particolarmente alto in H O, HF e NH .

2 3

Interazioni dipolari di Van der Waals → Si stabilisce tra molecole che contengono legami covalenti polari e che

+ -

quindi hanno dipoli permanenti. Il lato δ di una molecola è attratto dal lato δ di un’altra molecola. Le interazioni

di Van der Waals influenzano l’evaporazione di un liquido o la condensazione di un gas. Nelle forze ione-dipolo il lato

+ / - +

δ /δ di un solvente polare viene attratto dal lato δ /δ di uno ione creando una sfera di solvatazione. Le forze di

attrazione tra ioni e dipoli spiegano la solubilità delle sostanze saline in acqua e nei solventi polari (similia similibus

solvuntur).

Forze di dispersione di London → Debolissime, sono le uniche che si instaurano tra molecole non polari. In due

molecole apolari vicine, le temporanee attrazioni e repulsioni tra nuclei ed elettroni producono dipoli indotti. La

correlazione tra i moti degli elettroni dei due atomi (ora polari) porta ad un’energia minore e stabilizzare il sistema. Il

dipolo indotto può essere generato anche da una molecola polare: si parla di interazioni tra un dipolo e un dipolo

indotto.

In ordine crescente di forza: dispersione, dipolo-dipolo, legame idrogeno, ione-dipolo.

16. LA TEORIA DEL LEGAME DI VALENZA

Due teorie, entrambe valide, usate con scopi differenti e in situazioni diverse.

1. Teoria del legame di valenza (VB) di Pauling, utile per una descrizione qualitativa del legame e per una

visualizzazione grafica immediata delle molecole allo stato fondamentale: i doppietti elettronici di legame

sono formati dall’interazione di elettroni spaiati e sono condivise tra gli atomi, mentre i doppietti solitari sono

localizzati su un particolare atomo.

2. Teoria degli orbitali molecolari (MO) di Mulliken, utile per una descrizione quantitativa del legame delle

molecole negli stati eccitati: gli orbitali atomici si combinano per formare orbitali molecolari diffusi o

delocalizzati sull’intera molecola.

Teoria VB

Molecole biatomiche → Sovrapposizione degli orbitali. Gli orbitali σ hanno massima densità elettronica lungo l’asse

che unisce i due nuclei. Gli orbitali π hanno densità elettronica nulla lungo l’asse che unisce i due nuclei. Il legame σ,

ad esempio, si può formare tra due per sovrapposizione degli orbitali 1s, tra un H e un F per sovrapposizione degli

orbitali 1s di H e 2p di F, tra due F per sovrapposizione degli orbitali 2p di F.

Molecole poliatomiche → Teoria dell’ibridazione degli orbitali, cioè un mescolamento tra orbitali atomici di tipo

diverso in modo da ottenere nuovi orbitali atomici ibridi identici fra loro. Numero di orbitali ibridi uguale al numero di

orbitali atomici che sono combinati, orbitali ibridi accolgono elettroni delle coppie di legame e delle coppie solitarie

presenti sull’atomo centrale, e sono diretti dall’atomo centrale verso quelli periferici per una migliore sovrapposizione

(legami più forti). Gli orbitali ibridi sono combinazioni lineari di funzioni d’onda che descrivono i diversi stati

elettronici possibili.

3 2

Ibridazione sp : 1 orbitale s (ns) + 3 orbitali p (np , np , np ) 4 sp (es. CH , H O, NH g.e. tetraedrica)

⇒

x y z 4 2 3

2 2

Ibridazione sp : 1 orbitale s (ns) + 3 orbitali p (np , np , np ) 3 sp + np (es. BF g.e. planare)

⇒

x y z z 3

Ibridazione sp: 1 orbitale s (ns) + 3 orbitali p (np , np , np ) 2 sp + np , np (es. BeCl g.e. lineare)

⇒

x y z y z 2

3

Ibridazione sp d: 1 orbitale s (ns) + 3 orbitali p (np , np , np ) + 1 orbitale d g.e. triangolare bipiramidale

⇒

x y z

3 2

Ibridazione sp d : 1 orbitale s (ns) + 3 orbitali p (np , np , np ) + 2 orbitali d g.e. ottaedrica

⇒

x y z 2

Legami multipli → Nella molecola di etilene C H si formano legami σ C—H e C—C tra gli orbitali ibridi sp in seguito

2 4

alla sovrapposizione di orbitali atomici orientati lungo l’asse di legame, e un legame π in seguito alla sovrapposizione

laterale di due orbitali p (solo sì si trovano su atomi adiacenti e sono paralleli tra loro e perpendicolari al piano

molecolare). Nella molecola di acetilene C H si hanno due orbitali ibridi sp per ogni atomo di C usati per formare

2 2

legami σ C—H e C—C e due orbitali p per ogni C usati per formare due legami π C—C.

Teoria MO

Concepisce la molecola come un insieme di nuclei circondati da elettroni in orbitali coinvolgenti più atomi. Un orbitale

molecolare è considerato come una combinazione lineare di orbitali atomici (LCAO).

1° principio → Il numero totale degli orbitali molecolari è sempre uguale al numero degli orbitali atomici. I MO sono

determinati dall’interferenza costruttiva o distruttiva delle funzioni d’onda atomiche: quando si combinano gli

orbitali 1s di due H per formare l’H si formano un orbitale molecolare legante (somma dei due 1s) e un orbitale

2

molecolare antilegante (sottrazione dei due 1s). Il riempimento degli MO avviene secondo le regole di Aufbau.

2° principio → L’orbitale molecolare legante ha un’energia minore rispetto agli orbitali atomici da cui deriva, mentre

quello antilegante ha un’energia maggiore.

3° principio → Gli elettroni della molecola occupano gli orbitali di energia via via crescente. È in accordo con il

principio di esclusione di Pauli e con la regola di Hund.

Nelle molecole biatomiche omonucleari con elementi del blocco p, l’orbitale p di un atomo può interagire

“frontalmente” o “lateralmente” per formare rispettivamente una coppia di MO σ oppure di MO π.

17. NOMENCLATURA DEI COMPOSTI INORGANICI

Nomenclatura tradizionale → Uso di prefissi e suffissi in base al numero di ossidazione degli elementi.

Nomenclatura IUPAC (International Union of Pure an