Ricapitolando
• Z numero atomico = n. di protoni
• A numero di massa = n. di protoni n. di neutroni
• 1 UMA = 1/12 x1.99 10‐23 g = 1.66 10 ‐24g = 1/12 massa 12C
• PA peso atomico massa media degli atomi contenuti in un campione
naturale (UMA)
• MOLE numero di atomi contenuti in 12 g di carbonio – 12
• NA= 6,022 1023 numero di Avogadro atomi contenuti in una mole
• Massa molare: massa di una mole (equivale numericamente al PA ma è
espressa in g/mol)
• N. moli = massa / massa molare
• PM peso molecolare e massa molare
• PE o peso equivalente: quantità in grammi dell’elemento in questione
che reagisce con un 1 g di H
STRUTTURA E FORMA DELLE
MOLECOLE
Strutture di Lewis
• Gli atomi di idrogeno si trovano sempre
nelle posizioni terminali
• Gli atomi di carbonio formano quattro
legami
• Negli acidi inorganici ossigenati il non
metallo si trova al centro circondato dagli
atomi di ossigeno ai quali sono legati quelli
di idrogeno
Strutture di Lewis
• Sommare gli elettroni di valenza di tutti gli atomi (ogni elemento
dei gruppi principali fornisce tanti elettroni pari al numero del suo
gruppo). Aggiungere un elettrone per ogni carica negativa e
sottrarlo per ogni carica positiva
• Calcolare il numero totale di elettroni necessario perché ogni
atomo abbia un ottetto completo e gli atomi di idrogeno un
doppietto. La differenza tra questo numero ed il numero totale di
elettroni di valenza costituisce il numero delle coppie elettroniche
di legame
• Unire gli atomi della molecola con legami semplici. Le coppie
elettroniche in esubero possono essere usate per formare doppi o
tripli legami
• Disporre i rimanenti elettroni come coppie solitarie sui vari atomi in modo
da soddisfare la regola dell’ottetto.
• HCN
• 10 el. Valenza. 18 elettroni necessari a completare gli strati di
valenza
• 18‐10=8 elettroni coinvolti nei legami equivalenti a 4 coppie elettroniche
Carica formale
• In alcuni casi è possibile disegnare diverse strutture di Lewis
per una molecola
• Si calcola la carica formale: carica che avrebbe ogni atomo se i
legami fossero covalenti omeopolari
• Tutti gli elettroni non condivisi si assegnano all’atomo dove si
trovano
• Gli elettroni di legame si dividono equamente
• La carica formale è uguale al numero di elettroni di valenza
meno gli elettroni della strutture di Lewis considarata
• Le strutture corrette sono quelle con la carica formale minore
e con le cariche negative sugli atomi più elettronegativi
FORMA DELLE MOLECOLE E IONI
• Modello VSEPR. Repulsione delle
coppie di elettroni dello strato di
valenza
• Le coppie di elettroni leganti e non
leganti si respingono disponendosi
pertanto alla massima distanza
possibile
FORMA DELLE MOLECOLE E IONI
• Per stabilire la forma di una molecola si scrive la
struttura di Lewis, poi si identifica la disposizione
delle coppie di elettroni e dei legami secondo la
quale le coppie solitarie si trovano alla massima
distanza tra loro rispetto ai legami
• Si denomina la forma della molecola considerando
esclusivamente la posizione degli atomi.
• Le coppie solitarie distorcono la molecola per
attenuare la repulsione tra coppie solitarie e coppie
leganti
Forma delle molecole e degli ioni
modello della repulsione tra coppie elettroniche dello
strato di valenza
• Per descrivere la forma delle molecole si utilizzano gli
angoli di legame.
• Le regioni ad elevata concentrazione elettronica si
respingono a vicenda
• BF3, BeCl2, CO2, CH4, PCl5, SF6, CO3
2‐
• C2H4, C2H2, NO3
‐, SO3
‐, NO2, NF3, SO3
2‐,NH3
• Le coppie leganti e quelle solitarie assumono posizioni
che rendono massima la distanza reciproca
Forma delle molecole e degli ioni
• Le coppie elettroniche dei legami multipli si
trattano alla stregua di singole unità equivalenti a
una coppia di elettroni
• Se l’atomo centrale di una molecola possiede
coppie solitarie o elettroni spaiati, questi elettroni
concorrono a determinare la disposizione degli
elettroni dalla quale scaturisce la forma della
molecola, ma vanno ignorati al momento di
denominare la forma stessa
CH4
8 ev, C al centro, 4 legami, no coppie
solitarie
Forma geometrica:tetraedro
Momento dipolare o polarità del legame chimico
Ibridazione
teoria degli orbitali
molecolari
1927: Avvento della MECCANICA ONDULATORIA:
Per descrivere il comportamento degli elettroni in una molecola è
possibile risolvere equazioni di Schrodinger complesse le cui
soluzioni possono essere ottenute applicando due tipi di
approssimazione:
1. TEORIA DEL LEGAME DI VALENZA
2. TEORIA DEGLI ORBITALI MOLECOLARI
TEORIA DEL LEGAME DI VALENZA
(VALENCE BOND: VB)
Inizialmente applicata all’ H2, molecola più semplice:
Il legame covalente tra i due atomi di H consiste nella
sovrapposizione di due orbitali atomici occupati da elettroni
singoli aventi spin antiparalleli.
QUINDI condizione fondamentale per la formazione di
legami covalenti è che gli atomi possiedano elettroni spaiati.
Il legame tra due atomi è tanto più forte quanto
maggiore è la sovrapposizione degli orbitali atomici
1. Combinazione di due orbitali di tipo s o di tipo px: la
sovrapposizione avviene lungo l’asse che congiunge i
due nuclei e la densità elettronica risulta massima
nella regione internucleare: LEGAME SIGMA
2. Combinazione di due orbitali py o pz: la
sovrapposizione dei due orbitali avviene su zone che si
trovano rispettivamente sopra o sotto la congiunzione
dei due nuclei: LEGAME PIGRECO
Il legame sigma è sempre più forte di un legame
pigreco
Molecole i cui atomi sono legati tramite
legami singoli o semplici, possiedono solo
legami sigma
Molecole i cui atomi sono legati tramite
legami multipli (doppi o tripli legami),
possiedono sempre e solo un legame
sigma mentre gli altri sono pigreco
Teoria del legame di valenza
• I legami semplici sono legami σ
• I legami doppi sono un legame σ e un legame π
• I legami tripli sono un legame σ e due legami π
• Nell’applicare la teoria del legame di valenza
identificate gli orbitali atomici dello strato di valenza
che contengono elettroni spaiati, poi fate appaiare
questi elettroni e sovrapporre gli orbitali atomici da
essi occupati, fronte e fronte per formare legami σ o
di fianco per formare legami π
Ibridizzazione
• Spiega il legame nelle molecole poliatomiche
come il metano
• Si promuove un elettrone s ad un orbitale
superiore p
• Si ottengono quattro orbitali ciascuno
contenente un elettrone spaiato
• Come le onde d’acqua i quattro orbitali
interferiscono a vicenda e producono quattro
orbitali ibridi identici
• Esistono diversi tipi di ibridizzazione
IBRIDIZZAZIONE sp3: Es: CH4
Nel carbonio un elettrone 2s viene PROMOSSO in un orbitale 2p
vista la piccola differenza di energia: ENERGIA DI PROMOZIONE
Si formano quattro orbitali ibridi sp3 aventi la stessa energia
e disposti in modo tale che i loro assi formino angoli di
109°28’: IBRIDI TETRAEDRICI
ENERGIA DI
IBRIDIZZAZIONE:
energia richiesta
perché l’elettrone
passi dall’orbitale
2s a quello 2p
IBRIDIZZAZIONE sp2:
• Si ha in molecole planari triangolari come BCl3 in cui il Boro, atomo centrale alla
molecola, forma tre legami equivalenti di 120° ciascuno.
• L’atomo di B ha configurazione elettronica esterna 2s2 2p1, per giustificare la
geometria di BCl3 e quindi la capacità di B di formare tre legami bisogna ricorrere
agli orbitali ibridi.
• 1 elettrone dell’orbitale 2s verrà promosso nell’orbitale 2p ottenendo in questo
modo 3 elettroni spaiati in grado ora di formare tre legami.
• Tale combinazione dà tre orbitali ibridi sp2 trigonali.
IBRIDIZZAZIONE sp:
• Si ha in molecole con struttura geometrica lineare con legami di 180° ciascuno
come in BeCl2.
• La configurazione esterna del Be è 2s2, la formazione di due legami richiede la
promozione di un elettrone in un orbitale 2p.
• Tale combinazione lineare dà due orbitali ibridi sp o digonali.
• L’ibridizzazione può interessare TUTTI i tipi di
orbitali atomici ; condizione fondamentale perché
tale fenomeno avvenga: gli orbitali da combinare
devono avere basse differenze energetiche.
• Orbitali
ibridi
presentano
una
grande
sovrapposizione con gli orbitali degli atomi con cui
si legano e questo permette la formazione di
legami più forti di quelli dei corrispondenti orbitali
atomici puri.
Teoria degli orbitali molecolari (MO:
molecular orbitals)
• Gli orbitali molecolari sono combinazioni lineari di
orbitali atomici
• Il numero di orbitali prodotti è uguale al numero di
orbitali atomici di partenza
• L’orbitale molecolare legante è più basso in energia
degli orbitali atomici da cui deriva, l’orbitale molecolare
antilegante ha energia maggiore
• Gli elettroni della molecola vengono assegnati ad
orbitali di energia via via crescente
• Gli orbitali atomici si combinano in maniera più
efficiente se hanno energie simili
Orbitali molecolari
La formazione dei legami chimici si basa sulla formazione di orbitali molecolari che
avviene in seguito alla sovrappossizione degli orbitali atomici singoli contenenti
elettroni spaiati. Il numero di orbitali molecolari formati è uguale al numero di
orbitali atomici combinati. Ogni orbitale corrisponde ad una specifica funzione
d’onda ψ, ciascuna caratterizzate da appropriati numeri quantici.
Quando due orbitali atomici si sovrappongono,
essi possono essere in fase (sommati) o in
opposizione di fase (sottratti):
Quando si sovrappongono in fase, si genera una
interazione costruttiva nella regione tra i nuclei e
si forma un ORBITALE DI LEGAME la cui energia
è minore degli orbitali atomici che si combinano.
Quando gli orbitali atomici si sovrappongono in
posizione di fase, si crea una interazione
distruttiva che riduce la probabilità di trovare
elettroni nella regione tra i nuclei e si forma un
ORBITALE DI ANTILEGAME la cui energia è
maggiore degli orbitali atomici che si combinano.
I diagrammi MO correlano le energie degli orbitali molecolari con gli orbitali atomici da cui
derivano. Se l’energia totale degli elettroni è più bassa usando gli orbitali molecolari (la
colonna di centro), allora la molecola si forma. Se l’energia totale degli elettroni è più bassa
usando gli orbitali atomici (le due colonne laterali), allora la molecola non si forma.
Per riempire i diagrammi degli orbitali molecolari
valgono regole di riempimento per gli elettroni
analoghe a quelle viste per gli orbitali atomici, che si
possono così riassumere:
• gli elettroni occupano prima i livelli più stabili e cioè
a minor energia;
• in ogni orbitale molecolare possono stare al
massimo due elettroni, con spin opposti (principio
di Pauli);
• se sono disponibili orbitali molecolari con la stessa
energia, gli elettroni tendono a occuparli
singolarmente e con spin paralleli (regola di Hund);
• gli orbitali molecolari formano legami σ, σ*, π,
π* (così come nel metodo del legame di valenza);
una molecola può esistere solo se il numero di
elettroni che si trovano sugli orbitali molecolari
leganti supera quello degli elettroni che occupano
orbitali molecolari antileganti
LITIO Li
BERILLIO Be
Magnetismo in chimica
I processi che generano un campo magnetico in un atomo sono i
seguenti:
Spin nucleare – alcuni nuclei, come l’atomo di idrogeno, hanno spin netto, il quale crea
un campo magnetico
Spin elettronico - un elettrone ha due stati intrinseci di spin (+1/2 e -1/2)
Moto dell’orbitale elettrico – il moto dell’elettrone intorno al nucleo genera un campo
magnetico
Ognuno di questi campi magnetici generati interagisce uno con l’altro e con i campi
magnetici esterni; alcune di queste interazioni sono forti altre più deboli
Stati magnetici della materia
Non solo i magneti (le sostanze FERROMAGNETICHE) rispondono
alle sollecitazioni di un campo magnetico. Tutti i materiali
mostrano in realtà un comportamento specifico in relazione al
magnetismo che ci permette di individuare, secondo le loro
caratteristiche, TRE gruppi principali di materiali.
DIAMAGNETICHE sono sostanze composte da atomi privi di un
momento magnetico netto, in quanto i loro elettroni sono disposti
in orbitali completi, senza elettroni spaiati. Questo porta ad una
forma di “repulsione” del materiale in presenza di un campo
magnetico
Sostanze PARAMAGNETICHE sono costituite da atomi e/o ioni con
elettroni spaiati presenti entro orbitali elettronici incompleti.
Mostrano un momento magnetico netto e, in presenza di un
campo magnetico esterno sono in grado di magnetizzarsi nella
stessa direzione del campo (con segno positivo).
CLASSI DI REAZIONI CHIMICHE
•Equazioni chimiche
•L’equazione chimica bilanciata
simboleggia i cambiamenti qualitativi e
quantitativi che avvengono nel corso di
una reazione. I coefficienti stechiometrici
indicano le proporzioni numeriche
secondo cui le moli di reagenti e prodotti
prendono parte alla reazione
•Legge della conservazione della massa
Reazioni
di ossido-riduzione
Con reazioni di ossido–riduzione si intende una vasta classe di reazioni
che implicano un trasferimento elettronico più o meno evidente.
Ad esempio il trasferimento elettronico è evidente nella reazione:
Zn + Cu2+
Zn2+ + Cu
Per caratterizzare questo tipo di reazioni è stato definito il numero di
ossidazione di un atomo in un composto. Questo numero corrisponde
ad una carica fittizia dell’atomo in questione nella molecola considerata,
carica assegnata secondo certe regole.
Nel caso particolare di una specie monoatomica, atomo neutro o ione, lo
stato di ossidazione è uguale alla carica:
Specie
n. ox.
Na+
Cl-
S2-
Fe2+
Fe3+
+1
-1
-2
+2
+3
Nel caso di una molecola o di uno ione poliatomico l’assegnazione del
numero di ossidazione agli atomi costituenti è basata sulla seguente
assunzione:
Entrambi gli elettroni di legame vengono assegnati all’atomo più
elettronegativo.
In un composto formato ioni monoatomici questa è la carica ionica effettiva che
ha lo ione:
Es: NaCl
Na ha numero di ossidazione +1 e Cl ha num. di ossidazione -1
