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CHIMICA - Le molecole e le loro forme, Elettroni esterni e legami chimici, Rappresentazione delle molecole, Legame covalente omopolare, Legame covalen

CHIMICA - Le molecole e le loro forme, Elettroni esterni e legami chimici, Rappresentazione delle molecole, Legame covalente omopolare, Legame covalen


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CHIMICA


Le molecole e le loro forme

Molecola = formata da uno o più atomi, sia uguali sia diversi (che hanno proprietà diverse da quelle della molecola), uniti da legami chimici. E’ la più piccola parte di una sostanza capace di esistenza propria e che ha le stesse proprietà chimiche del suo composto.

Formula chimica = è come viene indicata la composizione chimica di una molecola, ossia gli elementi e gli atomi da cui è composta. Usa i simboli chimici degli elementi che la compongono con in basso a destra il numero di atomi presenti (il numero 1 non si scrive). I simboli sono scritti in ordine crescente di elettronegatività.

Formule molecolari = dicono quanti e quali atomi ci sono.

Formule di struttura = dicono come gli atomi sono legati tra loro, e si scrivono con dei trattini tra i simboli.




Elettroni esterni e legami chimici

Legami chimici = sono le forze di attrazione di natura elettrica che tengono uniti gli atomi in molecole o in composti ionici. Si formano per raggiungere l’ottetto, e dipendono dagli elettroni più esterni, ossia dalla conurazione elettronica esterna, poiché la parte di contatto tra gli atomi è quella esterna.


Rappresentazione delle molecole

Si usa una simbologia, la rappresentazione di Lewis. Si considerano i 4 orbitali più esterni (s e 3 orbitali p), perciò gli elettroni vengono indicati con dei puntini ai 4 lati del simbolo chimico. Doppietto = coppia di elettroni che occupa lo stesso orbitale (si disegnano 2 punti). Singoletto = elettrone da solo (si disegna un punto).

Modelli a spazio pieno = delle sferette di plastica sono gli atomi. Si uniscono per dare un’idea delle dimensioni della molecola rispetto agli atomi. Le sfere hanno un colore diverso a seconda dell’elemento.

Modelli a bastoncini e palline = le palline rappresentano gli atomi e i bastoncini i legami chimici.


Legame covalente omopolare

Esempio usato: idrogeno. Ha un solo elettrone nell’orbitale 1s, perciò per raggiungere l’ottetto tende ad acquistare un elettrone e a raggiungere l’ottetto dell’elio. Se 2 atomi di idrogeno si incontrano, i 2 orbitali vengono a contatto e si forma una nube elettronica che racchiude i 2 nuclei e nella quale girano tutti e 2 gli elettroni, che sono attirati da tutti e 2 i nuclei. A una certa distanza si forma un equilibrio tra le forze di attrazione tra elettrone e nucleo e le forze di repulsione tra nucleo e nucleo. Legame covalente = è la forza che unisce 2 atomi che hanno una coppia di elettroni in comune. Si può formare se: c’è un elettrone da solo in tutti e 2 gli orbitali, gli orbitali si sovrappongono parzialmente, gli elettroni di legame hanno spin opposto. Simbologia: prima   H + H o 2H (sono separati) dopo H-H o H2 (sono uniti). Legame covalente omopolare = si forma tra 2 atomi uguali, o con uguale elettronegatività (es idrogeno). La nube elettronica è simmetrica rispetto ai 2 nuclei.


Legame σ e legame π

Legame σ = è un legame covalente in cui la nube elettronica avvolge da tutti i lati una retta ideale che unisce i due nuclei. Es: sia molecole di idrogeno che di cloro.

Legame π = è un legame covalente con la nube elettronica sia sopra sia sotto la retta ideale che unisce i due nuclei. La nube non comprende questa retta.

Legame singolo = due atomi condividono un solo elettrone. Viene indicato con “-“.

Doppio legame = quando due atomi condividono due coppie di elettroni, ossia 4 elettroni. Viene indicato con 2 trattini uno sopra l’altro.

Triplo legame = può essere formato da un legame σ e 2 legami π. Viene indicato con 3 trattini uno sopra l’altro.

Nel legame π, se gli orbitali si sovrappongono bene il legame è forte: questo avviene quando gli atomi sono piccoli e quindi i nuclei vicini. Quando gli atomi sono grossi gli orbitali sono troppo distanti il legame è più debole, e a partire dagli elementi del terzo periodo il legame diventa difficile o impossibile, perciò si formano prevalentemente legami singoli.


Legame covalente eteropolare

Si forma per esempio nelle molecole di acqua, tra atomi diversi e con diversa elettronegatività. Gli elettroni sono attirati in modo diverso dai 2 nuclei, a causa della diversa elettronegatività: per esempio nell’acqua il nucleo dell’ossigeno attira di più gli elettroni, che ci si trovano intorno per più tempo, e quindi la nube elettrica intorno all’atomo di ossigeno è più larga. L’atomo di idrogeno ha una parziale carica positiva, poiché gli elettroni non la neutralizzano più completamente, e viene indicata con “delta”+, mentre l’atomo di ossigeno è parzialmente negativo (“delta”-), perciò gli atomi uniti non sono più neutri.




Legame covalente dativo

Un atomo che ha gia raggiunto l’ottetto unisce il suo orbitale con uno vuoto di un altro atomo. Un atomo può essere datore solo se il doppietto non è impegnato in altri legami. Il legame si indica con una freccia dall’atomo datore all’atomo accettore. Es: l’ossigeno è un caso particolare, perchè può diventare accettore se i due suoi singoletti si uniscono in un unico orbitale p, così che l’altro orbitale p resta vuoto.


Legame ionico o legame salino

C’è bisogno di una grande differenza di elettronegatività, perché un atomo perde totalmente un elettrone e un altro atomo lo acquista. Per esempio questo avviene tra il sodio (che perde l’elettrone) e il fluoro, che formano il fluoruro di sodio. I due atomi raggiungono l’ottetto, ma il sodio diventa positivo (ione sodio), e il fluoro negativo (ione fluoruro): a causa delle cariche elettriche opposte gli ioni si attraggono e si uniscono. Non si formano molecole, ma composti ionici, che possono avere un rapporto sia di 1:1 sia 1:2, se uno ione è legato a altri 2 ioni. La maggior parte delle volte questi legami si formano tra primi e ultimi gruppi, così la differenza di elettronegatività è alta.


Legame metallico

Si forma tra i metalli, che perdono elettroni molto facilmente per la loro caratteristica di avere l’energia di ionizzazione molto bassa. Ogni elettrone è attirato da tutti gli atomi circostanti, che restano fortemente uniti. Gli elettroni formano una nube elettrica, nella quale gli elettroni si spostano liberamente.


Legame ione-dipolo

Si forma tra molecole e ioni. Dipolo = sistema formato da 2 cariche elettriche uguali ma di segno opposto, poste a una certa distanza. Es: acqua con un composto ionico, il cloruro di sodio. I suoi ioni si dividono e quelli positivi attirano l’ossigeno, che è negativo, e quelli negativi attirano l’idrogeno, che è positivo e dipolare. Il legame ione-dipolo è una forza elettrostatica (tra cariche opposte) che unisce una molecola e uno ione: non riguarda gli elettroni.


Interazioni di Van der Waals

Sono deboli legami di natura elettrostatica tra le molecole. Interazione dipolo-dipolo = nelle molecole con un legame covalente eteropolare può esserci un dipolo, ossia la separazione di cariche elettriche: la carica parziale positiva attira quella negativa. Interazione dipolo-dipolo indotto = l’induzione elettrostatica è un fenomeno per il quale si forma un dipolo grazie a una carica elettrica vicino a un corpo neutro con elettroni mobili. Questa interazione è tra il dipolo indotto e una molecola dipolare. Interazione dipolo indotto-dipolo indotto = è anche chiamata forza di London. In una molecola senza separazione di cariche elettriche ci sono comunque dipoli istantanei, perché gli elettroni non sono distribuiti in modo omogeneo. Questa interazione c’è se c’è una interazione tra due dipoli istantanei di segno opposto. Questa forza è molto debole e è rilevante solo quando le molecole sono vicinissime.


Legame idrogeno

Si ha quando un atomo di idrogeno è legato con un legame covalente a un atomo molto elettronegativo, che attira verso di se gli atomi. L’atomo di idrogeno ha una parziale carica positiva e tende a formare un’interazione dipolo-dipolo con un altro atomo con una parziale carica negativa, per diminuire la sua energia causata dall’altra densità di carica elettrica. Es: acqua. Si rappresenta con 3 punti in fila. Per far in modo che questo legame sia molto forte bisogna che i 2 atomi legati all’idrogeno siano molto elettronegativi.


Energia di legame

E’ l’energia che si libera quando si forma un legame chimico o che bisogna fornire per rompere lo steso legame, poiché l’energia di 2 atomi legati è minore dell’energia dei 2 stessi atomi singoli. Si misura in kj/mol (kilojoule per mole). Il valore dell’energia di legame ci fornisce una precisa indicazione sulla forza del legame, poiché più un legame è forte più energia occorre per romperlo. Legami primari = gli atomi si uniscono per formare molecole o composti ionici (covalente, ionico, metallico). Legami secondari = ci sono tra molecole e tra molecole e ioni (ione-dipolo, idrogeno, interazioni di Van der Waals). Quelli primari hanno un’energia di legame più alta rispetto a quelli secondari. Un legame tra atomi di raggio elevato è più debole che tra atomi piccoli, perché gli elettroni sono più lontani dal nucleo: l’energia di legame è più debole con l’aumentare del raggio dell’atomo. Più legami ci sono più è difficile separare gli atomi, perciò il valore dell’energia di legame cresce con il numero dei legami.




Legami e ibridazione degli orbitali

Ibridazione degli orbitali = è i mescolamento di 2 orbitali di tipo diverso per formare orbitali con caratteristiche nuove, per ricercare una maggiore stabilità. Orbitali ibridi = nuovi orbitali isoenergetici con la stessa forma. Ibridazione sp = riguarda un orbitale s e uno p. l’orbitale 2s ha energia minore di quello 2p, ma se all’atomo viene fornita energia 2 elettroni dell’orbitale s si spostano in quello p . Ibridazione sp2 = 1 orbitale s e 2 p. I 3 orbitali che si formano hanno ognuno un singoletto, perché un elettrone dall’orbitale s è andato in quello p che era vuoto. Ibridazione sp3 = si formano 4 orbitali ognuno con un singoletto, perché un elettrone dell’orbitale s va nell’unico orbitale p vuoto.


Formula di un composto

Formule servono per riconoscere subito un composto, e eseguono un sistema di regole. Formula chimica = da informazioni sul numero degli atomi e sul tipo e il numero di legami chimici. Formula molecolare = indica in che rapporto numerico sono gli atomi. Formula minima = è il rapporto minimo di numeri interi tra gli atomi e tra gli ioni. Formula di struttura = indica gli atomi, la loro disposizione nello spazio e il numero di legami.


Valenza e numero di ossidazione

Valenza = numero di legami tra un elemento di un composto e atomi di altri elementi: è il numero di elettroni ceduti, acquistati o condivisi. Elettroni di valenza = elettroni più esterni. Elettroni del nocciolo = elettroni più interni. Regola dell’ottetto di Kossel = gli elementi tendono a raggiungere la conurazione elettronica stabile del gas inerte più vicino, condividendo, acquistando o cedendo elettroni. Numero di ossidazione (n.o.) = è il numero di elettroni che l’atomo possiede o utilizza in eccesso o in difetto rispetto al numero che lo stesso atomo possiede allo stato elementare. Può essere sia positivo sia negativo. Il numero di ossidazione e quello di valenza possono non coincidere. I numeri di ossidazione possono essere di più perché alcuni elementi possono stabilizzarsi in vari modi. Anfotero = è il comportamento di elementi che hanno caratteristiche intermedie tra quelle dei metalli e quelle dei non metalli a seconda del loro n.o.


Calcolo del numero di ossidazione

Bisogna valutare quanti atomi sono stati ceduti o acquistati. Atomo allo stato elementare = n.o è 0, perché i protoni e gli elettroni rimangono inalterati. Atomi uguali uniti da legami covalenti omopolari = n.o. è 0. negli ioni e nei cationi il n.o. si calcola contando le loro cariche positive o negative. In una molecola la somma dei n.o. è sempre 0. Idrogeno (H) = n.o. è +1, solo nei composti con i metalli è -l. Ossigeno (O) = n.o. è -2, tranne che in OF2, che n.o. è +2. Metalli del I gruppo = +1. Metalli del II gruppo con zinco e cadmio = n.o. è +2. Metalli del III gruppo (alluminio e boro) = n.o. è +3. Fluoro (F) = -l. Cloro (Cl), bromo (br), iodio (I) = n.o. è -l, tranne se sono legati a fluoro o ossigeno, n.o. è positivo (+1, +3, +5, +7).


Numero di ossidazione e formule

Per scrivere una formula ci dobbiamo basare sul fatto che la somma dei n.o. di una molecola è 0: conoscendo gli elementi che formano una molecola, possiamo ricavare quanti atomi di ogni elemento sono presenti, con i n.o. di ogni atomo. Gli elementi vanno disposti in ordine di elettronegatività crescente.


Nomenclatura chimica

Sono le regole per dare u nome a ogni composto, in modo che dal nome si possa ricavare la formula. Quando le regole non erano state uniformate i nomi erano dati casualmente, dopo una commissione di chimici, lo IUPAC, ha creato delle regole valide oggi per tutti i paesi. Spesso però è più comune la nomenclatura tradizionale, perché ormai quei nomi sono usati comunemente.




Nome delle sostanze allo stato elementare

Le sostanze costituite da atomi singoli hanno lo steso nome degli atomi e la formula è il simbolo chimico. La formula delle molecole composte da atomi uguali si scrive: simbolo chimico + in basso a destra numero degli atomi. Radici dei nomi = se il nome termina in “o” o in “io” si eliminano, se termina in altri modi è il nome stesso che diventa radice. Ci sono molte eccezioni.


Nome degli ossidi

Ossidi = composti binari di metalli o non-metalli con l’ossigeno. Ossidi basici = metalli e ossigeno. Ossidi acidi o anidridi = non-metalli e ossigeno. Nome del composto = ossido o anidride + radice + suffisso. Suffisso = elemento con un solo numero di ossidazione = -ico per gli ossidi, -ica per le anidridi; con 2 numeri di ossidazione = -oso o –osa, nella specie a n.o. più basso, -ico/a, nella specie a n.o. più alto; con più di 2 numeri di ossidazione = specie con i 2 n.o. intermedi = -oso/a o –ico/a; per gli altri = ipo- + -oso/a, per il n.o. più basso, per- + -ico/a, per il n.o. più alto. Nella nomenclatura IUPAC il nome è: ossido + di + nome elemento. Sia la parola ossido sia il nome devono essere preceduti da prefissi per il numero degli atomi es. di-, tri-. Mono- viene omesso.


Nome degli idracidi e degli idruri

Idracidi = elementi dei VII gruppo e zolfo + idrogeno. Sono composti binari a carattere acido. Il simbolo dell’idrogeno va posto per primo. n.o. idrogeno +1. n.o. elementi VII gruppo -l. n.o. zolfo -2. nome degli idracidi = acido + radice + -idrico. Idruri = metalli + idrogeno. n.o. idrogeno -l. il simbolo dell’idrogeno segue quello dell’elemento. Nomi = idruro + di + nome elemento.


Nome degli idrossidi

Idrossidi = sono composti ternari: metallo + ossigeno + idrogeno. sono molto reattivi e hanno un comportamento basico. formula = simbolo metallo + tanti gruppi OH quanti il numero di ossidazione. La nomenclatura è uguale a quella degli ossidi, con la variazione del nome.


Nome degli ossoacidi

Ossoacidi = composti ternari a carattere acido. Ossigeno + idrogeno + non-metallo. Formula = idrogeno + simbolo del non. metallo + ossigeno. La nomenclatura tradizionale è uguale a quella degli ossidi acidi con la variazione del nome. Nella nomenclatura IUPAC termine acido + radice + prefissi per il numero di atomi di ossigeno.


Nome dei radicali acidi

Radicale acido = ione che ha per carica e valenza il numero di idrogeni ceduti all’acido. Formula = in alto a desta ci sono tanti – quanti sono gli ioni perduti. Nella nomenclatura tradizionale si cambia solo, rispetto all’acido corrispondente, la parola acido con il termine ione. Nella nomenclatura IUPAC invece tutti i radicali acidi derivati da ossoacidi prendono la desinenza –ato.


Nome degli ioni positivi

Nomenclatura per gli ioni positivi che derivano da un metallo per cessione di elettroni = come per gli ossidi, con prima il termine ione. Si usa certe volte il numero di Stock = nome elemento + tra parentesi il numero delle cariche positive in numeri romani. Ci sono anche gli ioni positivi dovuti all’idrogeno: gli atomi dell’idrogeno perdono il loro unico elettrone e si forma l’idrogenione (H+), è un protone isolato


Nome dei sali

Sali = molto comuni, derivano dalla reazione tra un composto derivato da un metallo e uno derivato da un non-metallo. Formula = simbolo del metallo + simbolo del radicale acido. Se c’è uno ione poliatomico (radicale acido formato da più atomi) in numero superiore a uno, si scrive trapparentesi con in basso a destra il numero con cui e. Il nome del sale deve essere ricavato dal corrispondente radicale acido, nella nomenclatura IUPAC è seguito dal nome del metallo con eventuali prefissi. Se il radicale acido nella formula è trapparentesi, il nome dello ione è seguito dal bis, tris, ecc a seconda del numero in basso a destra. Sali acidi = Sali formati da radicali acidi con gli idrogeni; la nomenclatura è la stessa degli altri sali.






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