Chimica

• La regola dell'ottetto funziona bene per gli elementi del secondo periodo, come C, N, O e F
• Fattori che favoriscono i legami ionici:

  • Bassa energia di ionizzazione dell'elemento catione (bassa elettronegatività)
  • Alta affinità elettronica dell'elemento anione (alta elettronegatività)
• Tanto più elevata sarà l’energia di legame tanto più stabile sarà la molecola
• Lunghezza di legame:

  1. Quanti più elettroni partecipano alla formazione del legame chimico tanto minore sarà la lunghezza del legame
  2. Aumenta all’aumentare delle dimensioni atomiche
  3. Al diminuire della distanza di legame aumenta l’energia di legame e le forze attrattive tra gli atomi
  4. La lunghezza del legame dipende dalla presenza di altri atomi legati agli atomi coinvolti nel legame
• Una buona regola pratica consiste nel designare come atomo centrale l’atomo dotato della più bassa elettronegatività (bassa affinità elettronica, bassa energia di ionizzazione)
• L‘idrogeno non sta mai al centro, perché non può formare più di un legame
• Disporre gli atomi simmetricamente intorno all’atomo centrale
• Se un composto è un ossiacido, gli atomi di idrogeno acidi sono congiunti con quelli di ossigeno e non con l’atomo centrale
• Gli atomi di alogeni sono spesso “terminali”, cioè posti all’estremità di una molecola, formano sempre un unico legame e possiedono tre coppie solitarie. Fanno eccezione quando legati con O negli ossiacidi
• Fatta eccezione per alcune molecole come CO o H2O, gli atomi di ossigeno e di zolfo terminali formano, o un legame semplice e possiedono tre coppie solitarie, o un doppio legame e possiedono due coppie solitarie
• Nei sali, il catione e l’anione si devono considerare separatamente: si tratta di ioni distinti e non congiunti da coppie di elettroni condivisi. La struttura di Lewis del solfato di ammonio, (NH4)2SO4 per esempio si formula come un insieme di tre ioni racchiusi tra parentesi quadre
• La carica formale è la differenza tra il numero di elettroni di valenza nell’atomo libero (X) e il numero di elettroni di valenza che vengono assegnati (Y + Z/2) a quell’atomo nella struttura di Lewis
• Gli elettroni assegnati includono:

  • Tutti gli elettroni non condivisi di quell’atomo (Y)
  • Metà degli elettroni di legame condivisi da quell’atomo (Z/2)
• Di solito la struttura di Lewis più probabile è quella in cui:

  • Le cariche formali sono il più possibile vicino a 0
  • Ogni carica formale negativa è disposta sull’atomo più elettronegativo
  • Si devono evitare strutture in cui cariche formali apprezzabili e dello stesso segno sono localizzate su atomi adiacenti
• Cariche formali negative preferibilmente su atomi più elettronegativi
• Molecole con ottetto espanso sull'atomo centrale:

  • L'atomo centrale è un elemento del terzo (Si, P, S, Cl), quarto o quinto periodo
  • Orbitali d disponibili per la formazione di legami
  • Orbitali d sono dove le coppie extra di elettroni si dispongono
  • C, N e O non hanno ottetti espansi perché non hanno orbitali d
• Elettroni extra vengono disposti sull'atomo centrale nelle molecole con ottetto espanso
• Anche atomi centrali legati a 4 o meno atomi terminali possono avere espansione dell'ottetto:

  • Trifluoruro di cloro
  • Tetrafluoruro di zolfo
  • Pentafluoruro di bromo
• Le coppie non condivise si comportano in modo simile a quelle condivise ma sono soggette all'attrazione di un solo nucleo atomico, quindi sono più vicine ad esso
• Repulsione tra coppie elettroniche:

  • Maggiore tra due coppie elettroniche libere
  • Minore tra una coppia libera e una condivisa
  • Ancora minore tra due coppie condivise
• Geometria delle coppie elettroniche in una molecola:

  • Trigonale bipiradimale: 5 condivise e 0 solitarie
  • Altalena: 4 condivise e 1 solitaria
  • A T: 3 condivise e 2 solitarie
  • Lineare: 2 condivise e 3 solitarie
  • Ottaedrica: 6 condivise e 0 solitarie
  • Piramidale a base quadrata: 5 condivise e 1 solitaria
  • Quadrato planare: 4 condivise e 2 solitarie
  • A T: 3 condivise e 3 solitarie
  • Lineare: 2 condivise e 4 solitarie
• Formazione di cationi e anioni:

  • Cationi si formano togliendo elettroni dagli orbitali a maggior energia (esterni)
  • Anioni si formano aggiungendo elettroni agli orbitali disponibili a minore energia
• Il momento dipolare è espresso in debye (D)
• Il momento dipolare è associato al dipolo ed è dato dal prodotto tra l'intensità di carica (coulomb) e la distanza di legame (metro)
• I composti POLARI (DIPOLI) hanno un valore di entalpia di evaporazione alto
• Maggiore sono le forze attrattive delle molecole di un liquido, maggiore sarà l'energia che bisogna fornire per separarle e farle passare allo stato gassoso
• Il legame H-O-H ha un angolo di 104° 5', poco meno di quello di un tetraedro perfetto (109°5')
• Gli orbitali non impegnati in legami dell'O comprimono gli orbitali in comune con H
• Anioni polarizzabili
• Cationi polarizzanti
• Legami sigma + doppietti elettronici solitari:
• 2 sp
• 3 sp2
• 4 sp3
• Gli orbitali ibridi sp sono disposti a 180° l'uno rispetto all'altro e la molecola è quindi LINEARE
• Gli orbitali ibridi sp2 sono disposti a 120° l'uno rispetto all'altro e la molecola è quindi TRIGONALE PLANARE
• Gli orbitali ibridi sp3 sono disposti a 109,28° l'uno rispetto all'altro e la molecola è quindi TETRAEDRICA
• Ammoniaca ha un angolo di legame di 107°
• Principio di Aufbau: l'elettrone occupa l'orbitale a più bassa energia disponibile
• Principio di Pauli: un orbitale può essere occupato da un massimo di due elettroni con spin antiparallelo