Legami Chimici: Atomici e Molecolari

Materie:	Appunti
Categoria:	Chimica
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Legami chimici

Legami Atomici
Rappresentazione di Lewis

Idrogeno

1s1
(1 elettrone all’ultimo livello)
Fosforo

1s22s22p63s23p2
(5 e. all’ultimo livello)
Cloro

1s22s22p63s23p5
(7 e. all’ultimo livello)
Ossigeno

1s22s22p4
(6 e. all’ultimo livel-lo)
Alluminio

1s22s22p63s23p1
(3 e. all’ultimo livello)
Potassio
1s22s22p63s23p64s1
(1 e. all’ultimo livello)
Bromo
1s22s22p63s23p63d10
4s24p5
(7 e. all’ultimo livello)
Ferro
1s22s22p63s23p63d64s2
(2 e. all’ultimo livello)
Iodio
1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25d5
(7 e. all’ultimo livello)
Zolfo
1s22s22p63s23p4
(6 e. all’ultimo livello)
Legame covalente
Nell’acqua, gli atomi di ossigeno si legano con quelli di idrogeno formando legami covalenti semplici: H – O – H.
In un legame covalente omopolare i due atomi che si uniscono sono dello stesso elemento: H = H.
In un legame covalente eteropolare una parte della molecola ha una carica parziale positiva e l’altra negativa: H – CL
I legami covalenti possono essere semplici, doppi o tripli:
legame semplice: H – H
legame doppio: O = O
legame triplo: N ≡ N
Legame covalente dativo
nel legame covalente dativo, solo un atomo mette in comune i suoi elettroni:
(L’ossigeno sposta 1 elettrone nell’orbitale sottostante, lasciando libero l’ultimo per accogliere gli elettroni dello zolfo.
(A questo punto lo zolfo, per completare il suo ultimo orbitale, unisce i suoi elettroni con quelli di un altro atomo di ossigeno con un legame covalente dativo doppio.
Proprietà periodiche degli elementi
Raggio e volume atomico:
nella tavola periodica aumentano andando a sinistra verso il basso e diminuiscono andando a destra verso l’alto.
Energia di ionizzazione:
E’ fornita dall’esterno ed è necessaria per staccare gli elettroni. Essa varia a seconda della distanza dell’elettrone dal nucleo. Quella massima si ha per gli elementi più vicini ai gas nobili e diminuisce lungo i periodi man mano che l’atomo si fa più pesante.
Affinità elettronica:
Energia liberata dall’atomo quando acquista un elettrone e si trasforma in uno ione negativo. Gli elementi più soggetti all’affinità elettronica sono quelli più vicini ai gas nobili, come gli alogeni; i metalli alcalini invece ce l’hanno molto bassa. Per i gas nobili, i quali non hanno affinità elettronica, e i metalli alcalino-terrosi, del 2° gruppo, invece è necessario fornire energia per acquistare elettroni.
Elettronegatività:
Tendenza di un elemento ad attrarre gli elettroni dell’altro elemento con cui si lega. I gas nobili non hanno elettronegatività, i non metalli invece molto alta; i metalli che l’hanno più bassa di tutti. Se l’elettronegatività è maggiore di 1,7 il legame è ionico, altrimenti è covalente.
Composti
I composti organici si distinguono da quelli inorganici perché contengono tutti due atomi di carbonio, ma non è detto che i composti inorganici non possano contenerlo. Il metano, pur avendo un solo atomo di carbonio, è considerato organico per analogia con gli idrocarburi, essendo il più semplice tra questi.
Ossidi e Perossidi
Sono costituiti da 1 atomo di ossigeno e un atomo di un altro elemento. Questi sono i più diffusi perché nell’atmosfera l’elemento più diffuso è l’ossigeno, elemento tra l’altro molto elettronegativo.
Ossigeno + metallo = ossido basico
Ossigeno + non metallo = ossido acido (anidride)
I perossidi sono ossidi, sia acidi che basici, in cui l’ossigeno ha come numero di ossidazione -1 invece che -2.
Valenza
Numero di elettroni che un atomo di un elemento cede, acquista o mette in comune quando si lega con un altro atomo di un altro elemento. L’idrogeno ha 1, l’ossigeno ha 2, tranne che nei perossidi.
Numero di Ossidazione
Numero della valenza la quale viene attribuito un segno: in un legame, l’elemento più elettronegativo prende segno – , e l’altro prende segno +.
La somma dei numeri di ossidazione degli atomi di un composto neutro dà sempre 0.
+1 -2 (1+1)–2 = 0 +2 ‒ 2 +2 – 2 = 0
H + O → H2O Fe + O → FeO
Esercizi
+3 -1
Al + I per essere neutro il composto dovrà essere AlI3
?? –2
Cl2O7 l’ossidazione di Cl sarà +7, poiché O ha -2 (7x2+2x7=0)
+1 ?? –2
H2CO3 l’ossidazione di C sarà +4 ((1x2)+4+(3x–2)=0)
+1?? –2
HNO3 l’ossidazione di N sarà + 5 (1+5+(3x–2)=0)
?? –2
NO3¯ è uno ione negativo, quindi il totale deve valere –1, quindi l’ossidazione di N sarà +5 (5–6=–1)

Nomenclatura degli ossidi
Nomenclatura IUPAC Nomenclatura tradizionale
Ossido di dipotassio K20 Ossido di potassio
Ossido di calico CaO Ossido di Calcio
Ossido di disodio Na2O Ossido di sodio
Triossido di bialluminio Al2O3 Ossido di alluminio
Ossido di ferro FeO Ossido Ferroso
Triossido di diferro Fe2O3 Ossido ferrico
Nel caso del ferro, questo può formare con l’ossigeno due composti a seconda dell’ossidazione, quando questa è più bassa, al nome del composto si aggiunge il suffisso –oso, quando è più alta si aggiunge –ico.
Gli ossidi acidi hanno la stessa nomenclatura degli ossidi basici.
Nomenclatura IUPAC Nomenclatura tradizionale
Ossido di biidrogeno H2O3 Acqua
Triossido di biboro B2O3 Anidride borica
Monossido di carbonio CO Anidride carboniosa
Biossido di carbonio CO2 Anidride carbonica
Ossido di dicloro Cl2O Anidride ipoclorosa
Triossido di dicloro Cl2O3 Anidride clorosa
Pentossido di dicloro Cl2O5 Anidride clorica
Eptossido di dicloro Cl2O7 Anidride perclorica
Il cloro forma quattro composti; a quello con l’ossidazione più bassa si aggiungono il prefisso ipo- e il suffisso –oso, invece al più alto si aggiungono il prefisso per- ed il suffisso –ico.
Reazioni di formazione dei composti binari
+1 –2
O2 + 4K → 2K2 O ossido di potassio
+2 –2
O2 + 2Ca → 2CaO ossido di calcio
+1 –2
O2 + 2Cl2 → 2Cl2O anidride ipoclorosa / ossido di dicloro
+2 –2
O2 + 2C → 2CO anidride carbonica / ossido di carbonio
+5 –2
5O2 + Cl2 → Cl2O5 anidride clorica / pentossido di dicloro