Dispense VERIFICATO
chimica generale
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Di cosa parla
- La teoria VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion) spiega la disposizione dei gruppi di elettroni e la forma molecolare utilizzando la notazione AXmEn (A=atomo centrale, X=coppie di legame, E=coppie solitarie).
- Le principali geometrie elettroniche includono: lineare (180°), trigonale planare (120°), tetraedrica (109.5°), bipiramidale trigonale (90°, 120°) e ottaedrica (90°).
- Le coppie solitarie (E) influenzano la forma molecolare derivando geometrie come: piegata (AX2E, AX2E2), piramidale trigonale (AX3E), ad altalena (AX4E), a T (AX3E2), lineare (AX2E3), piramidale quadrata (AX5E) e planare quadrata (AX4E2).
- L'ordine delle repulsioni elettroniche è: coppia solitaria-coppia solitaria > coppia solitaria-coppia di legame > coppia di legame-coppia di legame; le coppie solitarie richiedono più spazio. Anche i doppi legami influenzano gli angoli.
- Gli stati di aggregazione (gas, liquidi, solidi) differiscono per forma, volume, comprimibilità e fluidità, influenzati dalle forze intermolecolari.
- Le forze di Van der Waals includono:
- Forze dipolo-dipolo (di Keesom): tra molecole polari permanenti, dipendono da polarità e distanza (∝ 1/r^6).
- Forze dipolo-indotto (di Debye): una molecola polare induce un dipolo in una non polare, dipendono da polarizzabilità e distanza (∝ 1/r^6).
- Forze dipolo istantaneo-indotto (di London): tra tutte le molecole (anche apolari), dovute a fluttuazioni elettroniche che creano dipoli temporanei, dipendono da polarizzabilità e distanza (∝ 1/r^6). La polarizzabilità aumenta con le dimensioni molecolari.
- Il legame a idrogeno si forma tra un H legato a O, N o F (elementi elettronegativi con coppie solitarie) e una coppia solitaria di un altro O, N o F. È più forte delle forze di Van der Waals e ha un impatto significativo su proprietà come i punti di ebollizione (es. acqua, HF, ammoniaca). L'idrogeno è unico per le sue piccole dimensioni che permettono una vicinanza maggiore.
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