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Esercizi su mole e
configurazione elettronica
LA MOLE
Es. 1
Calcolare il peso molecolare di Al 2(SO 4) 3.
Avendo a portata di mano la tavola periodica degli elementi, possiamo vedere che:
Al = 26.98 Dalton
S = 32.06 Dalton
O = 16 Dalton
Quindi basterà la semplice somma, cioè:
Al 2(SO 4) 3 = (2*26.98) + 3*[32.06 + (4*16)] = 342.14 Dalton

Es. 2
Quante molecole di H 2O sono contenute in un litro di tale composto?
Allora, noi sappiamo che 1 mole di qualsiasi sostanza contiene 6,02*10 23 molecole, e che 1 litro
di H 2O (supposta pura) pesi 1000g (poichè densità = 1 g/ml), da qui possiamo ricavare che:
n (numero di moli) = m (massa) / MM (Massa Molecolare) cioè
n = 1000/18 = 55.56 moli
Ma se conosciamo n, allora possiamo calcolare quante molecole ci siano:
N°= n* 6,02*10 23 cioè N°= 55.56* 6,02*10 23
N° = 334.47*10 23 o 3.3447*10 25 molecole

Es. 3
Qual'è la quantità, espressa in grammi, di fosforo che si combina con 10g di ossigeno nell'acido
ortofosforico (H 3PO 4)?
Ora, per questo esercizio penso ci possano essere più strade, ma io preferisco indicare il metodo più
semplice e veloce;
Dalla tavola periodica sappiamo che
O 4 = 10g (MM = 64)
P = X (MM = 30.97)
H non ci interessa
Quindi, abbiamo i dati per scrivere che:
64 : 10 = 30.97 : X
Quindi: X = 309.7/64 ovvero X = 4.84g

Es. 4
Qual'è il peso in grammi di 1.5 moli di fruttosio (C 6H 12O 6)?
Prima di tutto, pensiamo di usare la formula ormai nota:
n = m / MM
Dobbiamo trovare m, abbiamo n e quindi possiamo andare a calcolare MM
MM = (6*12.01) + 12 + (6*16) = 180.06 Dalton
Quindi ora si può calcolare m con la formula inversa
m = n*MM, cioè n = 1.5*180.06 = 270.09g

Es. 5
Calcolare il peso in grammi di un atomo di Se.
Noi sappiamo dalla tavola periodica che
Se = 78.96 Dalton e che una mole di Se contiene 6.02*10 23 atomi con un peso di 78.96g
Quindi, per sapere quanto pesa 1 atomo di Se, dobbiamo fare:
m = 78.96g/ 6.02*10 23 = 13.12*10 -23 g o 1.31*10 -22 g
NB: gli esercizi e i risultati sono stati presi da "Esercizi di Stechiometria" di M. Maresca
Koschatzky, ECIG.
corsiadistanza.polito.it/corsi/pdf/9065N/modulo/chimica2.pdf

Configurazione elettronica

Scrivi la configurazione elettronica e rappresenta
l’ordine di riempimento degli orbitali di ossigeno,
zolfo e selenio. Che cosa hanno in comune le configurazioni
elettroniche di questi elementi?
8O 1s 2 2s 2 2p 4
16S 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4
34Se 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p4
Terminano tutti con 4e– nell’orbitale p.
Quale elemento presenta la seguente configurazione
elettronica?
1s 2 2s 2 2p 6 Ne
corsiadistanza.polito.it/corsi/pdf/9065N/modulo/chimica4.pdf

I legami chimici
Gli 89 elementi chimici presenti in natura
si aggregano tra loro in modo diverso
formando più di 15 milioni di sostanze.
L’esistenza di legami di natura diversa si
evidenzia in vari modi.
Acqua pura, o una soluzione di saccarosio
in acqua non conducono corrente, il
cloruro di sodio è invece un buon
elettrolita.
Il legame chimico si forma se l’insieme di atomi che ne risulta ha energia
minore degli atomi separati.
Nella formazione di un legame chimico si libera energia; nel caso in cui si
voglia rompere un legame bisogna fornire la stessa quantità di energia.
L’energia di legame è la quantità di energia per mole necessaria a rompere un
determinato legame.

La regola dell’ottetto
Quando si forma un legame partecipano solo gli elettroni dello strato più
esterno, anche detti elettroni di valenza o di legame.
Lewis propose di indicare gli elettroni esterni effettivamente partecipanti con
dei puntini, perciò gli elementi dei vari gruppi si indicano nel modo seguente.
Gli elementi del gruppo VIII sono detti gas nobili poiché posseggono una
stabilità particolare legata al fatto di avere otto elettroni nell’ultimo livello
(ad eccezione dell’elio che ne ha 2).
Regola dell’ottetto di Lewis (1916):
Un atomo è particolarmente stabile quando ha otto elettroni nel livello di
valenza.
Tutti gli atomi cercano di raggiungere la configurazione esterna più stabile,
mettendo in comune, cedendo o acquistando elettroni fino a completare
l’ottetto.

Energia e legami
Quando due atomi si avvicinano, si hanno
interazioni attrattive e repulsive tra gli atomi.
Un legame si forma quando l’energia del
complesso AB è inferiore a quella di A e B da
soli.
La distanza tra i due nuclei che corrisponde
all’energia minima prende il nome di distanza
di legame; l’energia corrispondente, cambiata
di segno, è l’energia di legame. L’energia di
legame è l’energia che occorre fornire al
sistema per rompere il legame.

Il legame covalente
Il legame covalente si forma quando due atomi
mettono in comune una coppia di elettroni. Gli
elettroni sono condivisi e attratti dai noccioli
interni positivi di entrambi gli atomi.

Il legame covalente
Legami covalenti multipli: Gli atomi possono raggiungere la configurazione stabile di
un gas condividendo anche due o tre coppie di elettroni. Si parla in questo caso di
legame doppio o di legame triplo
L’ordine di legame si deduce anche dall’energia
necessaria per rompere il legame, e dalla distanza tra
gli atomi coinvolti
Nel legame covalente dativo la coppia di elettroni
comuni è fornita da uno solo degli atomi che
partecipano al legame.

La sovrapposizione degli orbitali
atomici
Un legame semplice è un legame σ, il
legame doppio è l’insieme di un σ e un π,
un legame triplo di un σ e due π , come nel
legame N 2
Un legame covalente deriva dalla
sovrapposizione di due orbitali di due atomi
che complessivamente contengono due
elettroni.
L’orbitale di legame σ è caratterizzato da
densità elettronica nella regione compresa tra i
due nuclei, il π ha la forma di due “salsicciotti”
disposti uno per parte rispetto alla
congiungente i due nuclei

La regola dell’ottetto ed i limiti della
sua validità
La maggior parte degli atomi nelle formule di struttura sono circondati da quattro
coppie di elettroni, siano esse coppie di legami o coppie solitarie. Ogni atomo che
utilizza nel legame i soli orbitali s e p tende ad assumere in un composto una
configurazione elettronica esterna con otto elettroni. Gli elementi del terzo periodo
possono essere circondati da più di otto elettroni quando utilizzano anche gli orbitali
a più alta energia 3d.
Il fosforo, ad esempio, coinvolgendo nel legame un orbitale 3d, ha a disposizione
cinque orbitali e cinque elettroni per formare cinque legami. Il passaggio di un
elettrone dall’orbitale 3s al 3d richiede energia, compensata dalla formazione di altri
legami.
ICl 3, ICl 4 ed ICl 5

Gli orbitali ibridi
Nel metano, CH 4, tre legami C-H derivati dagli orbitali p dovrebbero essere a 90°
l’uno rispetto all’altro, mentre il quarto, derivato da s che è sferico dovrebbe essere in
una posizione qualsiasi. In realtà la molecola è tetraedrica. E’ possibile combinare
matematicamente le funzioni d’onda ψ degli orbitali atomici in modo da ottenere
delle nuove funzioni e quindi dei nuovi orbitali i cui assi formano tra loro angoli
diversi rispetto a quelli dei normali orbitali atomici.
Energie relative degli orbitali atomici s e p e degli ibridi sp, sp 2 ed sp 3 .

Ibridi sp
Ibridi sp 3
Ibridi sp 2
http://www.youtube.com/watch?v=1XgamPXNYXw
http://www.youtube.com/watch?v=U-C1vhWJROI
http://www.youtube.com/watch?v=H5gRGcguId8

Il legame ionico
Il sodio trasferisce un elettrone al cloro, quindi i due ioni si attraggono l’un l’altro per
effetto della forza elettrostatica.
Il legame ionico, quindi, è dovuto alla forza di attrazione che tiene uniti ioni di carica
opposta
Nell’NaCl il cloro, negativo, attira attorno a sé sei
atomi di sodio, legati a loro volta ad altri sei atomi di
cloro. Si forma così un reticolo cristallino con una
struttura solida ed ordinata. Questi composti presentano
elevati punti di fusione

I composti ionici si dissociano
L’acqua è in grado di sciogliere molti solidi ionici.
I composti ionici sono buoni conduttori di elettricità
sia allo stato fuso sia in soluzione. Il passaggio di
elettricità è dovuto al movimento degli anioni verso il
polo positivo e dei cationi verso quello negativo.
Il legame metallico
Il legame metallico è di tipo cooperativo ed è dovuto
all’attrazione tra gli ioni metallici positivi e gli elettroni
mobili che li circondano.
La mobilità degli elettroni esterni spiega la conducibilità
elettrica e termica, la malleabilità e la duttilità dei
metalli

L’elettronegatività e i legami
L’elettronegatività misura la forza di attrazione di un atomo sugli elettroni in comune.
Se gli atomi che partecipano al legame sono uguali, si parla di legame covalente puro.
Se sono diversi, ma la differenza tra le loro elettronegatività non è elevata, si avrà un
legame covalente con un dipolo interno, e si parlerà di legame covalente polare. A
differenze di elettronegatività superiori corrisponde invece un legame ionico.

Struttura delle molecole
• Triossido di zolfo, formula molecolare SO 3
• Contiamo il numero totale di elettroni, qui 24 poi disegniamo i tre atomi, e
leghiamoli tra loro con legami semplici
• Attribuiamo ai vari atomi, cominciando da quelli più elettronegativi, le restanti
coppie elettroniche
•Se non tutti hanno raggiunto l’ottetto, modifichiamo una o più coppie non
condivise in coppie di legame
http://www.youtube.com/watch?v=8JsK6rPpi70

La risonanza
• L’atomo di ossigeno con il doppio legame dovrebbe essere più vicino degli
altri, in realtà sono tutti equidistanti perché due dei quattro elettroni che
formano il doppio legame sono delocalizzati in modo uniforme, pertanto i
tre legami sono identici ed hanno identiche caratteristiche

La forma delle molecole
Molte proprietà delle sostanze dipendono dalla forma delle molecole che le
compongono. Nel 1957 Gillespie mise a punto la teoria VSEPR (Valence Shell
Electron-Pair Repulsion) che consente di ricavare le strutture molecolari dalle formule
di Lewis. Secondo tale teoria le coppie di elettroni esterni (sia elettroni impegnati nel
legame covalente, sia elettroni non scambiati) si dispongono il più lontano possibile
l’una dall’altra.
La polarità di una molecola
dipende dalla sua geometria, cioè
dalla disposizione nello spazio dei
suoi legami.
http://www.youtube.com/watch?v=FhVkCH9COZo

La regola delle repulsioni delle
coppie elettroniche
Geometrie delle coppie elettroniche e geometria di acqua e
ammoniaca

Le forze intermolecolari
L’esistenza della materia condensata (solidi e liquidi) dipende dalle forze di coesione
di natura elettrica tra le molecole.
Le forze di Van der Waals sono date da legami
elettrostatici tra dipoli permanenti
Le forze di London sono dovute all’attrazione
tra dipoli temporanei di molecole vicine
Il legame a idrogeno, tipico delle molecole di
acqua, ne spiega le particolari caratteristiche
come solvente. I tre atomi coinvolti X, H, Y,
devono essere allineati.

Le attrazioni tra atomi e molecole e
le loro conseguenze
Le forze intermolecolari sono di molto inferiori rispetto a quello intramolecolari
I solidi possono essere
cristallini o amorfi.
I primi si dividono in:
Cristalli ionici
Solidi reticolari
Cristalli molecolari non polari
Cristalli molecolari polari
Cristalli metallici
I liquidi sono sostanze con un’alta concentrazione di molecole, come i solidi, ma dotate
di una disposizione molto disordinata.
Proprietà dei liquidi sono la densità, la pressione di vapore, la tensione superficiale e la
viscosità.

L’isomeria
Si dicono isomeri i composti che possiedono lo stesso numero di atomi dello
stesso tipo, ma che differiscono nel modo in cui tali atomi sono legati tra loro.
Distinguiamo:
Isomeria di struttura, in cui sono diversi i legami tra gli atomi.

Isomeria conformazionale, in cui i legami sono gli stessi ma è diversa la forma
della molecola nello spazio.
Isomeria configurazionale cis-trans che valuta la posizione di due atomi o gruppi
rispetto ad un piano rigido (tipo un doppio legame).
Isomeria ottica nella quale le due molecole non hanno differenze chimiche o
fisiche, se non il fatto di ruotare la luce in direzioni opposte.

La Stereochimica
I due enantiomeri del fluoroclorobromometano.
Molecole che sono immagini speculari non
sovrapponibili l’una sull’altra sono dette
enantiomeri. Gli enantiomeri differiscono quindi
solo mediante rotazione del piano della luce
polarizzata, o mediante reagenti contenenti centri
chiralici, ma non per le loro proprietà chimiche o
fisiche
Il polarimetro valuta la rotazione ottica. Le
molecole otticamente attive sono asimmetriche,
cioè non sovrapponibili alla loro immagine allo
specchio.
Gli atomi centrali di tali molecole sono detti
centri asimmetrici o centri chiralici.

Enantioneri diversi
hanno spesso
proprietà
diverse
La convenzione di Fischer descrive la configurazione
dei centri asimmetrici mediante confronto con la
struttura della gliceraldeide. La D-gliceraldeide e l’Lgliceraldeide
sono rispettivamente destrogira e
levogira. Poiché per le altre molecole la
denominazione è effettuata per confronto,non sempre
rispecchia la loro capacità di polarizzare la luce. Molti
L-amminoacidi, ad esempio, sono destrogiri