Geometria molecolare e polarità delle molecole

Interazione per orientazione

Le molecole polari e l’interazione per

orientazioneLe molecole polari si attraggono

reciprocamente per effetto dei loro dipoli in modo da rendere massima l’interazione dipolo-dipolo, detta anche interazione per orientazione

Uattr -/d6

Deboli interazioni a corto raggio dovute alla presenza di dipoli elettrici istantanei rendono conto delle attrazioni fra molecole

Dipolo indotto2

6

34pothEr

hdipende dalla energia di ionizzazione

polarizzabilità

rseparazione di carica

75 J -1 vs 400000 Jmol-1=aE

Polarizzabilità

2

6

34pothEr

Misura la facilità con la quale la nube elettronica puo’ venire distorta, per esempio dalla presenza di un campo elettrico o di un altro dipolo

Dipende dalla forza con cui gli elettroni esterni sono vincolati al nucleo. Maggiore l’energia di ionizzazione, minore la polarizzabilità

Interazione per induzione

• Il dipolo permanente di una molecola induce su un’altra molecola, polare o non polare, un dipolo, chiamato indotto.

• Esiste una attrazione fra dipolo permanente e dipolo indotto.

Forze di interazione di van der Waals

• Le interazioni fra dipoli reciprocamente indotti, quelle per orientazione e quelle per induzione sono raggruppate sotto il termine generico di forze di interazione di van der Waals

Interazioni di VdW e proprietà fisicheLa temperatura di ebollizione è un indice della

forze intermolecolari. Tanto esse sono maggiori tanto piu’ il composto tende ad avere alta Teb

Dipende dallaPolarizzabilità!

Interazioni di VdW e proprietà fisicheEsse aumentano anche all’aumentare della

complessità della molecola

Legame a ponte di idrogeno

Il legame di idrogeno si instaura fra un atomo di idrogeno legato a un atomo molto elettronegativo e una coppia solitaria

dell’atomo molto elettronegativo appartenente a un’altra molecola

O HHO HH

Legame a ponte di idrogeno

Natura elettrostatica?Legame direzionale

Solo con O, N, F, in sistemi biologici anche con S

Piu’ forte delle forze di VdW, ma un ordine di grandezza piu’ piccolo dei legami covalenti20-40 kJ mol-1

Esiste una densità elettronica tra i due atomi, NON è uguale al legame ionico! E’ assimilabile ad un debole legame chimico

Frammento di Carbossipeptidasi A

Legame a idrogeno e proprietà fisiche

Forze intermolecolariTipo di interazione

Dipendenza dalla distanza

Energia tipica(kJ/mol)

Caratteristiche

Dipolo-dipolo 1/d6 0.3 Tra molecole polari

London 1/d6 2 Tra tutti i tipi di molecole

Legame a H fissa 20 Tra N, O, F, che condividono un atomo di H

Tipo di interazione

Dipendenza dalla distanza

Energia tipica(kJ/mol)

Caratteristiche

Ione-ione 1/d 250 Tra ioni

Covalente Fissa 200-400 Tra atomi

Per confronto:

Sostanze elementariTutti i metalli si trovano ovviamente allo stato metallico. Lo stato metallico é rappresentato con il solo simbolo dell’elemento.

NON significa che siamo in presenza di una specia elementare monoatomica!

Sostanze elementariH2, N2, O2, F2, Cl2 sono molecole isolate, gassose.Tutti gli elementi dell'ultimo gruppo (gas nobili) sono monoatomici e gassosi.Il carbonio da’ luogo a concatenazioni di legami secondo due forme:

diamante e grafite.

Struttura a catena del Se

Struttura di S8

Struttura del P4 Struttura del fosforo nero

PERCHE’?Quale é la relazione tra strutture elementari cosi “esotiche” e la configurazione elettronica dell’elemento?

C P S Cl

Stechiometria

Ricorda..

Cosa vuol dire H2SO4?

Significato quantitativo delle formule

Composizione percentuale in pesoEs: quale è la % in peso di sodio nel composto NaCl?

Es: quanti grammi di zolfo sono contenuti in 300 g di H2SO4?

Numero di ossidazioneIl numero di ossidazione è una carica positiva o

negativa che viene formalmente attribuita a un atomo considerando la differenza nel numero di elettroni

rispetto all’atomo neutro quando tutti gli elettroni di legame sono attribuiti all’atomo piu’ elettronegativo

Es: HCl, H2O, CO, NO3-, Cr2O7

2-

Numero di ossidazione

Gli ioni monoatomici hanno n. ox uguale alla carica dello ione

Idrogeno possiede, per convenzione, sempre +1, anche quando è legato a non metalli, indipendentemente dalla differenza di

elettroneg. Es: SiH4Quando è legato a metalli possiede –1. Tali composti sono detti idruri

La somma dei n. ox è uguale alla carica della specie studiata. Per un composto neutro è =0

I metalli dei gruppi 1, 2 e 13 hanno n.ox uguale al numero degli elettroni esterni: +1, +2, +3

I metalli hanno sempre n. ox positivo.

Numero di ossidazioneGli altri elementi del 17° gruppo hanno sempre –1 tranne quando

fanno composti con l’ossigeno e con altri alogeni

Ossigeno ha sempre –2 tranne nei composti con il Fluoro e nei composti in cui forma legami covalenti (perossidi), in tale caso il n.ox

è –1.

Il Fluoro ha sempre n. ox= –1

Numero di ossidazione

L’Azoto è l’unico elemento che puo’ assumere TUTTI i numeri di ossidazione possibile, da –3 a +5.

Per ogni non metallo è possibile definire i valori piu’ comuni del n.oxEs: C=+2,+4; S=+6,+4,-2. Tendenzialmente essi corrispondono ad una configurazione elettronica stabile, ovvero una configurazione

otteziale, oppure completamente prive di elettroni esterni, oppure a quella di un sottolivello occupato

Gli elementi non metalli possono assumere diversi valori di n.ox.Tipicamente è il caso degli ossidi e degli anioni costituiti da non

metalli e da atomi di ossigenoEs: CO, CO2; NO, NO2; SO2, SO3.

NO2-, NO3

-, SO4 2-, SO3

2-

Numero di ossidazione

Es: C, 14 gruppo, puo’ andare da –4 a +4F el 17 gruppo, puo’ andare da –1 a +7

…..

Numeri possibili e numeri impossibili

In teoria, ogni atomo puo’ avere tutti i numeri di ossidazione compresi tra la configurarione otteziale e quella completamente priva

di elettroni

Un elemento come il Cl potrà avere n.ox = +3 ma NON –3. L’aggiunta di un solo elettrone, (quindi n.ox =-1) è sufficiente per fare assumere al Cl la configurazione otteziale, e quindi per fare si che lui non abbia piu’ alcuna possibilità di acquisire altri elettroni Questo equivale a dire che il Cl puo’ fare solo 1 legame con elementi MENO elettronegativi, ma puo’ fare PIU’ legami con l’ossigeno

Numero di ossidazioneNumeri possibili e numeri impossibili

In teoria, ogni atomo puo’ avere tutti i numeri di ossidazione compresi tra la configurarione otteziale e quella completamente priva

di elettroniAzoto è elemento del 15° gruppo. Pertanto puo’ assumere n.ox da –3 a +5

E’ l’unico elemento della tabella periodica che forma composti stabili in tutti i suoi. N. ox !

Numero di ossidazione e periodicità1 2 13 14 15 16 17

H+1,-1Li+1

Be+2

B+3

C+4,+2

N O-2,-1

F-1

Na+1

Mg+2

Al+3

Si+4

P+5,+3

S+6,+4,-2

Cl+7,+5,+3,+1,-1

K+1

Ca+2

Ga+3

Ge+4

As+5,+3

Se+6,+4,-2

Br+5,+3,+1,-1

Rb+1

Sr+2

In+3

Sn+4,+2

Sb+5,+3

Te+6,+4,-2

I+7,+5,+1,-1

Cs+1

Ba2+

Tl+3,+1

Pb+4,+2

Bi+5,+3

Reazioni chimicheRappresentate simbolicamente da equazioni. Una freccia indica in che direzione avviene la reazione

C + O2 CO2

Reazioni chimicheUna reazione NON è una semplice permutazione di atomi, ma presuppone rottura e/o formazione di legami chimici

Rappresenta un processo che avviene nella realtà

Una reazione puo’ anche essere scritta e bilanciata correttamente ma riflettere un processo che NON avviene

Bisogna conoscere la chimica per scrivere correttamente una reazione!

Reazioni chimiche

Esempi: reazioni di attacco acido

Cu + H2SO4 CuSO4 + H2

Zn + H2SO4 ZnSO4 + H2

Reazioni chimiche

Esempi: reazioni di attacco acido

Cu + HCl

Zn + 2HCl Zn2+ +2Cl- + H2

FormalismoLe sostanze pure devono essere scritte nelle loro formule minime o molecolariEs: Zn, S,

Solo le specie che prendono parte ad una reazione devono essere scritte. Es di precipitazione

Quando le reazioni avvengono in soluzione, le sostanze devono essere scritte in funzione delle specie effettivamente presenti in soluzione Es: base, acido, o sale

BilanciamentoLa materia non puo’ né crearsi ne distruggersi. Il numero di atomi di ciascun elemento deve essere uguale a sin. e a dx.Es Cr, Na

Anche le cariche non possono né crearsi ne distruggersi. La carica complessiva presente a Sinistra deve essere uguale a quella di destraEs idrossidi

Alcune reazioniConsideriamo diverse classi di reazioni, quali

-Acido-base--Reazione di formazione di composti--Reazioni di precipitaione-- di ossido-riduzione

Reazioni acido-baseTrasferimento di un protone da una specie (acido) ad un’altra (base) (modello di Broensted)

CH3COOH + NH3 CH3COO- + NH4+

Il bilanciamento è intuitivo e semplice

Liberare la mente dai pensieri sbagliati…Cosa accade quando ho in soluzione HCl e NaOH?

Reazioni di complessazione

Es: aggiungendo una soluzione acquosa di NH3 ad un sale solubile di Ni…….

In una reazione di complessazione i leganti coordinano l’atomo centrale

Reazioni di precipitazioneUna reazione che da luogo ad un composto insolubile che si separa dalla soluzione

I composti insolubili si scrivono come formula minima NON come specie ioniche.

Es NaCl, BaSO4 in soluzione..?

Es: acido-base con un sale insolubile, solfuri….

Nota l’esempio dei solfuri in soluzione o in fase gassosa

Reazioni di Ossido-riduzioneReazioni in cui almeno una coppia di atomi cambia numero di ossidazione

OSSIDARSI significa perdere elettroniRIDURSI significa acquistare elettroni

Quando un atomo si ossida, gli elettroni ceduti non possono rimanere in forma libera, ma devono essere acquistati da un altro atomo che cosi’ facendo si riduce

Reazioni di Ossido-riduzione

Una specie che si ossida è un riducente

Una specie che si riduce è un ossidante

Bilanciamento

La differenza tra una reazione di ossido riduzione ed una qualsiasi altra reazione è che non solo le masse e le cariche dovranno essere bilanciate, ma anche il numero degli elettroni ceduto nella ossidazione deve essere uguale a quello acquisito nella riduzione

Criteri per il bilanciamento delle reazioni di ossidoriduzione

1.Scrivere le specie che effettivamente prendono parte alla reazione

2. Scrivere i n. di ossidazione di tutte le specie in gioco

3. Individuare quali atomi si ossidano e quali si riducono

Criteri per il bilanciamento delle reazioni di ossidoriduzione

4.Bilanciare gli elettroniCalcola in minimo comune multiplo e bilancia i coefficenti degli atomi coinvolti nello scambio di el

5. Bilanciare le cariche Aggiungere H+ oppure OH- a sin. o a dx., considerando l’ambiente di reazione

6. Bilanciare gli atomi di idrogeno ed ossigenoAggiungendo a sn o a dx H2O

7. Verificare che tutte le masse siano bilanciate

Esempi

Zn + H+

MnO4 + Fe+2 H+

Cu + H2SO4Cr3+ +H2O2Cl+ OH-Na+ H2O

Dismutazione

Cl2+ OH-

H2O2MnO4

2-

Alcuni composti hanno la tendenza a decomporsi anche in assenza di altri reagenti. In tale caso essi fungono contemporaneamente da ossidanti e da riducenti

Ossidanti e Riducenti

MnO4- Cr2O7

-2 NO3 –

Na, LiH, I-, H2S

Sono potenziali ossidanti tutte quelle molecole dove un elemento possiede un numero di ossidazione superiore a quello minimo consentito.Sono potenziali riducenti ……

NOMENCLATURA

S= Zolfo Z= Zorro

Cu= Rame Ra= Radio

P= Fosforo K= Potassio

Sr= Stronzio

M. AlcaliniM. Alcalino-terrosi

Alogeni Calcogeni

gas nobili

Metalli di transizioneI°, II° e III° Serie

LantanoidiAttinoidi

Composti binariMetallo e non metallo oppure tra 2 non metalli

Se il non metallo è Ossigeno, allora si chiama ossido

Metallo non cambia nome, non metallo (diverso da ossigeno) prende la desinenza -uro

NaCl , Na2O, FeO, NO, CO, H2S

Composti binariTra due non metalli, prende la desinenza il non metallo del gruppo a n. maggiore. Oppure quello appartenente a periodo a n. piu’ basso SO2

Gli idruri sono una eccezione LiH, HCl

I rapporti con cui gli atomi sono presenti compaiono come prefissi di- tri- tetra

CO, CO2, N2O3, N2O5, NO, N2O, P4O10, P4O6, FeCl2, FeCl3

Composti binariPer indicare correttamente il composto si puo’ anche utilizzare il n. di ossidazione

Quando un elemento possiede solo 1 n.ox, il nome sistematico puo’ tralasciare di indicare il rapporto tra gli atomi

FeCl2

Na2O, Al2O3,

Cloruro di ferro(II)

FeCl3 Cloruro di ferro(III)

Ioni monoatomici e poliatomiciIoni monoatomici positivi hanno lo stesso nome dell’elemento

Quelli negativi prendono la desinenza –uro.Ossigeno fa eccezione.

Alcuni ioni hanno nome non sistematico: S2

2-, N3-, I3-,CN-, C2

2-,

OH-, O22-, O2

-,

Ioni poliatomici L’atomo centrale prende la desinenza –ato Seguito dal n. ox dell’atomo centraliGli atomo che ne fanno parte sono ciascuno indicati con prefisso che ne stabilisce i rapportiOssigeno e indicato come –osso-

CO3-, SO4

2-, triossocarbonato(IV); tetraossosolfato(VI)

SO32-, triossosolfato(IV)

Zn(OH)42- tetraidrossozincato(II)

NiCl42- tetracloroniccolato(II)

I nomi “vecchi” Il metallo o l’elemento centrale assume un suffisso che dipende dal n. di ossidazione Quando un elemento puo’ assumere 2 n. ox, il piu’ alto assume il suffisso -icoIl piu’ basso -oso

FeCl2, FeCl3

I nomi “vecchi” La vecchia nomenclatura rimane in uso per la nomeclatura degli acidi

Anche gli anioni poliatomici si chiamano spesso utilizzando la nomenclatura “vecchia”, ovvero utilizzando il nome dell’acido di proveninenza

Gli Acidi

Gli acidi binari si definiscono come i composti binariHCl, H2S. Gli acidi che contengono ossigeno sono detti Ossoacidi. Hanno tutti le formula generica HaXbOc

L’atomo centrale dell’anione prende il suffisso in funzione del n.ox

Gli acidi sono composti che possono liberare uno ione H+ (secondo Broensted). Quindi hanno tutti la formula generica HaX….

Gli Acidi

Quando i numeri sono 4, come gli alogeni, si usano anche dei prefissi

Per -ico HCl04 -ico HCl03 -oso HCl02Ipo -oso HCl0

Quando ci sono 2 n. ox possibili -ico H2SO4 HNO3-oso H2SO3 HNO2

Anioni derivati

L’anione puo’ mantenere la convenione degli acidi cambiando la desidenza

Per—ico per---ato ----ico ---- ato ----- oso ----- itoIpo-----oso ipo---ito

H2SO3 2H+ + SO32-

HNO3 H + + NO3-

Acidi poliprotici

H4SiO4 H2SiO3H3PO4 HPO3

Per gli elementi del 13°, 14° e 15° gruppo si puo’ avere la tendenza a formare acidi caratterizzati da un diverso numero di H+ dissociabili, MA CON LO STESSO N. di OX. Per esempio

H3BO3 H+ + H2BO3- orto

HBO2 H + + BO2- meta

Acidi poliprotici

2H3PO4 H4P2O7 +H2O

Per questi stessi elementi è possibile avere una molecola contenente il doppio della specie orto con una molecola di H2O in meno. Prendono il suffisso –di

2H2SO4 H2S2O7 +H2O

Non deve per forza essere un orto-acido

Perossoacidi

H2S2O8

Sono perossoacidi gli ossiacidi dove 2 atomi di ossigeno formano un legame covalente ed hanno quindi n.ox –1

Acido perosso di solfor ico

perosso-: 2 atomi di ossigeno a n.ox –1 (formula di struttura!)Di-: due atomi dell’elemento centrale-ico: n. ox piu’ alto

Tioacidi

H2SO4 H2S2O3

Sono tioacidi gli ossiacidi dove ci sono legami covalenti tra 2 atomi di zolfo. La formula dei tioacidi si ottiene mettendo uno atomo di zolfo al posto di un atomo di ossigeno in un ossoacido

Acido tio solfor ico

SaliIl nome è una combinazione del catione e dell’anione che costituiscono il sale.Si usa, di solito, la nomenclatura tradizionale e non la nomenclatura sistematicaNa2CO3 Carbonato di sodio

Triossocarbonato(IV) di sodio

NaClO Ipoclorito di sodioOssoclorato(I) di sodio

Sali idrogenatiVi sono anioni che contengono atomi di idrogeno. Essi prendono il prefisso idrogeno

NaHCO3 Idrogenocarbonato di sodio

LiH2PO4 Diidrogenofosfato di litio

Sali idratiI sali possono cristallizzare con una o piu’ molecole di H2O. In questi casi Na2CO3•10H2O Carbonato di sodio decaidrato

CuSO4 •5H2O Solfato di rame pentaidrato

Sali mistiCi sono Sali con 2 o piu’ cationi diversi. Si scrivono nella formula in ordina alfabetico e si usa, non obbligatoriamente, il termine –doppio, -triplo…

KNaCO3 Carbonato(doppio) di potassio e sodio

Composti di CoordinazioneLa specie di coordinazione puo’ essere sia il catione che l’anione. Di solito è indicata tra parentesi quadra.

Nella specie di coordinazione, il nome del legante è preceduto dal numero di volte in cui compare e seguito dal n. ox dell’elemento centrale

Il sale segue le regole usuali

[Co(NH3)6]Cl3 Cloruro di esaamminocobalto(III)

Composti di Coordinazione[Co(NH3)6]Cl3 Cloruro di esaamminocobalto(III)

[Cr(H2O)6]Cl3 Cloruro di esaaacquocromo(III)

K[Cr(OH)4] Tetraidrossocromato(III) di potassio

K2[CoCl4] Tetraclorocobaltato(II) di potassio

Stechiometria

Significato quantitativo delle formule

Composizione percentuale in pesoEs: quale è la % in peso di sodio nel composto NaCl?

Es: quanti grammi di zolfo sono contenuti in 300 g di H2SO4?

Numero di ossidazioneIl numero di ossidazione è una carica positiva o

negativa che viene formalmente attribuita a un atomo considerando la differenza nel numero di elettroni

rispetto all’atomo neutro quando tutti gli elettroni di legame sono attribuiti all’atomo piu’ elettronegativo

Es: HCl, H2O, CO, NO3-, Cr2O7

2-

Numero di ossidazione

Gli ioni monoatomici hanno n. ox uguale alla carica dello ione

Idrogeno possiede, per convenzione, sempre +1, anche quando è legato a non metalli, indipendentemente dalla differenza di

elettroneg. Es: SiH4Quando è legato a metalli possiede –1. Tali composti sono detti idruri

La somma dei n. ox è uguale alla carica della specie studiata. Per un composto neutro è =0

I metalli dei gruppi 1, 2 e 13 hanno n.ox uguale al numero degli elettroni esterni: +1, +2, +3

I metalli hanno sempre n. ox positivo.

Numero di ossidazioneGli altri elementi del 17° gruppo hanno sempre –1 tranne quando

fanno composti con l’ossigeno e con altri alogeni

Ossigeno ha sempre –2 tranne nei composti con il Fluoro e nei composti in cui forma legami covalenti (perossidi), in tale caso il n.ox

è –1.

Il Fluoro ha sempre n. ox= –1