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Le Formule Chimiche

• Un composto è costituito da due o più elementi in proporzioni costanti, ottenibili dai composti per trasformazioni chimiche.

• La formula minima (o empirica): indica gli elementi che formano un composto e la loro proporzione.Esempio: perossido di idrogeno ���� HO

• La formula grezza (o bruta): indica gli elementi che formano un composto. Il numero di atomi di ogni elemento presente nella molecola viene indicato con un numero.Esempi: NaCl, B2H6, H2O, H2O2, C6H12O6.

Le Formule Chimiche

• La formula molecolare: come la formula grezza,ma riferito ad un composto «molecolare»(non ionico).

• La formula di struttura: indica gli elementi che formano un composto, il numero di atomi di ogni elemento e come questi sono connessi fra di loro. Esempi:

Le Strutture di Lewis

A cosa servono…

• Determinare la struttura dei legami molecolaria partire dalla formula molecolare.

• Prevedere la geometria molecolare.

• Prevedere la ibridazione degli atomi nella molecola.

• Prevedere le proprietà elettrostatiche delle molecole(dipolo elettrico molecolare).

Le Strutture di Lewis

Regola dell’Ottetto

• Ciascun elemento tende, legandosi ad altri elementi, ad assumere la struttura esterna di un gas nobile (configurazione elettronica a guscio chiuso)

• È condizione di minore energia avere nel guscio esterno8 elettroni.

• È condizione di minore energia avere almeno4 orbitali occupati (anche parzialmente).

Le Strutture di Lewis

1) Identificare l’atomo centrale della molecola comel’atomo meno elettronegativo.

2) Legare all’atomo centrale tutti gli altri atomicon un legame sigma.

3) Sommare tutti gli elettroni degli strati esterni,aggiungendo le cariche negative o sottraendole cariche positive.

L'elettronegatività è una misura (teorica e convenzionale) della tendenza di un elemento ad attrarre su di sé gli elettroni condivisi di un legame covalente.

Elettronegatività

Elettronegatività

Elettronegatività

Elettronegatività

Momento di Dipolo

• Un dipolo è un sistema che ha due poli elettrici con carica �uguale ma di segno opposto, separati da una certa distanza �.

• Un dipolo elettrico ha un momento dipolare � definito da:

� � � � �

• In un legame, � è la distanza fra il baricentro delle cariche positive e il baricentro delle cariche negative.

Elettronegatività

Le Strutture di Lewis

4) Disporre tutti i possibili elettroni sugli atomi esterni come coppie di non-legame fino a soddisfare l’ottetto.

5) Disporre gli elettroni che rimangono, se rimangono, sull’atomo centrale.

6) Determinare la geometria usando VSEPR.

7) Determinare la presenza, direzione e versodel dipolo elettrico molecolare sommandovettorialmente i dipoli di ogni legame.

8) Ridistribuire gli elettroni cercando di rispettare la regola dell’ottetto e di diminuire le separazioni di carica.

Valence Shell Electron Pair Repulsion (VSEPR)

La disposizione geometrica dei legami intorno ad un atomoin una molecola dipende dal numero totale di coppie elettroniche (di legame e di non-legame) intorno all’atomo.

• N = 2 (sp)

• N = 3 (sp2)

• N = 4 (sp3)

• N = 5 (dsp3)

• N = 6 (d2sp3)

Valence Shell Electron Pair Repulsion (VSEPR)

Valence Shell Electron Pair Repulsion (VSEPR)

Il dipolo molecolare è la somma vettorialedei momenti di dipolo di legame.

Momento di Dipolo Molecolare

Cariche Formali

• La carica formale su un atomo è data dalla differenzafra il numero di elettroni nella configurazione elettronicadell’elemento e quello attribuitogli formalmente inuna formula di struttura.

• Gli elettroni nelle coppie di non legame vengono assegnati all’atomo che li possiede.

• Gli elettroni nelle coppie di legame vengono divisi equamente fra gli atomi legati.

• Carica formale = e- nel guscio di valenza – e- assegnati

C OO

-1 -1+2

Cariche Formali

• L’esistenza di cariche formali di segno opposto fra atomi legati, viene indicata come separazione della carica formale.

• Criterio di stabilità energetica di una formula di struttura:la formula che ha la minore separazione di carica formale possiede minore energia (cioè corrisponde alla situazione più stabile).

• Per diminuire una separazione di carica si mette in comune con l’atomo con carica positiva una coppia di non legame dell’atomo con carica negativa.

C OO

-1 -1+2 0 +1

C OO

-1

C OO

0 00

Separazione di Carica e Regola dell’Ottetto

• Se nel guscio esterno non ci sono almeno 8 elettroni ose non ci sono almeno 4 orbitali occupati: la regola dell’ottetto prevale sulla diminuzione delle separazionidi carica.

Esempio: CO

• La regola dell’ottetto può essere «forzata» se l’atomo centrale appartiene almeno al terzo periodo.

Esempi: NO3- e SO3

2-

Formule di Risonanza

• Le formule di risonanza (o strutture limite di risonanza)sono un insieme di strutture con la stessa disposizionedei legami σ e delle coppie di non legame sull’atomo centrale, ma diversa distribuzione degli altri elettroni (cioè delle coppie di non legame sugli atomi periferici e dei legami π).

• La struttura reale è qualcosa di intermedio fra le varie formule di risonanza e viene detta ibrido di risonanza.

• Esempi: NO3- e SO3

2-

Formule di Risonanza

• Formule di risonanza diverse non contribuiscono in uguale misura all’ibrido di risonanza:

• Il contributo maggiore viene dalla formula con minor separazione di carica.

• A parità di separazione di carica ha un contributo maggiore quella formula di risonanza in cui si ha carica formale negativa sull’atomo più elettronegativo.

• Esempio: N2O

Numero di Ossidazione

• Il numero di ossidazione di un atomo è data dalla differenzafra il numero di elettroni nella configurazione elettronicadell’elemento e quello attribuitogli in una formula di struttura. Il concetto è identico alle carica formali ma…

• Gli elettroni nelle coppie di non legame vengono assegnati all’atomo che li possiede.

• Gli elettroni nelle coppie di legame vengono assegnati all’elemento più elettronegativo. Se gli atomi legati sono uguali viene assegnato un elettrone a ciascun atomo.

• Numero di ossidazione = e- nel guscio di valenza – e- assegnati

C OO

-2 -2+4

Esercizi con le Strutture di Lewis

• NO3-, NO2

-, NO2, NO, N2O• SO4

2-, SO32-, SO3, SO2

• ClO-, ClO2-, ClO3

-, ClO4-

• O3

• I3-

• IF3

• SF4, SF6

• SO2Cl2

• XeF3+

• NH3, PH3, AsH3, SbH3, BiH3

• XeO4 e XeO64-

• XeO3, XeO3+, XeO3

2+

• PO43-