legame a ponte di idrogeno. natura elettrostatica? legame direzionale solo con o, n, f, in sistemi...
TRANSCRIPT
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
Legame a idrogeno e proprietà fisiche
ConcettiLegame covalente
Polarità di legame
VSEPR
Formule di struttura
Legame ionico
Legame di coordinazione
Legame metallico
Legame a idrogeno
Tipi di legame e ordine di legame
Contributo % delle varie forze di van der Waals al legame
intermolecolare(x10-30 Cm)
(x10-30 m3)
Orient.%
Disp.%
Induz.%
CO 0.40 1.99 99.9
HCl 3.50 2.63 15 81 4
HBr 2.67 3.61 3 94 3
HI 1.40 5.44 99.5 0.5
NH3 4.87 2.26 45 50 5
H2O 6.17 1.59 77 19 4
Le forze intermolecolari
Interazioni di Van der WaalsInterazioni deboli Forze di London
Legame a idrogeno
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 elementari
H2, 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
Numero di ossidazione
Il 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: SiH4
Quando 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 ossidazione
Gli 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 elettroni
Azoto 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 periodicità
1 2 13 14 15 16 17
H+1,-1
Li+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
Dalla formula di struttura il n. di ox
Na2S2O8
NaN3
HCN
N2O
K2S2O3
POCl3
N2O3
O3
Reazioni chimiche
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!
Esempio
C + O2 CO2
2C + O2 2CO
In eccesso di ossigeno
In difetto di ossigeno
Entrambe possono accadere
Esempio
Esempi: reazioni di attacco acido
Cu + H2SO4 CuSO4 + H2
Zn + H2SO4 ZnSO4 + H2avviene
NON avviene
Cu + 2H2SO4 CuSO4 + SO2 + 2H2O
avviene
Cu + SO42-
+ 4H+ Cu2+ + SO2 + 2H2O formalismo corretto
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 reazioni
Consideriamo diverse classi di reazioni, quali
-Acido-base--Reazione di complessazione--Reazioni di precipitazione-- 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-riduzione
Reazioni 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 + H2SO4
Cr3+ +H2O2
Cl+ OH-Na+ H2O
Dismutazione
Cl2+ OH-
H2O2
MnO42-
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 ……