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Reattività numero di elettroniorbitali più esterni metalliperdono facilmente gli elettroni generando ioni positivi. La reattività degli elementi è determinata.

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Presentazione sul tema: "Reattività numero di elettroniorbitali più esterni metalliperdono facilmente gli elettroni generando ioni positivi. La reattività degli elementi è determinata."— Transcript della presentazione:

1 reattività numero di elettroniorbitali più esterni metalliperdono facilmente gli elettroni generando ioni positivi. La reattività degli elementi è determinata dal numero di elettroni presenti negli orbitali più esterni. I metalli, reagendo, perdono facilmente gli elettroni generando ioni positivi. Na 1 legame Na + Na 1 elettrone esterno: 1 legame => Na + K 1 legame K + K 1 elettrone esterno: 1 legame => K + C a 2 legami Ca ++ C a 2 elettroni esterni: 2 legami => Ca ++ Mg 2 legami Mg ++ Mg 2 elettroni esterni: 2 legami => Mg ++ Fe 2 legami Fe ++ Fe 2 elettroni esterni: 2 legami => Fe ++ Fe 3 legame Fe +++ Fe 3 elettroni esterni: 3 legame => Fe +++

2 non metalli non metalli reagiscono fra di loro condividono 1 elettrone ciascunolegame covalentereagiscono con i metalli strappano loro gli elettronilegame ionico I non metalli possono avere negli orbitali più esterni : 1 solo elettrone (si chiamano questi elettroni spaiati) o 1 coppia di elettroni (doppietto elettronico in uno stesso orbitale). I non metalli, quando reagiscono fra di loro condividono 1 elettrone ciascuno (legame covalente), quando reagiscono con i metalli strappano loro gli elettroni (legame ionico). H 1 legame. H 1 e spaiato: H sarà n grado di fare 1 legame. C 4 legami C 4 e spaiati: C sarà in grado di fare 4 legami. N 3 legami+ un possibile quarto legame N 3 e spaiato e 1 doppietto: N sarà in grado di fare 3 legami (+ un possibile quarto legame). O 2 legami O 2 e spaiati e 2 doppietti: O sarà in grado di fare 2 legami (+ un possibile terzo legame). Cl 1 legame Cl 1 e spaiato e 3 doppietti: Cl sarà in grado di fare 1 legame (+ possibili altri legami).

3 Legame ionico Legame covalente non polare (omopolare) polare 2 elettroni Nel legame chimico sono coinvolti 2 elettroni : generalmente, i due atomi impegnati nel legame mettono a disposizione 1 elettrone ciascuno, fra quelli situati negli orbitali più esterni I LEGAMI CHIMICI I legami chimici fra gli atomi sono di 2 tipi:

4 LEGAME IONICO LEGAME IONICO Il legame ionico si instaura fra un metallo ed un non metallo Es. Na e Cl (0.9) (3.0) valori di elettronegatività Nametallo - Na è un metallo ed ha scarsa tendenza a trattenere il proprio elettrone esterno: Clnon metallo - Cl è non metallo ed ha grande tendenza ad attirare 1 elettrone.

5 CLORURO DI SODIO Na + Cl - interazione elettrostatica - il legame ionico che si forma fra Na + e Cl - consiste in una forte interazione elettrostatica fra ioni di carica opposta; - nel legame ionico non vi è condivisione di elettroni, trasferimento di elettroni ma trasferimento di elettroni dallelemento meno elettronegativo a quello più elettronegativo.

6 LEGAME COVALENTE Avviene fra 2 non metalli: - con uguale elettronegativitàcovalente - con uguale elettronegatività legame covalente omopolare omopolare (non polare) (non polare) con differente elettronegativitàcovalente - con differente elettronegatività legame covalente polare polare condivisione di elettroni Il legame covalente, a differenza di quello ionico, prevede la condivisione di elettroni.

7 LEGAME COVALENTE OMOPOLARE HH H H condividono equamente I 2 atomi di H con uguale elettronegatività, condividono equamente i due elettroni. H H I 2 elettroni sono perfettamente condivisi ed il legame risulta omopolare

8 LEGAME COVALENTE POLARE Il legame covalente polare si instaura fra atomi diversi caratterizzati da valori di elettronegatività diversi

9 LACIDO CLORIDRICO (HCl) LACIDO CLORIDRICO (HCl) condivisione Come nel caso del legame covalente omopolare si ha condivisione degli elettroni e formazione del legame H Cl Valori di elettronegatività non ci può essere perfetta condivisione dei due elettroni In questo caso non ci può essere perfetta condivisione dei due elettroni: δ - Cl è più elettronegativo e tenderà ad attirare verso di sé lelettrone dellidrogeno. Il Cl tende quindi ad assumere una parziale carica negativa (frazione di carica) δ -. δ + H tende a perdere parzialmente il suo elettrone assumendo una parziale carica positiva (frazione di carica) δ +. Hδ+Hδ+Hδ+Hδ+ Cl δ- legame covalente polare (polarizzato) Si dice così che il legame covalente è polare (polarizzato)

10 H 2 O Un altro esempio in cui è presente il legame covalente polare è costituito dalla molecola dellacqua H 2 O: O HH δ-Oδ-δ-Oδ-δ-Oδ-δ-Oδ- Hδ+Hδ+Hδ+Hδ+ Hδ+Hδ+Hδ+Hδ+ O δ - Hδ +. Nel legame O-H, poiché O è più elettronegativo, assumerà una parziale carica δ - e H una parziale carica δ +. Lacqua una molecola dipolare, un dipolo elettrico

11 C - -H + CH A differenza del legame O-H, che è covalente decisamente polare, il legame C - -H + è covalente molto poco polare, poiché la differenza di elettronegatività fra C e H è minima (0.4).

12 LEGAME DATIVO (DI COORDINAZIONE) H NH H H+H+H+H+ H N+N+N+N+ H H H ammoniacaprotone ione ammonio NH + NH 3 + H + N+NH4+N+NH4+ LAZOTO, ESSENDO IN GRADO DI LEGARE IONI H +, LAZOTO, ESSENDO IN GRADO DI LEGARE IONI H +, POSSIEDE PROPRIETA BASICHE

13 legamifra molecole deboli legame idrogeno Esistono anche legami che possono formarsi fra molecole e che sono molto più deboli. Un esempio molto importante in campo biologico è dato dal legame idrogeno, di natura elettrostatica. H ONSF Si forma fra molecole contenenti un atomo di H legato ad un atomo di O, di N, di S o di F. LEGAME (PONTE) IDROGENO δ+Hδ+δ+Hδ+ Oδ-Oδ-Oδ-Oδ- δ+Hδ+δ+Hδ+ Hδ+Hδ+Hδ+Hδ+ δ-Oδ-δ-Oδ- δ+Hδ+δ+Hδ+ La linea tratteggiata rappresenta il legame idrogeno

14 PESO MOLECOLARE (PM) peso molecolaremassa molecolaresomma pesi atomici masse atomiche Il peso molecolare (massa molecolare) è la somma dei pesi atomici (masse atomiche) di tutti gli atomi presenti nella molecola del composto considerato. H2OH2O = 18 NH = 17 HF1+19 = 20 CH = 16 H 2 SO (4x16) = 98 CH 3 COOH = …… NaCl * = 58 * NaBr23+80 = 103 * peso formula *Per i composti ionici (non molecolari) è più corretto parlare di peso formula. C 6 H 12 O 6 (6x12)+12+(6x16) = 180

15 MOLE ( grammomolecola) 1 mole di una qualsiasi molecola corrisponde ad una quantità in grammi corrispondente al suo peso molecolare 1 mole H 2 O (PM = 18) 18 g 1 mole HCl (PM = 37)37 g 1 mole C 6 H 12 O g 18 g H 2 O corrispondono ad 1 mole 1.8 g H 2 O corrispondono ad 0.1 moli (10 -1 moli) 0.18 g H 2 O corrispondono a 0.01 moli (10 -2 moli)

16 2O 2O rappresenta 2 atomi di ossigeno che non sono combinati, ma sono atomi separati ed indipendenti; O 2 molecola legati covalentemente O 2 rappresenta una molecola di ossigeno formata da 2 atomi di ossigeno legati covalentemente tra loro; 2O 2 due molecole di ossigeno si rappresentano così: 2O 2 ; Questa distinzione si applica per tutte le molecole biatomiche. OSSIGENO ATOMICO E MOLECOLARE

17 Il Numero di ossidazione è definito come la carica che ogni atomo avrebbe in un composto se tutti i legami fossero di tipo ionico Fe 2+ (ione ferroso) e Fe 3+ (ione ferrico): per essi il numero di ossidazione corrisponde alla loro carica, +2 e +3, rispettivamente. Questi numeri corrispondono infatti al numero di elettroni che il Fe può perdere (2 e 3 elettroni). IMPORTANTE: passando da Fe 2+ a Fe 3+ il Fe perderà 1 elettrone e cambierà il numero di ossidazione da +2 a +3! Così nel caso dellossigeno: Nella molecola O=O (O 2 ), formando legami solo con se stesso, si attribuisce allO il numero di ossidazione zero. Nella molecola H 2 O (acqua), formando 2 legami con lH meno elettronegativo, si attribuisce allO il numero di ossidazione -2 IMPORTANTE: passando da O 2 ad H 2 O lossigeno acquisterà 2 elettroni e cambierà il numero di ossidazione da 0 a -2!


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