La presentazione è in caricamento. Aspetta per favore

La presentazione è in caricamento. Aspetta per favore

Geometria molecolare e polarità delle molecole. Interazione per orientazione.

Presentazioni simili


Presentazione sul tema: "Geometria molecolare e polarità delle molecole. Interazione per orientazione."— Transcript della presentazione:

1 Geometria molecolare e polarità delle molecole

2 Interazione per orientazione

3 Le molecole polari e l’interazione per orientazione Le molecole polari si attraggono reciprocamente per effetto dei loro dipoli in modo da rendere massima l’interazione dipolo-dipolo, detta anche interazione per orientazione U attr  -  /d 6 Deboli interazioni a corto raggio dovute alla presenza di dipoli elettrici istantanei rendono conto delle attrazioni fra molecole

4 Dipolo indotto h  dipende dalla energia di ionizzazione  polarizzabilità r  separazione di carica 75 J -1 vs Jmol -1  =aE

5 Polarizzabilità 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

6 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.

7 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

8 Interazioni di VdW e proprietà fisiche La temperatura di ebollizione è un indice della forze intermolecolari. Tanto esse sono maggiori tanto piu’ il composto tende ad avere alta T eb Dipende dallaPolarizzabilità!

9 Interazioni di VdW e proprietà fisiche Esse aumentano anche all’aumentare della complessità della molecola

10 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 H H O H H

11 Legame a ponte di idrogeno

12 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 covalenti kJ mol -1 Esiste una densità elettronica tra i due atomi, NON è uguale al legame ionico! E’ assimilabile ad un debole legame chimico

13

14

15

16 Frammento di Carbossipeptidasi A

17 Legame a idrogeno e proprietà fisiche

18 Forze intermolecolari Tipo di interazione Dipendenza dalla distanza Energia tipica (kJ/mol) Caratteristiche Dipolo-dipolo1/d 6 0.3Tra molecole polari London1/d 6 2Tra tutti i tipi di molecole Legame a Hfissa20Tra N, O, F, che condividono un atomo di H Tipo di interazione Dipendenza dalla distanza Energia tipica (kJ/mol) Caratteristiche Ione-ione1/d250Tra ioni CovalenteFissa Tra atomi Per confronto:

19 Sostanze elementari Tutti 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!

20 Sostanze elementari H 2, N 2, O 2, F 2, Cl 2 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.

21 Struttura a catena del Se Struttura di S 8 Struttura del P 4 Struttura del fosforo nero

22 PERCHE’? Quale é la relazione tra strutture elementari cosi “esotiche” e la configurazione elettronica dell’elemento? C P S Cl

23 Stechiometria

24 Ricorda.. Cosa vuol dire H 2 SO 4 ?

25 Significato quantitativo delle formule Composizione percentuale in peso Es: quale è la % in peso di sodio nel composto NaCl? Es: quanti grammi di zolfo sono contenuti in 300 g di H 2 SO 4 ?

26 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, H 2 O, CO, NO 3 -, Cr 2 O 7 2-

27 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: SiH 4 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.

28 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

29 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.ox Es: 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 ossigeno Es: CO, CO 2 ; NO, NO 2 ; SO 2, SO 3. NO 2 -, NO 3 -, SO 4 2-, SO 3 2-

30 Numero di ossidazione Es: C, 14 gruppo, puo’ andare da –4 a +4 F 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

31 Numero di ossidazione 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 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 !

32 Numero di ossidazione e periodicità H +1,-1 Li +1 Be +2 B +3 C +4,+2 NO -2,-1 F 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 Ba 2+ Tl +3,+1 Pb +4,+2 Bi +5,+3

33 Reazioni chimiche Rappresentate simbolicamente da equazioni. Una freccia indica in che direzione avviene la reazione C + O 2 CO 2

34 Reazioni chimiche Una 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!

35 Reazioni chimiche Esempi: reazioni di attacco acido Cu + H 2 SO 4 CuSO 4 + H 2 Zn + H 2 SO 4 ZnSO 4 + H 2

36 Reazioni chimiche Esempi: reazioni di attacco acido Cu + HCl Zn + 2HClZn 2+ +2Cl - + H 2

37 Formalismo Le sostanze pure devono essere scritte nelle loro formule minime o molecolari Es: 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

38 Bilanciamento La 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 destra Es idrossidi

39 Alcune reazioni Consideriamo diverse classi di reazioni, quali -Acido-base --Reazione di formazione di composti --Reazioni di precipitaione -- di ossido-riduzione

40 Reazioni acido-base Trasferimento di un protone da una specie (acido) ad un’altra (base) (modello di Broensted) CH 3 COOH + NH 3 CH 3 COO - + NH 4 + Il bilanciamento è intuitivo e semplice Liberare la mente dai pensieri sbagliati… Cosa accade quando ho in soluzione HCl e NaOH?

41 Reazioni di complessazione Es: aggiungendo una soluzione acquosa di NH 3 ad un sale solubile di Ni……. In una reazione di complessazione i leganti coordinano l’atomo centrale

42 Reazioni di precipitazione Una 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, BaSO 4 in soluzione..? Es: acido-base con un sale insolubile, solfuri…. Nota l’esempio dei solfuri in soluzione o in fase gassosa

43 Reazioni di Ossido-riduzione Reazioni in cui almeno una coppia di atomi cambia numero di ossidazione OSSIDARSI significa perdere elettroni RIDURSI 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

44 Reazioni di Ossido-riduzione Una specie che si ossida è un riducente Una specie che si riduce è un ossidante

45 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

46 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

47 Criteri per il bilanciamento delle reazioni di ossidoriduzione 4.Bilanciare gli elettroni Calcola 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 ossigeno Aggiungendo a sn o a dx H2O 7. Verificare che tutte le masse siano bilanciate

48 Esempi Zn + H + MnO 4 + Fe +2 H + Cu + H 2 SO 4 Cr 3+ +H 2 O 2 Cl+ OH- Na+ H 2 O

49 Dismutazione Cl 2 + OH - H 2 O 2 MnO 4 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

50 Ossidanti e Riducenti MnO 4 - Cr 2 O 7 -2 NO 3 – Na, LiH, I-, H 2 S Sono potenziali ossidanti tutte quelle molecole dove un elemento possiede un numero di ossidazione superiore a quello minimo consentito. Sono potenziali riducenti ……


Scaricare ppt "Geometria molecolare e polarità delle molecole. Interazione per orientazione."

Presentazioni simili


Annunci Google