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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,

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1 Legame a ponte di idrogeno

2 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

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4 Legame a idrogeno e proprietà fisiche

5 Concetti Legame 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

6 Contributo % delle varie forze di van der Waals al legame intermolecolare (x Cm) (x m 3 ) Orient. % Disp. % Induz. % CO HCl HBr HI NH H2OH2O

7 Le forze intermolecolari Interazioni di Van der Waals Interazioni deboli Forze di London Legame a idrogeno

8 Sostanze elementari Tutti i metalli si trovano ovviamente allo stato metallico. Lo stato metallico é rappresentato con il solo simbolo dellelemento. NON significa che siamo in presenza di una specia elementare monoatomica!

9 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.

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

11 PERCHE? Quale é la relazione tra strutture elementari cosi esotiche e la configurazione elettronica dellelemento? C P S Cl

12 Stechiometria

13 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 allatomo neutro quando tutti gli elettroni di legame sono attribuiti allatomo piu elettronegativo Es: HCl, H 2 O, CO, NO 3 -, Cr 2 O 7 2-

14 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.

15 Numero di ossidazione Gli altri elementi del 17° gruppo hanno sempre –1 tranne quando fanno composti con lossigeno 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

16 Numero di ossidazione LAzoto è lunico 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-

17 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. Laggiunta 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 lossigeno

18 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 lunico elemento della tabella periodica che forma composti stabili in tutti i suoi. N. ox !

19 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

20 Dalla formula di struttura il n. di ox Na 2 S 2 O 8 NaN 3 HCN N2ON2O K2S2O3K2S2O3 POCl 3 N2O3N2O3 O3O3

21 Reazioni chimiche

22 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!

23 Esempio C + O 2 CO 2 2C + O 2 2CO In eccesso di ossigeno In difetto di ossigeno Entrambe possono accadere

24 Esempio Esempi: reazioni di attacco acido Cu + H 2 SO 4 CuSO 4 + H 2 Zn + H 2 SO 4 ZnSO 4 + H 2 avviene NON avviene Cu + 2H 2 SO 4 CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O avviene Cu + SO H + Cu 2+ + SO 2 + 2H 2 O formalismo corretto

25 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

26 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

27 Alcune reazioni Consideriamo diverse classi di reazioni, quali -Acido-base --Reazione di complessazione --Reazioni di precipitazione -- di ossido-riduzione

28 Reazioni acido-base Trasferimento di un protone da una specie (acido) ad unaltra (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?

29 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 latomo centrale

30 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 lesempio dei solfuri in soluzione o in fase gassosa

31 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

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

33 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

34 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

35 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 lambiente 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

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

37 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

38 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 ……


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