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Criteri per la scrittura della formule di struttura 1.Conta gli elettroni e quindi il numero di coppie, considerando la eventuale carica 2.Individua latomo.

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Presentazione sul tema: "Criteri per la scrittura della formule di struttura 1.Conta gli elettroni e quindi il numero di coppie, considerando la eventuale carica 2.Individua latomo."— Transcript della presentazione:

1 Criteri per la scrittura della formule di struttura 1.Conta gli elettroni e quindi il numero di coppie, considerando la eventuale carica 2.Individua latomo centrale 3.Lega gli atomi periferici allatomo centrale con legami singoli 4.Disponi le coppie di non legame sugli atomi periferici sulla base della regola dellottetto 5.Disponi le eventuali coppie rimaste sullatomo centrale 6.Disponi i doppi legami in modo da fare rispettare la regola dellottetto anche per latomo centrale (qualora si tratti di un elemento del secondo periodo) 7. Se intorno allatomo centrale ci sono meno coppie rispetto alla regola dellottetto, TRASFORMARE le coppie di NON legame degli atomi periferici in doppi legami, fino a che anche latomo centrale non arriva allottetto.

2 Criteri per la scrittura della formule di struttura 8.Scrivi tutte le formule di risonanza 9.Verifica la formula utilizzando il criterio della carica formale 10. Conta le coppie elettroniche che gli stanno intorno 11.Individua la geometria della coppie elettroniche 12.Individua la geometria della MOLECOLA Nota: La geometria delle coppie elettroniche dipende dal numero di coppie intorno allatomo centrale La geometria della molecola dipende SOLO dalle coppie di legame

3 Regole… Gli atomi dal 3° gruppo in poi hanno a disposizione anche gli orbitali d. Pertanto essi possono avere intorno a se Piu di 4 legami. La regola dellottetto non vale più. Es: PCl 3, PCl 5, XeF 2

4 Risonanza CO 3 2-, NO 3 -, NO 2 - Nota: Utilizzando le regole viste in precedenza si ottengono spesso strutture asimmetriche, ovvero strutture dove atomi uguali hanno un ordine di legame diverso Questo NON corrisponde alla realtà fisica, che si puo misurare sperimentalmente

5 Possibilita di formazione di legami multipli: latome centrale non soddisfa ancora la regola dellottetto. NO O O ] ] _ NO O O ] ] _ Le formule limite hanno uguale disposizione spaziale degli atomi La risonanza: la vera formula molecolare è intermedia fra le formule limite possibili. Le formule limite hanno uguale disposizione spaziale degli atomi ] ] _ NO O O NO O O ] ] _

6 In pratica…. 1.Conta gli elettroni e quindi il numero di coppie 2.Individua latomo centrale 3.Conta le coppie elettroniche che gli stanno intorno 4.Individua la geometria della coppie elettroniche 5.Disponi i legami 6.Individua la geometria della MOLECOLA 7.Distribuisci le coppie eccedenti sugli atomi periferici rispettando la regola dellottetto 8.Distribuisci le coppie eccedenti utilizzando i legami 9.Tutti gli atomi della molecola devono rispettare la regola dellottetto (tranne quelli del 3 periodo..) 10. Scrivere tutte le possibili formule di risonanza

7 Formule limiti NON equivalenti Se le formule limiti sono equivalenti (Es: NO 3 - ) esse contribuiscono nello stesso modo alla descrizione della struttura molecolare Se esse NON sono equivalenti, esse contribuiranno DIVERSAMENTE alla descrizione della struttura molecolare. Le formule ad ENERGIA PIU BASSA sono quelle che contribuiranno di piu Es: 2 formule limite dove una contribuisce al 80% e laltra al 20%. E come se la molecola avesse per 80% del tempo la struttura A e per il 20% la struttura B.

8 Il contributo relativo delle formule limite alla descrizione della struttura molecolare La formula limite con minore separazione di carica formale è quella a minore energia, è cioè la più stabile e contribuisce di più alla descrizione della formula vera del composto NO O O ] ] _ 0 +1 La carica formale su un atomo è data dalla differenza fra il numero di elettroni dellatomo libero e quello attribuitogli formalmente in una formula di struttura La somma delle cariche formali deve essere uguale alla carica della molecola

9 NO O O ] ] _ ] ] _ NO O O NO O O ] ] _ Per lo ione nitrato tutte queste formule limite contribuiscono ugualmente alla descrizione della molecola reale, infatti, hanno tutte la stessa separazione di carica formale

10 Minore separazione delle cariche formali NON NON Formula più favorita avendo carica formale negativa sullatomo più elettronegativo NON -2+1 Formula più sfavorita avendo maggiore separazione di carica formale Es: N 2 O

11 Alcuni esempi svolti… ma esercitatevi da soli, perché lesame arriva presto…

12 Energia di legame Energia necessaria per rompere il legame Poiché una molecola STABILE ha energia negativa rispetto allo zero dato da A e B isolati, la energia di legame è sempre positiva AB (g) A(g) + B(g)

13 Il legame ionico E pot= k c (Q A Q B /r)

14 Reticolo cristallino NaCl (s) Na+(g) + Cl-(g) Un sistema di Na ioni positivi e di Na ioni negativi organizzato in un reticolo cristallino è piu stabile rispetto a Na coppie isolate di ioni

15 Energia di dissociazione ed energia reticolare NaCl (s) Na + (g) + Cl - (g) 768 kJ E pot= k c N a M (Q A Q B /r) 867 kJ

16 Il legame ionico Il legame ionico è la risultante delle interazioni elettrostatiche fra gli ioni estese a tutto il cristallo

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18 I composti di coordinazione Si è definito composto di coordinazione un composto in cui l'atomo centrale forma un numero di legami s maggiore del suo numero di ossidazione quando esso sia maggiore o uguale a 0.

19 Composto di coordinazione Il metallo mette a disposizione orbitali vuoti Il legante mette a disposizione una coppia elettronica e un orbitale Sono legami molto polari, e la polarizzazione è diretta verso latomo che mette in compartecipazione la coppia elettronica= atomo donatore

20 Esempi di leganti

21 Metalli e non metalli Si definiscono metalli quegli elementi che hanno un numero di elettroni esterni inferiori ed in qualche caso uguale,a quello degli orbitali esterni s e p, e che hanno una energia di ionizzazione relativamente bassa. Il passaggio dai metalli ai non metalli avviene con gradualita' lungo ciascun gruppo e periodo e quindi non e' possibile stabilire una distinzione netta fra essi. Tuttavia i metalli hanno delle proprieta' comuni anche se possedute in grado diverso. Quelle principali sono: conducibilita' termica ed elettrica, strutture cristalline compatte, malleabilita' e duttilita'. I metalli hanno energia di ionizzazione relativamente bassa.

22 Raffigurazione schematica del legame nei metalli: Raffigurazione schematica del legame nei metalli: reticolo di cationi immersi in un mare di elettroni mobili Elettroni mobili I legami sono delocalizzati nellintero cristallo e gli elettroni di valenza non sono legati ad un particolare atomo ma possono muoversi liberamente da un atomo allaltro

23 I legami che abbiamo visto Legame covalente omopolare Legame covalente polare Legame ionico Legame di coordinazione Legame metallico Legame a idrogeno

24 I legami che abbiamo visto Legame covalente omopolare Legame covalente polare Legame ionico Legame di coordinazione Legame metallico Legame a idrogeno Il legame a idrogeno rientra tra le interazioni intermolecolari e sarà discusso nel capitolo successivo NON VUOL DIRE CHE ABBIA MINORE IMPORTANZA!!!

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

26 Dipolo elettrico =Qd =0 >0 > > 0

27 Dipolo istantaneo

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

29 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 lenergia di ionizzazione, minore la polarizzabilità

30 Le molecole polari e linterazione per orientazione Le molecole polari si attraggono reciprocamente per effetto dei loro dipoli in modo da rendere massima linterazione 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

31 Geometria molecolare e polarità delle molecole

32 Interazione per orientazione

33 Interazione per induzione Il dipolo permanente di una molecola induce su unaltra molecola, polare o non polare, un dipolo, chiamato indotto. Esiste una attrazione fra dipolo permanente e dipolo indotto.

34 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

35 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

36 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!

37 Interazioni di VdW e proprietà fisiche Esse aumentano anche allaumentare della complessità della molecola

38 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 dellatomo molto elettronegativo appartenente a unaltra molecola O H H O H H

39 Legame a ponte di idrogeno

40 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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44 Frammento di Carbossipeptidasi A

45 Legame a idrogeno e proprietà fisiche

46 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:

47 Stechiometria

48 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 ?

49 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-

50 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.

51 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

52 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.

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


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