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Struttura atomica Proprietà periodiche Legami chimici Geometria molecolare Esempi legami chimici Forze intermolecolari Stati fisici materia solubilità

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Presentazione sul tema: "Struttura atomica Proprietà periodiche Legami chimici Geometria molecolare Esempi legami chimici Forze intermolecolari Stati fisici materia solubilità"— Transcript della presentazione:

1 Struttura atomica Proprietà periodiche Legami chimici Geometria molecolare Esempi legami chimici Forze intermolecolari Stati fisici materia solubilità Reazioni chimiche Elementi di chimica generale Da ogni diapositiva si può tornare a questa cliccando sulla icona indicata

2 Elementi di chimica Configurazione elettronica dellatomo e reattività modello dellottetto completo o incompleto valido per molti elementi chimici

3 Modello planetario della struttura atomica Un atomo presenta un nucleo centrale nel quale si trovano protoni(positivi) e neutroni(neutri) e un perinucleo(guscio) nel quale si trovano elettroni(negativi) in numero uguale ai protoni

4 Ogni elemento si distingue dagli altri elementi per il diverso numero di protoni presenti nel nucleo (e di elettroni presenti nel perinucleo) NUMERO ATOMICO specifico per ogni elemento:Z variabile da 1 per idrogeno H a 92 per uranio U

5 Gli elettroni presenti nel perinucleo sono disposti a distanze diverse in funzione della loro energia,occupando gusci (livelli energetici) crescenti come raggio ed energia:per le proprietà chimiche degli elementi risulta molto importante la distribuzione(configurazione)degli elettroni che si trovano nel livello più esterno: possono variare da 1 a 8

6 Elementi con 8 elettroni nellultimo livello(o 2 per Elio He) si rivelano particolarmente stabili,non reattivi,senza alcuna tendenza ad unirsi con altri atomi uguali o diversi:sono i gas nobili,rari,inerti Helio He 2 Neon Ne Argo Ar Kripto Kr Xeno Xe Radon Rn

7 Tutti gli altri elementi che presentano nellultimo livello meno di 8 elettroni risultano instabili,reattivi,con tendenza a raggiungere il completamento con 8 elettroni nellultimo livello:lo possono raggiungere seguendo fondamentalmente due modalità diverse:

8 Elementi con 1,2,3 elettroni nellultimo livello possono raggiungere lo scopo cedendo 1,2,3 elettroni:così scompare lultimo livello originale e diventa ultimo livello il penultimo livello che già possiede proprio 8 elettroni

9 Elementi con 1,2,3 elettroni nellultimo livello possono raggiungere lo scopo cedendo 1,2,3 elettroni:così scompare lultimo livello originale e diventa ultimo livello il penultimo livello che già possiede proprio 8 elettroni Atomo diventa Catione,positivo Volume Cstione < Volume Atomo

10 Elementi con 1,2,3 elettroni nellultimo livello possono raggiungere lo scopo cedendo 1,2,3 elettroni:così scompare lultimo livello originale e diventa ultimo livello il penultimo livello che già possiede proprio 8 elettroni Atomo diventa Catione,positivo Volume Cstione < Volume Atomo

11 Elementi con 1,2,3 elettroni nellultimo livello possono raggiungere lo scopo cedendo 1,2,3 elettroni:così scompare lultimo livello originale e diventa ultimo livello il penultimo livello che già possiede proprio 8 elettroni Atomo diventa Catione,positivo Volume Cstione < Volume Atomo

12 Elementi con 5,6,7 elettroni nellultimo livello possono raggiungere lo scopo acquistando 3,2,1 elettrone: latomo diventa ione negativo Anione e il volume Anionico risulta maggiore del volume atomico originario

13 Elementi con 5,6,7 elettroni nellultimo livello possono raggiungere lo scopo acquistando 3,2,1 elettrone: latomo diventa ione negativo Anione e il volume Anionico risulta maggiore del volume atomico originario

14 Elementi con 5,6,7 elettroni nellultimo livello possono raggiungere lo scopo acquistando 3,2,1 elettrone: latomo diventa ione negativo Anione e il volume Anionico risulta maggiore del volume atomico originario

15 Elementi con 4 elettroni nellultimo livello possono raggiungere lo scopo acquistando o cedendo 4 elettroni latomo diventa ione Anione o Catione e il volume ionico risulta maggiore o minore del volume atomico originario

16 Elementi con 4 elettroni nellultimo livello possono raggiungere lo scopo acquistando o cedendo 4 elettroni latomo diventa ione Anione o Catione e il volume ionico risulta maggiore o minore del volume atomico originario

17 Variazione periodica di alcune proprietà atomiche In funzione della posizione occupata nei periodi (orizzontali) e gruppi(verticali) della tabella degli elementi

18 Variazione raggio e volume atomico Il raggio e volume atomico aumentano nei gruppi dallalto verso il basso perché vanno aggiungendosi nuovi livelli e aumenta la carica schermante degli elettroni dei livelli sottostanti che riduce la forza di attrazione del nucleo posititivo sugli elettroni negativi

19 Variazione raggio e volume atomico Il raggio e volume atomico diminuiscono nei periodi da sinistra verso destra perché aumenta la carica positiva dei protoni mentre la carica schermante degli elettroni dei livelli sottostanti resta costante come pure il numero di livelli

20 Variazione energia di ionizzazione La energia necessaria per allontanare elettroni dallatomo diminuisce nel gruppo dallalto verso il basso,perché aumentando la distanza dal nucleo positivo e la carica schermante degli elettroni dei livelli sottostanti risulta diminuita la attrazione da vincere per allontanare gli elettroni

21 Variazione energia di ionizzazione La energia di ionizzazione aumenta nei periodi da sinistra verso destra perché aumenta la carica positiva dei protoni mentre la carica schermante degli elettroni dei livelli sottostanti resta costante e la distanza dal nucleo diminuisce

22 Variazione della affinità elettronica:energia liberata quando avviene la cattura di elettroni La affinità elettronica diminuisce nei gruppi dallalto verso il basso perché vanno aggiungendosi nuovi livelli e aumenta la carica schermante degli elettroni dei livelli sottostanti che riduce la forza di attrazione del nucleo posititivo sugli elettroni negativi

23 Variazione della affinità elettronica La affinità elettronica aumenta nei periodi da sinistra verso destra perché aumenta la carica positiva dei protoni mentre la carica schermante degli elettroni dei livelli sottostanti resta costante e la distanza dal nucleo diminuisce

24 Variazione della elettronegatività:capacità di attirare gli elettroni quando si forma un legame La elettronegatività diminuisce nei gruppi dallalto verso il basso perché vanno aggiungendosi nuovi livelli e aumenta la carica schermante degli elettroni dei livelli sottostanti che riduce la forza di attrazione del nucleo posititivo sugli elettroni negativi

25 Variazione della elettonegatività La elettronegatività aumenta nei periodi da sinistra verso destra perché aumenta la carica positiva dei protoni mentre la carica schermante degli elettroni dei livelli sottostanti resta costante e la distanza dal nucleo diminuisce

26 Praticamente la energia di ionizzazione,la affinità elettronica, la elettronegatività diminuiscono nei gruppi dallalto al basso e aumentano nei periodi da sinistra verso destra minimi valori nella tabella in basso a sinistra massimi valori nella tabella in alto a destra aumento diminuzione

27 E molto importante conoscere il valore della elettronegatività(tabulato in una scala convenzionale) da valori minimi (0.7) a valori massimi(4.0) per poter prevedere il tipo di legame che si potrà realizzare tra atomi nella formazione delle molecole

28 Formazione di legami chimici Prevedibilità in funzione della elettronegatività degli elementi partecipanti al legame chimico

29 Ogni elemento con 8 elettroni nellultimo livello risulta stabile,non reattivo Gli elementi con numero inferiore di elettroni da 1 a 7 nellultimo livello risultano reattivi e mostrano la tendenza ad interagire per raggiungere in qualche modo la stabilità legata alla presenza dellottetto La possono raggiungere fondamentalmente seguendo due diversi processi: cessazione-acquisto o condivisione di elettroni

30 Se la differenza di elettronegatività degli elementi partecipanti al legame supera un limite convenzionale pari a il legame avviene mediante cessione di elettroni da parte dellelemento meno elettronegativo e acquisto degli stessi da parte dellelemento più elettronegativo si creano due ioni,catione e anione,attratti dalla forza elettrostatica tra cariche diverse LEGAME IONICO o ETEROPOLARE Na=0.9 Cl=3.0 De=2.1 -->ionico Ca=1.0 Cl=3.0 De=2 --> ionico

31 Na + Cl ----> Na--Cl ---> (Na+)(Cl-) Carica positiva Carica negativa Na perde 1 elettrone Cl acquista 1 elettrone

32 Ca + 2Cl ----> Ca--Cl2 ---> (Ca++)2(Cl-) Ca perde 2 elettroni 2 Cl acquista 2 elettroni

33 Se la differenza di elettronegatività tra gli elementi risulta zero o molto piccola si raggiunge la configurazione elettronica dellottetto mediante condivisione di elettroni da parte degli atomi partecipanti al legame: LEGAME COVALENTE OMOPOLARE o APOLARE H=2.1 H=2.1 De=0 ---->covalente omopolare F=4.0 F=4.0 De=0 ---> covalente omopolare

34 H + H -----> H--H Ogni atomo di idrogeno condivide il proprio elettrone con laltro atomo:così ogni atomo risulta stabile con 2 elettroni nellunico,ultimo livello come il gas nobile Elio

35 F+F -----> F--F Ogni atomo di Fluoro condivide un proprio elettrone con laltro atomo:così ogni atomo risulta stabile con 8 elettroni ultimo livello come il gas nobile Neon

36 Se la differenza di elettronegatività tra gli elementi è compresa tra 0 e il legame avviene ancora mediante condivisione di elettroni tra i due atomi,ma in questo caso può verificarsi che il doppietto elettronico usato per il legame sia più spostato verso lelemento più elettronegativo: di conseguenza appare una parziale carica positiva attorno allatomo meno elettronegativo e una parziale carica negativa attorno allatomo più elettronegativo: LEGAME COVALENTE POLARE H = 2.1 Cl=3.0 De= >covalente polare H = 2.1 O = 3.5 De= >covalente polare

37 H + Cl ---> H--Cl Idrogeno manca di 1 elettrone cloro manca di 1 elettrone Idrogeno condivide 1 elettrone e completa doppietto cloro condivide 1 elettrone e completa ottetto Carica parziale -d Carica parziale +d

38 2H + O---> H--O--H Idrogeno manca di 1 elettrone ossigeno manca di 2 elettroni Idrogeno condivide 1 elettrone e completa doppietto ossigeno condivide 2 elettroni e completa ottetto Carica parziale +d Carica parziale -d Carica parziale +d

39 Se la differenza di elettronegatività risulta minore di e maggiore di 0 si può avere un altro tipo di legame covalente polare,nel quale un atomo mette a disposizione un doppietto elettronico(atomo datore) e un altro atomo mette a disposizione uno spazio(orbitale)vuoto atomo recettore: LEGAME COVALENTE POLARE DATIVO indicato con una freccia da datore a recettore S = 2.5 O = 3.5 De= >covalente polare

40 S + O > S02 Lo zolfo condivide 2 elettroni con 1 atomo di ossigeno e ne presta 2 allaltro atomo di ossigeno O=recettore S=datore

41 Nel caso di atomi dello stesso elemento metallico si realizza un tipo di legame con caratteristiche particolari detto LEGAME METALLICO si crea mediante condivisione di tutti gli elettroni esterrni ceduti dagli atomi poco elettronegativi da parte degli atomi trasformati in ioni positivi

42 Cu..Cu..Cu..Cu.. Atomi di rame neutri Ioni di rame ed elettroni condivisi

43 Fine presentazione arrivederci

44 Modelli di geometria molecolare Fondati sulla repulsione degli orbitali di valenza degli elementi partecipanti alla formazione della molecola

45 Per molecole di composti semplici si può prevedere la forma nello spazio applicando una regola pratica che prende in considerazione lorientamento spaziale dei legami che sono presenti e degli elettroni dellultimo livello eventualmente non usati per formare legami Si possono considerare alcune situazioni generali: presenza di legami(orbitali usati) presenza di elettroni liberi(orbitali non usati) attorno allatomo centrale della molecola

46 4 orbitali usati,nessuno libero:forma tetraedrica,angolo 109° 3 orbitali usati,1 libero:forma piramidale,angolo 107° 2 orbitali usati,2 liberi:forma angolare,angolo 105° 3 orbitali usati,0 liberi:forma triangolare,angolo 120° 2 orbitali usati,0 liberi:forma lineare,angolo 180° nel caso di legami doppi si considerano come semplici (2 orbitali equivalenti a 1 orbitale)

47 CH4 :tetraedrica,angolo 109° 4 orbitali di legame 0 orbitali liberi

48 H2SO4 ---> tedraedrica,109° 4 orbitali di legame 0 orbitali liberi Zolfo Ossigeno Idrogeno

49 NH3 --->piramidale,angolo 107° 3 orbitali di legame 1 orbitale libero Orbitale libero

50 H2O ---> angolare,angolo 105° 2 orbitali di legame 2 orbitali liberi Orbitali liberi

51 BH3 ---> triangolare,angolo 120° 3 orbitali di legame 0 orbitali liberi

52 HNO3 ---> triangolare,angolo 120° 3 orbitali di legame 0 orbitali liberi Azoto Ossigeno Idrogeno

53 BeH2 ---->lineare,angolo 180° 2 orbitali di legame 0 orbitali liberi

54 La geometria molecolare influisce tra laltro sulla eventuale polarità di una molecola che presenti legami polari al suo interno e alla probabilità che si verifichi un urto efficace nelle reazioni dipendenti dallorientamento delle molecole reagenti Perché una molecola risulti polarizzata devono essere presenti legami di tipo polare e i baricentri delle cariche positive e negative non devono coincidere:altrimenti pur esistendo i legami polari la molecola risulta neutralizzata

55 Ossigeno parzialmente carico negativamente Idrogeno parzialmente carico positivamente essendo covalenti polari i legami tra ossigeno e idrogeno Baricentro cariche positive Baricentro carica negativa Non coincidendo i due baricentri,la molecola H2O manifesta polarizzazione:dipolo elettrico

56 Ossigeno parzialmente carico negativamente carbonio parzialmente carico positivamente essendo covalenti polari i legami tra ossigeno e carbonio Baricentro cariche negative Baricentro carica positiva coincidendo i due baricentri,la molecola CO2 non manifesta polarizzazione

57 Perché un urto tra reagenti risulti efficace deve essere presente una adeguata energia e i reagenti devono collidere secondo una direzione che prende in considerazione la forma dei reagenti stessi: non tutte le collisioni risultano efficaci per la reazione: se manca la energia di attivazione o se lorientamento delle particelle collidenti non è corretto,in funzione della geometria dei reagenti,la reazione non avviene

58 Esempio di collisione tra Cl-Cl e H-H Collisione non efficace per orientamento non corretto Collisione efficace:lurto tra le molecole bene orientate permette la rottura dei legami interatomici Cl-Cl e H-H e la formazione di nuovi legami

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61 Molecola di idrogeno H-H :legame omopolare Ogni atomo di idrogeno possiede 1 solo elettrone:per diventare stabile deve condividerlo con un altro atomo 1s1+1s1- 1s2

62 Molecola di fluoro F-F :legame omopolare Ogni atomo di fluoro manca di 1 elettrone:per diventare stabile deve condividerlo con un altro atomo 2s2..2p5 2s2..2p6 2s2..2p5 2s2..2p6

63 Molecola di cloro Cl-Cl :legame omopolare Ogni atomo di cloro manca di 1 elettrone:per diventare stabile deve condividerlo con un altro atomo 3s2..3p5 3s2..3p6 3s2..3p5 3s2..3p6

64 Molecola di cloro H-Cl :legame covalente polare L atomo di cloro manca di 1 elettrone come anche latomo di idrogeno:raggiungono la stabilità condivendo ciascuno 1 elettrone 2s1 1s2…..3s2.3p6 3s2.3p5

65 Molecola di cloro H2O :legame covalente polare L atomo di ossigeno manca di 2 elettrone mentre latomo di idrogeno manca di 1 :raggiungono la stabilità condivendo ciascuno 1 -2 elettroni 2s1 1s2…..2s2..2p6..1s2 2s2..2p4

66 Molecola di cloro H2S :legame covalente polare L atomo di zolfo manca di 2 elettroni mentre latomo di idrogeno manca di 1 :raggiungono la stabilità condivendo ciascuno 1 -2 elettroni 2s1 1s2…..3s2..3p6..1s2 3s2..3p4

67 Molecola di cloro NH3 :legame covalente polare L atomo di azoto manca di 3 elettroni mentre latomo di idrogeno manca di 1 :raggiungono la stabilità condivendo ciascuno 1 -3 elettroni 2s1 1s2…..2s2..2p6 2s2..2p3

68 Molecola di SO3 :legame covalente polare-dativo 2s2..2p4 2s2..2p6…..3s2..3p6 3s2..3p4 Lo zolfo manca di 2 elettroni come pure lossigeno possono stabilizzarsi condividendo elettroni o orbitali Legami dativi legame doppio Orbitali vuoti

69 Molecola di Na-Cl :legame ionico:il sodio diventa un catione e il cloro diventa un anione L atomo di cloro manca di 1 elettrone mentre latomo di sodio ha 1 solo elettrone :raggiungono la stabilità cedendo e acquistando 1 elettrone 3s1 2s2.2p6…..3s2..3p6 3s2..3p5 Legame ionico

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71 elemento metallico:legame tra ioni ed elettroni condivisi Atomi metallici Ioni + elettroni Nei metalli ogni atomo cede gli elettroni più esterni diventando uno ione positivo circondato da nube di elettroni

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73 Le forze che mantengono unite le molecole a livello macroscopico sono fondamentalmente di 4 tipi in funzione della natura delle molecole e dei legami in esse presenti Forze elettrostatiche agenti tra ioni di carica opposta cationi---anioni forze elettrostatiche agenti tra molecole polarizzate dipolo---dipolo forze elettrostatiche deboli agenti tra molecole neutre dipolo virtuale---dipolo indotto forze elettrostatiche simili a legami chimici legame a idrogeno

74 La intensità delle forze decresce in linea di massima interazione tra ioni legame a idrogeno dipolo-dipolo dipolo virtuale-dipolo indotto

75 Interazione forte tra ioni di carica opposta:cristalli Ogni catione si circonda di anioni e viceversa

76 Interazione tra molecole polarizzate:dipolo-dipolo carica parziale positiva(+d)-carica parziale negativa(-d) +d H-----Cl -d -d Cl -----H +d Le estremità di carica opposta si attirano :dipolo-dipolo HCl---HCl

77 Il legame a idrogeno si stabilisce quando lidrogeno si trova legato ad un elemento molto elettronegativo(F,O,N) e avendo una elevata carica parziale positiva(+d) può sentire la attrazione da parte della carica parziale negativa(-d) dellelemento presente in unaltra molecola Si viene a formare una specie di ponte tra lidrogeno legato covalentemente nella molecola e laltro elemento presente in unaltra molecola

78 H20----H2O +d H---O(-d)---H +d H--O--H Legame a idrogeno

79 Interazione debole,di Van der Waals o London tra dipolo virtuale,momentaneo e dipolo indotto Si verifica tra molecole non polari per effetto di una distribuzione asimmettrica,casuale,momentanea, degli elettroni di legame tra gli atomi costituenti la molecola

80 Gli elettroni condivisi tra atomi simili sono situati in genere simmetricamente rispetto agli atomi legati: la molecola risulta quindi senza alcuna carica elettrica positiva o negativa :molecole simili,neutre,non interagiscono elettrostaticamente anche se poste fisicamente a contatto H---H….H--H

81 Può verificarsi casualmente uno spostamento degli elettroni di legame verso uno dei due atomi legati: nasce una momentanea differenza di carica alle estremità della molecola che diventa un dipolo momentaneo o virtuale:tale dipolo può influire sugli elettroni di legame di unaltra molecola e provocare per induzione la comparsa di un nuovo dipolo:dipolo indotto:tra i due dipoli può allora stabilirsi una debole interazione elettrostatica: la intensità di tale forza debole varia con il numero degli elettroni utilizzati e la massa atomica

82 H---H….H--H Dipolo virtuale con carica negativa e positiva Dipolo indotto con carica negativa e positiva Molecola neutra

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85 La materia esiste in condizioni normali di temperatura e di pressione(25°C e 1 atmosfera circa) in tre diversi stati fisici solido,liquido,aeriforme: presentano in particolare: SOLIDO:volume e forma propri LIQUIDO:volume proprio,forma recipiente AERIFORME:senza forma e volume propri

86 Solido:Forma e volume proprio Liquido:Volume proprio,forma recipiente A:Forma e volume recipiente

87 Lo stato fisico della materia dipende da un equilibrio tra la energia cinetica delle particelle costituenti il corpo (energia variabile con la temperatura) che tende separare le particelle costituenti il corpo e la forza di attrazione interparticellare che dipende dalla natura del corpo e dalle forze elettrostatiche presenti

88 Nel solido la attrazione interparticellare supera la energia cinetica:le particelle sono in continua vibrazione ma mantengono una posizione costante nel liquido la attrazione interparticellare equivale alla energia cinetica:le particelle possono cambiare continuamente posizione ma rimangono nellinsieme ancora unite nellaeriforme la energia cinetica supera la attrazione interparticellare : le particelle possono liberamente allontarsi tra di loro

89 Nei solidi le particelle possono essere di varia natura come pure di conseguenza le forze agenti tra particelle solidi ionici:ioni positivi e ioni negativi: forza di attrazione elettrostatica intensa tra ioni solidi covalenti:atomi legati con legame covalente forza tipo legame chimico molto intensa solidi molecolari:molecole neutre o polari forza debole o dipolo dipolo solidi metallici:ioni metallici ed elettroni condivisi forza variabile con la natura dei metalli

90 Stato solido:attrazione prevale su energia cinetica Volume e forma costanti

91 Stato liquido:attrazione = energia cinetica Volume costante e cambiamento di forma

92 Aeriforme:attrazione minore di energia cinetica Cambia la forma e il volume

93 Esempio:H20 e H2S a parità di condizioni avendo la stessa temperatura hanno la stessa energia cinetica: ma H2O risulta liquida e H2S aeriforme causa:le molecole di H2O interagiscono fortemente come dipoli e con legame a idrogeno le molecole di H2S interagiscono meno fortemente solo come deboli dipoli

94 Il passaggio da uno stato fisico allaltro avviene se si interviene sulla energia cinetica(variabile con la temperatura) restando pressochè costante la interazione tra le particelle FUSIONE :da solido a liquido fornendo energia VAPORIZZAZIONE:da liquido ad aeriforme fornendo energia LIQUEFAZIONE:da aeriforme a liquido togliendo energia CONDENSAZIONE:da vapore a liquido togliendo energia SOLIDIFICAZIONE:da liquido a solido togliendo energia SUBLIMAZIONE:da solido ad aeriforme fornendo energia BRINAMENTO:da aeriforme a solido togliendo energia

95 solidoliquido aeriforme FUSIONE VAPORIZZAZIONE SOLIDIFICAZIONECONDENSAZIONE LIQUEFAZIONE SUBLIMAZIONE BRINAMENTO

96 Risulta evidente che la diversità dei punti fissi di fusione,solidificazione,ebollizione e altre caratteristiche delle sostanze pure sono collegabili alla diversa intensità delle forze interparticellari che deve essere superata fornendo o togliendo energia cinetica: anche la diversa solubilità delle sostanze tra loro e collegabile alla natura e intensità dei legami chimici e delle forze interparticellari

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99 La solubilità di una sostanza in unaltra dipende fondamentalmente dalla loro natura e dalle interazioni che si possono originare tra le particelle del solvente e quelle del soluto generalmente si può applicare la regola: solvente polare solubilizza soluto polare es.H20 + HCl solvente non polare solubilizza soluto non polare es.Benzolo + Iodio

100 Meccanismo di solubilizzazione in generale: es.soluto solido e solvente liquido…NaCl + H2O il sale NaCl è costituito da un reticolo tridimensioale con alternanza di ioni positivi Na+ e ioni negativi Cl- tra i quali agisce una forza di attrazione elettrostatica di intensità notevole,a temperatura ambiente E possibile trasformare il solido ionico fornendo energia (calore)che aumentando il moto vibratorio degli ioni permette di vincere la reciproca attrazione e trasformarsi nello stato liquido,fuso

101 La molecola dellacqua risulta fortemente polarizzata: posta a contatto con la superficie del solido ionico si rende possibile una interazione tra la parte positiva dellacqua e gli ioni negativi del solido,come pure tra la parte negativa dellacqua e quella positiviva del solido Se tale interazione supera la attrazione elettrostatica esistente tra gli ioni,il solido perde gradualmente gli ioni che passano in soluzione circondati da un numero variabile di molecole di acqua:si formano dei complessi subsferici con una superficie carica con lo stesso segno dello ione centrale:si hanno degli ioni idratati(o solvatati)

102 H2O NaCl Ioni idradati

103 H2O iodio Lo iodio,non polare,non risente della attrazione da parte delle molecole polari dellacqua,e quindi le molecole dello iodio rimangono tra loro unite nel solido

104 benzolo iodio Lo iodio,non polare, risente della attrazione da parte delle molecole non polari del benzolo con le quali si stabilisce una interazione debole,che se supera quella pure debole tra le molecole dello iodio solido permette la solubilizzazione Iodio solvatato

105 indice

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107 Ossido basico=metallo + ossigeno Ca+O---> CaO 2Na+O--->Na2O

108 Ossido acido=non metallo + ossigeno S + O2 ---> SO2 C + O2 ---> CO2

109 Idruro=metallo +idrogeno Mg + 2H ---> MgH2 K+H--->KH

110 Idracido=idrogeno+alogenuro S + 2H ---> H2S H+F--->HF

111 Idrossido=ossido basico+acqua CaO H2O Ca(OH)2

112 Ossiacido=ossido acido + H2O SO2 H2O H2SO3

113 Sale=metallo+radicale acido H2SO3 K SO3 K2SO3

114 Metallo+acido--->sale + idrogeno 2K + H2SO > K2SO4 + H2 H2SO4 K K2SO4 H2

115 Ossido basico+acido--->sale + acqua K2O + H2SO4 ---K2SO4 + H2O H2SO4 K2O K2SO4 H2O

116 Idrossido + acido ---> sale + acqua 2KOH + H2SO4 ----> K2SO4 + 2H2O H2SO4 KOH K2SO4 H2O

117 Ossido basico + ossido acido --> sale CaO + SO3 ----> CaSO4 SO3 CaO CaSO4

118 idrossido + ossido acido --> sale + acqua 2KOH + SO3 ----> K2SO4 + 2H2O SO3 KOH K2SO4 H2O

119 Sale1 + acido1 ----> sale2 + acido2 AgNO3 + HCl ---> AgCl + HNO3 AgNO3 HCl HNO3 AgCl

120 Sale1 + sale2 ----> sale3 + sale4 AgNO3 + KCl ---> AgCl + KNO3 AgNO3 KCl KNO3 AgCl

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