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1 clicca qui per andare avanti clicca qui per tornare indietro Dagli elementi alle sostanze Un percorso avventuroso per comprendere quali sono i principi che determinano le proprietà chimico-fisiche delle sostanze Prof. PANARONI ALESSANDRO ITIS E. MATTEI - URBINO

2 Comprensione delle proprietà macroscopiche Le proprietà macroscopiche delle sostanze che ci circondano dipendono strettamente da come interagiscono gli atomi che le costituiscono, ovvero dai tipi di legame che essi formano Le proprietà macroscopiche delle sostanze che ci circondano dipendono strettamente da come interagiscono gli atomi che le costituiscono, ovvero dai tipi di legame che essi formano Studiando i legami sarà possibile risalire, in prima approssimazione, a polarità/solubilità, stato fisico, conducibilità elettrica, durezza, cristallinità allo stato solido Studiando i legami sarà possibile risalire, in prima approssimazione, a polarità/solubilità, stato fisico, conducibilità elettrica, durezza, cristallinità allo stato solido Possiamo raggruppare le sostanze che ci circondano in base ai legami che formano e alle loro proprietà Possiamo raggruppare le sostanze che ci circondano in base ai legami che formano e alle loro proprietà

3 Le tipologie di sostanze Sostanze Metalliche; Fe, Ag, Cu, leghe… Sostanze Metalliche; Fe, Ag, Cu, leghe… Sostanze Reticolari; grafite, diamante, quarzo… Sostanze Reticolari; grafite, diamante, quarzo… Sostanze Ioniche; NaCl, KNO 3 Sostanze Ioniche; NaCl, KNO 3 Sostanze Molecolari; H 2, O 2, H 2 O, CO 2, C 6 H 12 O 6 Sostanze Molecolari; H 2, O 2, H 2 O, CO 2, C 6 H 12 O 6

4 Sostanze metalliche CARATTERISTICHE Atomi legati con Legame Metallico Atomi legati con Legame Metallico Metalli e leghe metalliche Metalli e leghe metalliche Impariamo quindi a distinguere tra Li (che forma il L. Metallico) e Li +, Al (che forma il L. Metallico) ed Al 3+, Fe (che forma il L. Metallico) e Fe 2+ o Fe 3+ ecc… Impariamo quindi a distinguere tra Li (che forma il L. Metallico) e Li +, Al (che forma il L. Metallico) ed Al 3+, Fe (che forma il L. Metallico) e Fe 2+ o Fe 3+ ecc…

5 Sostanze metalliche Proprietà: Temperature di fusione e ebollizione generalmente elevate (solidi a T ambiente) Temperature di fusione e ebollizione generalmente elevate (solidi a T ambiente) Se solidi possiedono strutture cristalline Se solidi possiedono strutture cristalline Hanno una conducibilità elettrica e termica alta Hanno una conducibilità elettrica e termica alta Sono duttili e malleabili Sono duttili e malleabili Possiedono una caratteristica lucentezza (alto potere riflettente) Possiedono una caratteristica lucentezza (alto potere riflettente) Insolubili in acqua e in altri solventi Insolubili in acqua e in altri solventi

6 Sostanze metalliche Modello del legame metallico Mare di elettroni di valenza, molto mobili e delocalizzati Mare di elettroni di valenza, molto mobili e delocalizzati Cationi disposti secondo un reticolo ordinato Cationi disposti secondo un reticolo ordinato Modello semplificato di reticolo metallico, (ioni positivi immersi in un mare di elettroni dotati di discreta mobilità)

7 Sostanze metalliche Proprietà, SPIEGAZIONI: T fus elevate: dovute alla forza elevata del legame T fus elevate: dovute alla forza elevata del legame Cristalli: dovuti allordine con cui si dispongono gli ioni positivi Cristalli: dovuti allordine con cui si dispongono gli ioni positivi Conducibilità elettrica alta: gli elettroni possono muoversi facilmente Conducibilità elettrica alta: gli elettroni possono muoversi facilmente Sono duttili e malleabili Sono duttili e malleabili (vedi figura)

8 Sostanze reticolari CARATTERISTICHE atomi legati tramite legami di natura covalente atomi legati tramite legami di natura covalente nel cristallo non sono individuabili singole molecole (il cristallo può essere visto come ununica macromolecola) nel cristallo non sono individuabili singole molecole (il cristallo può essere visto come ununica macromolecola) Lenergia dei legami nei cristalli covalenti è molto elevata Lenergia dei legami nei cristalli covalenti è molto elevata – Es diamante, duro e altofondente (4100 °C), con densità 3,51 g/cm3 Il carburo di silicio (SiC, carborundum), quarzo… hanno una struttura simile a quella del diamante Il carburo di silicio (SiC, carborundum), quarzo… hanno una struttura simile a quella del diamante

9 Sostanze reticolari

10 Proprietà Solidi cristallini Solidi cristallini T fusione e T ebollizione molto alte T fusione e T ebollizione molto alte – T fusione quarzo: 1710°C, T fusione diamante: 3500°C Elevata durezza: Diamante=10 (valore max) Elevata durezza: Diamante=10 (valore max) Insolubili nei diversi solventi Insolubili nei diversi solventi Non conducono lelettricità Non conducono lelettricità Sostanze reticolari

11 Sostanze ioniche CARATTERISTICHE ioni positivi e negativi legati da un legame ionico (forza di coulomb) ioni positivi e negativi legati da un legame ionico (forza di coulomb) Formate da ioni di elementi metallici e non metallici Formate da ioni di elementi metallici e non metallici Es. Es. – Sali = NaCl; K 2 SO 4 ; KNO 3 – Idrossidi alcalini = NaOH; Ca(OH) 2

12 Sostanze ioniche Proprietà: solidi cristallini con alte temperature di fusione; solidi cristallini con alte temperature di fusione; generalmente ben solubili in acqua, insolubili in solventi apolari; generalmente ben solubili in acqua, insolubili in solventi apolari; isolanti allo stato solido; conduttori allo stato fuso o in soluzione acquosa; isolanti allo stato solido; conduttori allo stato fuso o in soluzione acquosa; duri, fragili duri, fragili

13 Sostanze ioniche

14 Sostanze molecolari CARATTERISTICHE Caratterizzati dalla presenza di molecole (unità discrete formate da 2 o più atomi legati fra loro) Caratterizzati dalla presenza di molecole (unità discrete formate da 2 o più atomi legati fra loro) Molecole di acqua: i legami interni al cerchio rosso sono DIVERSI dai legami che uniscono due molecole fra loro (esterni al cerchio rosso)

15 Sostanze molecolari CARATTERISTICHE Due tipi di legame: Due tipi di legame: – Interno alla molecola legame covalente – Fra le molecole diversi tipi di legame (idrogeno, di Van der Waals, di london…) Questo porta ad una variabilità massima delle proprietà chimico fisiche: Non possiamo definire le proprieta solo in base al tipo di sostanza, come fatto nei casi precedenti Questo porta ad una variabilità massima delle proprietà chimico fisiche: Non possiamo definire le proprieta solo in base al tipo di sostanza, come fatto nei casi precedenti

16 IL LEGAME CHIMICO

17 Come già accennato per comprendere le proprietà delle sostanze dobbiamo esaminare il legame che tiene uniti gli atomi; dobbiamo quindi capire cosa è il legame chimico Il legame chimico è una forza di natura elettrostatica che tiene uniti più atomi in una molecola o in un cristallo (legame principale) o più molecole in fra loro (legami secondario, o intermolecolare). Il legame chimico

18 Per indicare che due atomi sono legati, si interpone un trattino fra i loro simboli (C-C, H-H, legame covalente) oppure si indicano le cariche elettriche dei rispettivi ioni (Na + Cl -, legame ionico). Gli atomi formano legami chimici per raggiungere una configurazione elettronica più stabile, generalmente la configurazione elettronica del gas nobile più vicino, quindi lottetto. I gas nobili, che già hanno raggiunto lottetto, non formano, in condizioni normali, legami chimici. Il legame chimico

19 La formazione di legami chimici crea una situazione di maggiore stabilità: lenergia totale del sistema b, (atomi legati) è minore dellenergia totale del sistema costituito dai due atomi separati a Legame chimico ed energia Distanza molto elevata; gli atomi sono separati; Situazione (a); Energia del sistema = 0 Distanza di legame; gli atomi sono uniti da un legame; Situazione (b); Il sistema ha raggiunto un minimo di energia

20 Quando si forma un legame si libera una certa quantità di energia; Se si vuole rompere questo legame la stessa quantità di energia deve essere fornita alla molecola. (nel caso a fianco, 436 kJ/mol) È detta energia di legame la quantità di energia necessaria per rompere il legame e portare gli atomi a distanza infinita. Si misura in KJ. mol -1. Legame chimico ed energia

21 In una molecola costituita da due atomi (molecole biatomica) es. H 2, un solo legame è sufficiente a tenere insieme i due atomi. = Atomo di idrogeno (H) molecola dellidrogeno H – H Legame chimico Nelle molecole con più atomi (molecole poliatomiche) il numero di legami è maggiore. Es, in C 2 H 6, ci sono sette legami: uno fra i due atomi di Carbonio e sei fra gli atomi di Carbonio e Idrogeno. Molecola delletano = Atomo di idrogeno (H) = Atomo di carbonio (C)

22 Legame chimico CLASSIFICAZIONE LEGAME PRINCIPALE (Lega atomi fra loro): E legame 450 kJ/mol –METALLICO (presente nelle sostanze metalliche) –IONICO (presente nelle sostanze ioniche) –COVALENTE (presente nelle sostanze molecolari e reticolari) LEGAME SECONDARIO (Lega molecole fra di loro, presente solo nelle sostanze molecolari): E legame 0,5 ÷ 30 kJ/mol –PONTE IDROGENO –DIPOLO-DIPOLO –FORZE DI LONDON

23 Legame principale Il legame chimico principale consiste nello scambio o nella condivisione di elettroni provenienti dai diversi atomi coinvolti nel legame Questi elettroni possono essere delocalizzati sullintero cristallo (legame metallico), localizzati negli orbitali atomici (legame ionico) o infine, localizzati negli orbitali molecolari (sovrapposizione degli orbitali atomici, legame covalente) I due orbitali atomici si sovrappongono: Lorbitale molecolare descrive lelevata probabilità di trovare gli elettroni di legame fra i due nuclei

24 Lorbitale molecolare Lorbitale molecolare può essere: – simmetrico se gli atomi coinvolti nel legame attirano nello stesso modo gli elettroni di legame – asimmetrico quando uno dei due atomi ha una capacità maggiore di attirare gli elettroni

25 Lelettronegatività La tendenza ad attrarre gli elettroni di legame da parte di un atomo si chiama ELETTRONEGATIVITA Lelettronegatività (En) è un numero puro relativo che varia da 0,7 a 4,0 secondo landamento descritto sotto

26 Quando i due atomi che formano il legame hanno la stessa elettronegatività lorbitale molecolare che si forma sarà simmetrico; più aumenta la loro differenza di En più aumenterà lasimmetria dellorbitale molecolare; Quando la En (differenza di elettronegatività) supera un certo valore gli elettroni non sono più condivisi ma vengono completamente presi da un atomo e persi dallaltro. (legame ionico) Lelettronegatività e il tipo di legame

27 Per determinare se il legame in esame sia un legame ionico o covalente si valuterà dunque la En Lelettronegatività e il tipo di legame 0 0,4 1,9 3,3 En Legame covalente apolare o puro Legame covalente polare Legame ionico + –

28 Lelettronegatività e il tipo di legame

29 LEGAME IONICO quando En1,9

30 Si forma fra atomi con una forte differenza di elettronegatività (superiore a 1,89) Ha unenergia di legame di circa 450 KJ/mol Il legame ionico è presente nei Sali, composti contenenti contemporaneamente metalli e non-metalli quando un metallo e un non metallo si avvicinano gli elettroni del livello più esterno dellatomo meno elettronegativo (metallo) passano allatomo più elettronegativo (n-metallo) si formano ioni positivi (cationi, M + ) e ioni negativi (anioni, nonM - ) che si attraggono elettrostaticamente. il legame che si forma ha una polarità elevata (grande separazione fra la carica positiva e negativa) Legame Ionico

31 Cloruro di Sodio (NaCl). Na ha un solo elettrone esterno; la sua elettronegatività è 0.93, un valore basso. Cl ha sette elettroni esterni; la sua elettronegatività è 3.16, un valore alto. En = 3.16 – 0.93 = 2.23 > 1.89 Si forma un legame ionico e lelettrone dellatomo di sodio passa a quello di cloro. 1 – Latomo di sodio perde il suo elettrone esterno e diventa uno ione positivoLatomo di sodio perde il suo elettrone esterno e diventa uno ione positivo 2 – Latomo di cloro acquista lelettrone perduto dal cloro e diventa ione negativoLatomo di cloro acquista lelettrone perduto dal cloro e diventa ione negativo 3 – I due ioni, avendo cariche elettriche di segno opposto, si attirano e restano unitiI due ioni, avendo cariche elettriche di segno opposto, si attirano e restano uniti Legame Ionico

32 Formazione del legame ionico nel cloruro di sodio (NaCl) 1 – Latomo di sodio perde il suo elettrone esterno e diventa uno ione positivo. Na Na + + e - = Atomo di sodio (Na) Legame Ionico

33 2 – Latomo di cloro acquista lelettrone perduto dal cloro e diventa ione negativo. Cl + e - Cl - = Atomo di cloro (Cl) Formazione del legame ionico nel cloruro di sodio (NaCl) Legame Ionico

34 = Atomo di sodio (Na) = Atomo di cloro (Cl) 3 – I due ioni, avendo cariche elettriche di segno opposto, si attirano e restano uniti. Formazione del legame ionico nel cloruro di sodio (NaCl) Legame Ionico

35 FORMAZIONE IONI POLIATOMICI Na +, Cl -, Ca 2+, … sono ioni formati da un solo atomo; Esistono anche ioni poliatomici, cioè raggruppamenti di atomi con una o più cariche elettriche diffuse su tutto il gruppo. Es. nitrato (NO 3 - ), solfato (SO 4 2- ), ammonio (NH 4 + ). Anche questi ioni possono dare composti ionici; Es. ioni calcio e ioni nitrato: Ca(NO 3 ) 2, ovvero Ca 2+, (NO 3 - ), (NO 3 - ), dove occorrono due ioni nitrato per bilanciare le due cariche positive dello ione calcio. Legame Ionico

36 CARATTERISTICHE DELLE SOSTANZE IONICHE QUANDO LA FORMULA CONTIENE UN LEGAME IONICO LA SOSTANZA È IONICA Sono tutti solidi cristallini a temperatura ambiente. (regolarità della disposizione delle particelle) Hanno in genere punti di fusione elevati. (presenza di interazioni forti fra gli ioni) sono fragili Legame Ionico

37 Solubilità in acqua generalmente solubili in acqua e insolubili in solventi apolari; la solubilità è spiegabile grazie alla capacità dellacqua di creare legami con gli ioni (gli ioni vengono solvatati, circondati da molecole di acqua e portati in soluzione) Legame Ionico

38 Conducibilità elettrica non conducono elettricità allo stato solido; conducono se fuse o in soluzione; nel solido non ci sono particelle cariche che possano muoversi al contrario del secondo caso Legame Ionico elettrodo negativo (-) elettrodo positivo (+)

39 LEGAME COVALENTE quando En<1,9

40 Quando si incontrano due atomi la cui differenza nella capacità di attirare elettroni non sia spiccata (En < 1,9) nessuno dei due atomi è in grado di strappare elettroni allaltro, e quindi non riescono a formare un legame ionico; I due atomi formano un altro tipo di legame in cui gli elettroni vengono messi in comune la cui energia si aggira intorno alle 450 kJ/mol: il legame covalente Legame Covalente

41 Gli elettroni di legame allorigine si trovano in un orbitale atomico. Quando i due atomi si avvicinano a sufficienza, avviene una parziale sovrapposizione dei due orbitali che si compenetrano formando un ORBITALE MOLECOLARE. Legame Covalente Gli elettroni di legame si troveranno in questi orbitali e apparterranno contemporaneamente ai due atomi.

42 Legame Covalente CLASSIFICAZIONE DEI TIPI DI L. COVALENTE In base alla polarità (separazione della carica): –Puro (omeopolare o apolare) se En 0,4 –Polare (eteropolare) quando 0,4

43 IL LEGAME COVALENTE PURO

44 En 0,4 distribuzione simmetrica della nube elettronica Esempi sono il legame H-H, Cl-Cl, C-H la polarità (separazione fra la carica positiva e negativa) di questi legami è trascurabile Legame Covalente Puro la media della carica positiva è localizzata al centro fra i due nuclei la media della carica negativa è localizzata sempre al centro perché lorbitale è simmetrico la carica media (+) e (-) sono sovrapposte o molto vicine: la molecola è APOLARE

45 IL LEGAME NELLA MOLECOLA DI IDROGENO H 2 H ha solo 1 elettrone esterno. H si lega per raggiungere la configurazione elettronica del gas nobile più vicino Questo è lelio (He), che ha due elettroni nel livello più esterno. Se due atomi di idrogeno mettono in comune i loro elettroni, ognuno di essi avrà due elettroni, sia pure in comune con laltro atomo. HHHH Legame Covalente Puro

46 IL LEGAME COVALENTE POLARE

47 Legame Covalente Polare En è un valore intermedio fra quello del legame apolare e quello del legame ionico (0,4< En <1,9) distribuzione asimmetrica della nube elettronica (spostata verso latomo più elettronegativo) Esempi sono il legame O-H, Fe-Cl, C-N… la polarità (separazione fra la carica positiva e negativa) di questi legami è intermedia fra quella del legame ionico e quella del legame c. puro. la media della carica positiva è localizzata al centro fra i due nuclei la media della carica negativa è localizzata più vicino allatomo più elettronegativo si ha una separazione di carica proporzionale alla En; il legame è polare

48 Legame Covalente Polare HCl LEGAME NELLA MOLECOLA DI CLORURO DI IDROGENO (HCl) H ha 1 elettrone esterno e Cl 7 elettroni; con 1 legame entrambi raggiungono la configurazione elettronica stabile. Quando i due atomi si avvicinano, lorbitale di H e lorbitale di Cl si sovrappongono e i due elettroni vengono messi in comune. Cl, essendo più elettronegativo di H, attira i due elettroni di legame più fortemente; Cl viene ad avere una parziale carica negativa, mentre H una parziale carica positiva H Cl

49 Il legame quindi genera un dipolo elettrico, ovvero una entità che ha cariche di segno opposto separate da una certa distanza. Il dipolo elettrico si rappresenta con una grandezza vettoriale chiamata momento dipolare il momento dipolare viene evidenziato da un vettore con: –Intensità: proporzionale alla En –Direzione: parallela al legame –Verso: dallatomo meno elettronegativo a quello più elettronegtativo La carica parziale è indicata con δ (delta) posto davanti al segno della carica. Es: Legame Covalente Polare RAPPRESENTAZIONE DEL LEGAME POLARE δ-δ- δ-δ- δ-δ- δ-δ- δ+δ+ δ+δ+ δ+δ+ δ+δ+ I vettori sono orientati nella direzione del legame e nel verso δ + δ -. Lintensità è proporzionale alla En (più lungo in O-H, meno in H-Cl e più corto in H-Br)

50 IL LEGAME COVALENTE MULTIPLO

51 gli atomi che si legano con un legame covalente possono condividere una coppia di elettroni (legame singolo), due coppie (doppio) o tre coppie (triplo) tipicamente gli atomi che possono formare legami multipli sono C, N, O (doppio). le molecole che contengono legami multipli si dicono insature Legame Covalente Multiplo C 2 H 6 : MOLECOLA SATURA; se a questa molecola togliamo un H per ogni atomo di C rimarranno 2 elettroni spaiati su ogni C. (C ha 4 elettroni, 3 sono impegnati nei legami, 1 avanza) Quindi C 2 H 4 avrà due elettroni spaiati che possono formare un ulteriore legame C-C doppio legame H H

52 Legame Covalente Multiplo C 2 H 4 : se a questa molecola sottraiamo ancora un H per ogni atomo di C rimarranno 2 elettroni spaiati su ogni atomo di C (C ha 4 elettroni, 3 sono impegnati nei legami, 1 avanza) Quindi C 2 H 2 avrà due elettroni spaiati che possono formare un ulteriore legame C-C triplo legame Il legame multiplo deriva dalla sovrapposizione di quattro o sei orbitali (due o tre per atomo, legame doppio o triplo); si ha una sovrapposizione frontale che forma il primo dei legami, ed eventualmente una o due sovrapposizioni laterali che formano lulteriore/i legame/i)

53 Legame Covalente Multiplo sovrapposizione σ (sigma) e π (pigreco) sovrapposizione sigma Questi orbitali possono sovrapporsi lateralmente e formare un ulteriore legame (sovrapposizione pigreco) Molecola di C 2 H 4 : una sovrapposizione σ e una π Molecola di C 2 H 2 : una sovrapposizione σ e due π

54 IL LEGAME COVALENTE DI COORDINAZIONE O DATIVO

55 Il legame dativo (o di coordinazione) è un legame covalente in cui i due elettroni di legame provengono entrambi da uno solo dei due atomi. Per formare un legame dativo: Un atomo deve avere una coppia di elettroni di non legame (atomo donatore) Un atomo deve avere un orbitale vuoto (atomo accettore) latomo donatore deve avere raggiunto lottetto prima di fare un legame di coordinazione Legame Covalente di Coordinazione

56 HClO; HClO 2 ; HClO 3 ; HClO 4 La molecola più semplice fra queste, lacido ipocloroso (HClO), contiene due legami covalenti, uno tra latomo di cloro e quello di ossigeno, laltro tra latomo di ossigeno e quello di idrogeno: Cl ha raggiunto lottetto ma ha ancora tre coppie di elettroni disponibili. (Anche lossigeno ne ha due, ma, essendo lossigeno un atomo fortemente elettronegativo tende ad avere il ruolo di accettore) Se dobbiamo legare un altro O, trasformando HClO in HClO 2, una coppia di non legame di Cl va a formare il legame di coordinazione. H ClO OH OH O legame dativo Legame Covalente di Coordinazione Esempi di legame dativo Nello stesso modo si possono formare HClO 3 (mettendo in gioco unaltra coppia) o HClO 4 (quando tutte le tre coppie di non legame vengono condivise)

57 Dagli atomi alle molecole Analisi delle proprietà delle sostanze

58 Analisi delle proprietà della sostanza Lanalisi delle proprietà procede attraverso lattribuzione della sostanza ad una delle 4 categorie analizzate in precedenza (ioniche, metalliche…) Si procede seguendo il percorso tracciato nella pagina seguente:

59 IONICA METALLICA RETICOLARE MOLECOLARE IONICA RETICOLARE MOLECOLARE RETICOLARE MOLECOLARE Solo elementi metallici nella formula SOST. METALLICA Presenti legami ionici? SOST. IONICA Ha le caratteristiche della sostanza reticolare??? SOST. MOLECOLARE SOST. RETICOLARE SI NO

60 Analisi delle proprietà della sostanza Se si verifica la prima condizione (sostanza formata da metalli) lanalisi si conclude; In tutte le altre situazioni occorre scoprire come sono legati gli atomi fra loro (per scoprire ad esempio se ci sono legami ionici…) Occorre determinare la formula di struttura o formula di Lewis

61 Formule di Lewis Le formule di Lewis sono rappresentazioni bidimensionali che mostrano come sono legati gli atomi fra di loro e tutti gli elettroni dellultimo livello energetico (e - di valenza). Secondo la simbologia di Lewis gli e - dellultimo livello sono rappresentati da punti collocati attorno al simbolo dellatomo. I punti sono collocati uno alla volta sui quattro lati del simbolo e solo successivamente accoppiati fino ad esaurire tutti gli elettroni di valenza. N.B. nella simbologia di Lewis la collocazione esatta di ogni singolo punto non ha importanza, esso può essere collocato indifferentemente su uno qualsiasi dei quattro lati. LiBe B C N: O: : : F: : : : Ne: :

62 La formazione del legame ionico può essere rappresentata tramite le formule di Lewis con la seguente equazione Na + Cl: Na + + :Cl: : : : : - E evidente come gli atomi assumano la configurazione elettronica di un gas nobile nella formazione degli ioni. Analogamente: Mg + O Mg 2+ + :O: : : : : 2- Rappresentazione della formule di Lewis

63 Una coppia di elettroni in questo tipo di formule è detta coppia di legame se è condivisa tra due atomi, coppia non legante o coppia solitaria se la coppia di elettroni rimane su uno degli atomi. H:Cl: : : coppia di legame coppie solitarie o di non-legame Anche la formazione del legame covalente (es.in H 2 ) può essere rappresentata dalla formula di Lewis: H + H H:H Quindi il legame covalente viene rappresentato da una coppia di punti fra due atomi o da una linea. o H-Cl oppure H-H H + Cl: H:Cl: : : : : Rappresentazione della formule di Lewis

64 regola dell'ottetto) Sappiamo che gli atomi si legano per raggiungere la configurazione elettronica di un gas nobile; questo si traduce nelle f. di Lewis nel possedere 8 elettroni che circondano il simbolo dellelemento. (regola dell'ottetto) Quasi tutti gli atomi si legano per raggiungere questa condizione; (ovvero, secondo Lewis, diventare ) Eccezioni importanti sono date da: H (2 elettroni, H:) B (6 elettroni, ) Al (6 elettroni) metalli di transizione atomi del gruppo che possono espandere lottetto (essere circondati da più di 8 elettroni) : :X: : : :B: Regola dellottetto

65 Ad esempio nella formazione dell'ammoniaca: :N +3 H :N:H H H : : L'azoto è in grado di formare tre legami normali (non dativi), possedendo tre elettroni spaiati; N e H condividono gli elettroni raggiungendo così la configurazione stabile (N, 8 elettroni e H, 2 elettroni) Il numero di legami covalenti formati da un atomo è uguale al numero di elettroni disaccoppiati nel suo simbolo. (eccezione a questa regola sono gli atomi che formano legami dativi o che espandono lottetto) Es: C N: O: : : F: : 4 elettroni = 4 legami 3 elettroni = 3 legami 2 elettroni = 2 legami 1 elettrone = 1 legame Numero di legami

66 Si procederà dunque seguendo i seguenti punti: 1.Scrivere i simboli indicando gli elettroni esterni 2.Combinare gli atomi costruendo lo scheletro considerando che: La formazione di legami O-H è molto probabile Nelle molecole organiche la formazione di catene C-C è probabile Alcune molecole hanno diverse formule di struttura egualmente possibili 3.Assegnare gli elettroni non coinvolti nel legame 4.Verificare la regola dellottetto (considerando che le coppie di legame valgono per entrambi gli atomi) 5.Evitare di lasciare elettroni spaiati Costruzione delle formule di Lewis

67 1.ASSEGNARE GLI ELETTRONI ESTERNI (ricordiamo che per gli atomi non di transizione gli elettroni esterni sono uguali al numero romano del gruppo) MOLECOLA: H 2 CO 3 Dunque, H può formare un solo legame, C, quattro legami, O due legami. Costruzione delle formule di Lewis H H C O: : O: : O: :

68 Costruzione delle formule di Lewis 2. IDENTIFICAZIONE DELLO SCHELETRO Per scrivere la formula di Lewis di una molecola dobbiamo conoscere il suo scheletro cioè come sono legati gli atomi. Per molecole semplici esso può essere determinato scrivendo un atomo centrale attorno al quale sono legati atomi a più alta elettronegatività, come O, Cl, F. Ad esempio: H e F sono sempre terminali (non sono mai l'atomo centrale) PCl 3 Cl-P Cl - - P forma 3 legami, Cl, 1 legame… dunque lo scheletro sarà: H 2 CO 3 O-C O-H - - C forma 4 legami, H, 1 legame, O 1 legame… dunque:

69 3.ASSEGNARE GLI e - NON COINVOLTI NEL LEGAME Contare gli elettroni utilizzati per il legame e sistemare i rimanenti attorno agli atomi tentando di soddisfare la regola dell'ottetto Se l'atomo centrale ha meno di otto elettroni tentare la formazione di legami multipli. Atomi che formano spesso legami multipli sono C N O S. In questo caso C ha sette e - e anche lOssigeno numero 2, ne ha sette, quindi si forma un legame doppio Costruzione delle formule di Lewis O 2 -C O 1 -H - - C ha 3 e - coinvolti nel legame, quindi ne avanza 1 O 1 ha 2 e - coinvolti quindi ne avanzano 4, O 2 ha 1 e - coinvolto, ne avanzano 5 · O- C · :O-H - - : : : :

70 4.VERIFICARE LA REGOLA DELLOTTETTO Costruzione delle formule di Lewis · O- C · :O-H - - : : : : H ha raggiunto la Conf. Stabile (2 elettroni) O 1 ha 8 e - quindi ha raggiunto lottetto, O 2 ha 7 e -, C ha 7 e -. Dunque si formerà un legame doppio fra C e O 2 O = C |O-H - - | | | | In questo modo tutti gli atomi hanno raggiunto la configurazione elettronica stabile. (gli elettroni di legame vanno contati a tutti i due atomi coinvolti nel legame)

71 Legami multipli Come abbiamo visto è possibile che due atomi condividano due o tre coppie di elettroni. In questo caso si parla di legame doppio o di legame triplo rispettivamente. C::C : : : : H H H H oppure C=C H H H H H:C:::C:H oppure H-C C-H etilene acetilene Costruzione delle formule di Lewis

72 Atomi che formano più legami del previsto Ci sono alcuni atomi (N, S, P, Cl, Br…) che possono formare più legami di quelli previsti; N ad esempio, possedendo 5 elettroni dovrebbe formare solo 3 legami; in certe molecole invece può formare un ulteriore legame, detto legame DATIVO O DI COORDINAZIONE. Es.: Costruzione delle formule di Lewis Acido nitroso, HNO 2 Tutti gli atomi hanno raggiunto lottetto Lazoto però può formare un altro legame usando la coppia elettronica formando un legame di coordinazione : O= N: :O-H - : :

73 Quindi: Nellacido nitroso latomo che può formare il legame di coordinazioneè lazoto (avendo già raggiunto lottetto e possedendo una coppia di non legame) Sarà dunque possibile che questo si leghi con un atomo accettore (tipicamente O, che deve condividere 2 elettroni per arrivare allottetto) Dunque: Costruzione delle formule di Lewis : O= N: :O-H - : : : O= N O: :O-H - : : : : : O= N: :O-H - : : HNO 3 : acido nitrico. Notare che N ha sempre 8 elettroni visto che il legame di coordinazione non aumenta il numero di elettroni di un atomo NB: anche se gli elettroni provengono da un atomo solo, sono sempre condivisi, non si tratta di un legame ionico! NB: legame dativo si indica spesso con una freccia invece del trattino per distinguerlo dal legame covalente semplice

74 : : : : :Cl - S - Cl: : : SCl 2 Scheletro Assegnazione elettroni restanti Verifica raggiungimento ottetto Esempi di formule di Lewis OK : : :Cl · · S · : : : : :Cl · Atomi coinvolti Cl-S-Cl

75 NH 3 Scheletro Assegnazione elettroni restanti Verifica raggiungimento ottetto Esempi di formule di Lewis OK Atomi coinvolti H-N-HH-N-H H H - N - H H : A H lazoto, possedendo una coppia solitaria e avendo raggiunto lottetto può fare un legame dativo :N · · H · H · H · ·

76 COCl 2 Scheletro Assegnazione elettroni restanti Verifica raggiungimento ottetto Esempi di formule di Lewis LO e C hanno 7 elettroni: devono formare un doppio legame Atomi coinvolti : : :Cl · · O · : : : : :Cl · · · ·C··C· Cl - C - Cl O · : :O - C - Cl: : : :Cl: : · : : O = C - Cl: : : :Cl: :

77 HSO 3 Cl Scheletro Assegnazione elettroni restanti Esempi di formule di Lewis Atomi coinvolti : : :Cl · · O · : : : : ·S··S· · H O-S-O-H O Cl - - O-S-O-H :O: :Cl: - - · · : : : : : :

78 HSO 3 Cl Verifica raggiungimento ottetto Esempi di formule di Lewis O-S-O-H :O: :Cl: - - · · : : : : : : è evidente che due O non hanno raggiunto lottetto (formato 1 solo legame) e che S ha 10 e - ; le alternative sono: 1.Formare 2 doppi legami fra i due O e S; gli O raggiungono lottetto e S arriva a 12 elettroni 2.Sostituire i 2 legami covalenti S-O con legami di coordinazione S O; la struttura si riarrangerebbe in questo modo: :O S-O-H :O: :Cl: - : · : : : : : Verifica raggiungimento ottetto OK

79 Una volta stabilita la formula di Lewis occorre analizzare i tipi di legami interni alla formula Es: Se nella formula sono presenti legami ionici allora si tratta di una sostanza ionica (dunque la nostra analisi termina) Analisi delle proprietà della sostanza :O S-O-H :O: :Cl: - : · : : : : : Legame O-H = legame covalente polare singolo Legame S-O = legame covalente polare singolo Legame S-Cl = legame covalente puro singolo Legame S O = legame covalente polare di coordinazione

80 Se tutti i legami sono covalenti allora si tratta di una sostanza molecolare o di una reticolare; Le sostanze reticolari sono poche, caratterizzate da una formula minima molto piccola (C, SiO 2 e altri composti del silicio…) Se la sostanza non risponde a queste caratteristiche è una sostanza molecolare Analisi delle proprietà della sostanza

81 Sostanze molecolari

82 Sostanze Molecolari Come già detto le sostanze molecolari sono formate da molecole; La prossima fase: determinare se la molecola sia polare o no, poiché da questo dipendono le sue proprietà. Per farlo bisogna compiere i seguenti passaggi: –Determinare la formula di Lewis –Valutare la polarità dei legami presenti –Esaminare la disposizione spaziale degli atomi, la geometria molecolare, secondo le specifiche della teoria VSEPR –Determinare la polarità della molecola come combinazione della polarità dei singoli legami

83 Geometria Spaziale teoria VSEPR La teoria VSEPR prevede che la geometria della molecola dipenda dalla repulsione delle coppie elettroniche di legame e di non legame; Es. H 2 O: come sono disposti gli H intorno ad O??? Dallanalisi della formula di Lewis risulta che O è circondato da 4 coppie elettroniche che respingendosi si disporranno alla massima distanza fra di loro: Risulta dunque che i due H non possono disporsi in modo lineare (angolo di 180°) per la presenza delle altre due coppie di non legame che interagiscono portando langolo a 105° _ _ H-O-H

84 Con la stessa logica possiamo determinare la geometria di altre molecole Es. CH 4 Es. BF 3 Geometria Spaziale teoria VSEPR avendo quattro coppie elettroniche avrà la stessa disposizione dellacqua BF 3 invece ha solo tre coppie elettroniche che si dispongono alla massima distanza su di un piano con un angolo di 120°

85 Quindi per comprendere la geometria di una molecola dobbiamo esaminare tutti gli atomi non terminali valutando il numero delle coppie elettroniche che li circondano In particolare, per ogni atomo non terminale, dobbiamo compilare la formula AXE, dove A indica latomo che stiamo esaminando, X, il numero di atomi legati a questo, E il numero di coppie di non legame; Geometria Spaziale teoria VSEPR Es. per H 2 O sarà: A O X 2 E 2 ; ovvero, latomo O avrà 2 atomi legati (i 2 idrogeni) e 2 coppie elettroniche Per BF 3 sarà: A B X 3 E 0 ; ovvero latomo di B ha tre atomi (di F) legati e zero coppie di non legame

86 Infine per determinare la geometria di ogni atomo non terminale si segue semplicemente la tabella seguente (nella III colonna sono visualizzate anche le coppie di non legame, in giallo) AXEn = X+EForma Disposizione degli elettroni GeometriaAngoloEsempi AX 2 E 0 2Lineare 180BeCl 2, CO 2 AX 2 E 1 3Angolare 117NO 2, SO 2, O 3 AX 3 E 0 3 Triangolare (piana) 120 BF 3, NO 3, C 2 H 6 AX 2 E 2 4Angolare 104,5H 2 O, OF 2 AX 3 E 1 4 Piramide trigonale 107,3NH 3, PCl 3 AX 4 E 0 4Tetraedrica 109,4 CH 4, PO 4 3, SO 4 2, ClO 4

87 Osserviamo che quando le coppie che circondano latomo centrale sono 2 langolo è intorno a 180° (AX 2 E 0 ), quando sono 3 (AX 2 E 1, AX 3 E 0 ) è circa 120 e quando sono 4 (AX 2 E 2, AX 3 E 1, AX 4 E 0 ) circa 109 Le variazioni fra AX 2 E 2, AX 3 E 1, AX 4 E 0 sono dovute al fatto che le coppie di legame essendo confinate fra due atomi occupano meno spazio delle coppie di non legame; dunque quando sono presenti coppie di non legame langolo fra gli atomi viene compresso e diminuisce. Es: Geometria Spaziale teoria VSEPR Acqua e metano hanno sempre 4 coppie, ma visto che H 2 O ha 2 coppie di non legame il suo angolo è minore

88 Geometria Spaziale teoria VSEPR DETERMINARE LA GEOMETRIA DELLACETONE Per determinare la geometria dellacetone dobbiamo studiare la disposizione degli atomi non terminali, ovvero i tre C Evidentemente i due C esterni sono identici; quindi studieremo C 1 e C 2 ; A C1 X 4 E 0 : il C 1 e C 3 sono legati con 4 atomi e non hanno coppie elettroniche di non legame questi 2 atomi sono tetraedrici (109,4) A C2 X 3 E 0 : il C 2 è legato con tre atomi e non ha coppie di N.L. la disposizione è triangolare planare (120°) 120° 109,4°

89 Geometria Spaziale teoria VSEPR DETERMINARE LA GEOMETRIA dellacido Nitrico Per determinare la geometria dobbiamo studiare la disposizione degli atomi non terminali, ovvero N e lO legato allH A O X 2 E 2 : LO è legato con 2 atomi (N e H) e ha 2 coppie elettroniche di non legame atomo angolare con un angolo simile a quelli del tetraedro (109,4°) deformato dalla presenza delle coppie su O; (angolo 104,9°) A N X 3 E 0 : N è legato con tre atomi (3 O) e non ha coppie di N.L. la disposizione è triangolare planare (120°) 120° 109,4°

90 POLARITA DELLA MOLECOLA la polarità della molecola determina la maggior parte delle caratteristiche delle sostanze molecolari questa si determina combinando i vettori dei dipoli dei legami polari e verificando la presenza o meno di una risultante se la somma di tutti i vettori dei dipoli è diversa da zero la molecola sarà polare Es: H2OH2O I due legami O-H sono polari; la somma dei due vettori è diversa da zero; perciò lacqua è una molecola polare Dalla polarità del legame alla polarità della molecola

91 POLARITA DELLA MOLECOLA Siccome la polarità della molecola dipende dalla presenza di legami polari, molecole che contengono solo legami apolari non saranno mai polari (es.,, tutti gli idrocarburi come: tutte le molecole biatomiche con un legame polare saranno polari (cè un solo vettore dunque la risultante è sempre diversa da zero) –Es. Dalla polarità del legame alla polarità della molecola le molecole con diversi legami polari possono dare combinazioni diverse; di seguito ne esamineremo alcune

92 ANIDRIDE CARBONICA (CO 2 ) Formula di Lewis: Legami: C=O covalente polare doppio; Geometria: A C X 2 E 0 ; il carbonio (e tutta la molecola è lineare) Polarità della molecola: vedi sotto; Polarità della molecola Altri esempi sono il trifluoruro di boro (BF3) o il tetracloruro di carbonio (CCl4). I due vettori si annullano: la polarità risultante è nulla In entrambi i casi i tutti i vettori si annullano

93 Alcool etilico (C 2 H 5 OH) Formula di Lewis: Legami: C-O, O-H covalenti polari; C-C, C-H covalenti apolari; Geometria: A C1,2 X 4 E 0 ; i carboni sono tetraedrici; A O X 2 E 2 ; lO è angolare Polarità della molecola: gli unici legami polari sono C-O e O-H; il resto della molecola sarà sicuramente apolare Polarità della molecola 109,4104,9 La risultante sarà pertanto diversa da zero, dunque la molecola sarà polare (la polarità sarà concentrata nella zona con il legame O-H

94 Esercizio Stabilire quale delle seguenti molecole è più polare fra: alcool metilico, etilico, propilico (CH 3 OH, C 2 H 5 OH, C 3 H 7 OH) Polarità della molecola Poiché la parte polare rimane sempre uguale mentre la parte apolare diventa sempre maggiore la molecola più polare delle tre è lalcool metilico; La polarità nel metanolo è più concentrata e viene diluita nelle altre due molecole che sono di dimensioni maggiori

95 Proprietà delle sostanze molecolari lo stato fisico Come già detto le proprietà delle sostanze molecolari dipendono dalla polarità; Es. –solubilità/miscibilità in acqua –Stato fisico / Temperature di fusione o ebollizione (la polarità determina il tipo di legami secondari che si formano fra le molecole) Più i legami secondari saranno intensi più sarà difficile portare quella sostanza dallo stato solido a quello liquido od aeriforme. Premesso che lo stato fisico ad una determinata T dipende molto dalla dimensione della molecola (molecole ad elevata MM saranno più facilmente solide) andiamo ora ad analizzare il tipo di legame secondario per ciascun tipo di molecole

96 Legami secondari e lo stato fisico Molecole polari –Legame a ponte idrogeno (presente solo nelle molecole in cui siano presenti legami principali H-F, H-O, H-N) –Legame dipolo – dipolo (presente nelle molecole polari che non sono in grado di formare legami idrogeno) –Legame ione – dipolo (si forma fra ioni e dipoli) Molecole apolari –Legame dipolo indotto – dipolo indotto; Forze di London (si formano fra molecole apolari, dove non ci sono dipoli permanenti)

97 MOLECOLE POLARI IL LEGAME A IDROGENO

98 si forma fra molecole polari che contengono un legame covalente O-H, F-H, N-H H è parzialmente positivo, laltro atomo è parzialmente negativo. Si stabilisce unattrazione elettrostatica fra latomo di idrogeno di una molecola e laltro atomo (O, F, N) di unaltra molecola. Legami secondari e stato fisico legame idrogeno O è parzialmente negativo, mentre i due H sono parzialmente positivi. Quando due molecole di acqua si avvicinano, si stabilisce unattrazione elettrostatica fra O di una di esse e un H dellaltra. Si forma così un legame a idrogeno fra le due molecole. Legame idrogeno

99 Legami secondari legame idrogeno È il legame secondario più intenso fra tutti; (Energia di legame 10 ÷ 30 kJ/mol) Ha una direzione preferenziale (dunque, nello stato solido le sostanze saranno cristalline) Le sostanze che formano legami secondari idrogeno saranno dunque: molto solubili/miscibili in acqua (con la quale formano legame H) Liquide o solide a T ambiente (dipende da quanti legami H formano per ogni molecola e dalla MM) Non conduttrici di corrente fatta eccezione per gli acidi (sostanze con la formula simile a HNO 3, HClO 4,… ) in soluzione acquosa. Cristallini e fragili allo stato solido (es. ghiaccio)

100 MOLECOLE POLARI LEGAME DIPOLO - DIPOLO

101 si forma in molecole polari che contengono dipolo permanente Si stabilisce unattrazione elettrostatica fra la parte δ + di una molecola δ - di unaltra molecola. Legami secondari e stato fisico legame dipolo - dipolo In una sostanza polare le molecole hanno momenti dipolari permanenti, per cui tendono ad allinearsi con lestremità positiva di un dipolo diretta verso lestremità negativa del dipolo vicino. Es: H – Cl H – Cl Sono forze generalmente deboli 3-10 kJ/mol δ+δ+ δ-δ- δ-δ- δ+δ+

102 Legami secondari e stato fisico legame dipolo - dipolo Le sostanze che formano legami secondari dipolo-dipolo saranno dunque: Generalmente solubili in acqua con la quale formano interazioni dipolo – dipolo. A T ambiente sono aeriformi se la MM è bassa o liquidi se la molecola è più pesante non conducono elettricità in nessuno stato fisico né in soluzione acquosa; (eccezione per HCl, HBr, HI che conducono in soluzione)

103 Legami secondari e stato fisico legame ione - dipolo Queste forze sono responsabili delle interazioni che determinano la solubilità delle sostanze ioniche in soluzioni acquose il dipolo (es della molecola di acqua) interagisce con la carica elettrica degli ioni che costituiscono il reticolo ionico riuscendo a distaccarli e a portarli in soluzione.

104 MOLECOLE APOLARI LE FORZE DI LONDON

105 Le forze di dispersione sono delle deboli interazioni che si generano nelle molecole apolari; non essendoci dei dipoli capaci di dare interazioni elettrostatiche permanenti si generano dei legami di breve durata fra molecole la cui nuvola elettronica diviene temporaneamente polarizzata avvicinamento Legami secondari e stato fisico forze di dispersione di London Molecola simmetrica: gli e - sono distribuiti uniformemente Nel loro moto casuale gli elettroni possono trovarsi distribuiti in modo non omogeneo, polarizzando la molecola per un breve istante

106 il dipolo istantaneo generato dallasimmetria della nube elettronica può indurre un secondo dipolo (spostare gli elettroni) in una molecola apolare sufficientemente vicina; Si possono creare in questo modo delle interazioni δ + δ - di breve durata che prendono il nome di forze di London LE LEGAME 0,5 – 10 kJ/mol; Lintensità dellinterazione dipende dalla quantità di legami presenti nella molecola, (quindi aumenta con la MM); Dipende anche dalla forma della molecola stessa; molecole con una maggiore superficie di contatto hanno unenergia di legame maggiore Legami secondari e stato fisico forze di dispersione di London

107 Proprietà delle molecole che formano il legame di London Sono sempre insolubili/immiscibili in acqua e solubili/miscibili in solventi apolari Sono generalmente aeriformi o liquidi a T ambiente; sono solidi con MM > 250 u. Lo stato fisico dipende in larga misura dalla massa molare. –Es: CH 4 ; C 4 H 10 ; C 6 H 10 sono tutti apolari e quindi hanno solo le forze di dispersione come interazione intermolecolare; il loro aumento di massa fa passare le loro Teb da -161°C del metano (CH 4 ) a -1°C del butano (C 4 H 10 ) fino +69°C dellesano (C 6 H 10 ) Non conducono MAI corrente elettrica Nello stato solido sono fragili e sublimano facilmente (es. naftalene, iodio…) Legami secondari e stato fisico forze di dispersione di London

108 …Per Concludere 1. Individuiamo se nella formula sono presenti solo metalli (in caso affermativo, la sostanza è metallica, in caso contrario si va avanti) 2. Determiniamo la formula di Lewis; studiamo i tipi di legami presenti e verifichiamo se cè un legame ionico (in caso affermativo la sostanza è ionica altrimenti si prosegue) 3. Determiniamo la geometria della molecola e ne verifichiamo la polarità; (in caso negativo la sostanza è molecolare apolare, altrimenti si prosegue) 4. Verifichiamo la presenza di gruppi OH, NH; in caso affermativo il legame secondario è idrogeno altrimenti sarà dipolo dipolo


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