MOLE Unità utilizzata in chimica per rappresentare quantitativamente grandi numeri di atomi, ioni e molecole E’ la quantità in grammi corrispondente alla massa Una mole di molecole contiene un numero di Avogadro (N= 6,023x10 23 ) di molecole PESO ATOMICO Rapporto tra la massa dell’atomo e 1/12 della massa dell’atomo di Carbonio PESO MOLECOLARE Somma dei singoli pesi atomici degli atomi che costituiscono la molecola grammi di sostanza = numero di moli x peso molecolare

Mole: quantità di sostanza che contiene un numero di Avogadro (6.02 x )di particelle; N.B.: si può riferire anche ad oggetti (o ad azioni) non pesabili. A, B, C, pallini di piombo di peso diverso 0.01 g 0.1 g 1.0g, peso singole particelle Se prendiamo A (0.01 g) come riferimento e prendiamo una grammoformula di ciascuna specie, nelle pesate di una grammoformula di ciascuna specie quante particelle avrò?

I composti possono essere a) MOLECOLARI: insieme di atomi uniti da legami ed elettricamente neutro (acqua, anidride carbonica, glucosio) b) IONICI: atomi o gruppi di atomi dotati di carica positiva (cationi) o negativa (anioni) La composizione di un composto è indicata dalla sua FORMULA CHIMICA Formula grezza: H 2 O Formula di struttura: O H H

Gli atomi che costituiscono gli elementi di un composto sono legati in maniera specifica mediante LEGAMI La FORZA DEL LEGAME esprime l’energia necessaria per rompere il legame stesso (da poche a qualche centinaia di kcal/mole di legame)

Legame elettrostatico: attrazione tra cariche di segno opposto (legame ionico, legame idrogeno) Legame atomico: gli elettroni vengono messi in comune tra due atomi (legame covalente, legame dativo, legame ad elettroni delocalizzati)

Il LEGAME IONICO è tipico dei composti ionici nei quali i CATIONI (+) e gli ANIONI (-) sono tenuti insieme dalle forze di attrazione elettrostatica Es.: Na + Cl - Il CATIONE è un atomo che ha perduto 1 o più elettroni dell’orbitale esterno. La formazione del catione è associata al POTENZIALE DI IONIZZAZIONE energia necessaria a strappare un elettrone da un atomo e portarlo a distanza infinita I METALLI hanno bassi potenziali di ionizzazione, pertanto cedono facilmente 1 o più elettroni trasformandosi in cationi

L’ANIONE è un atomo che ha acquistato 1 o più elettroni per raggiungere la configurazione esterna più stabile. La formazione del catione è associata alla AFFINITA’ ELETTRONICA energia che si libera quando un atomo cattura un elettrone I NON METALLI, in particolare quelli con 6 o 7 elettroni sull’orbitale esterno, hanno un’elevata affinità elettronica e pertanto tendono a formare anioni Nei composti ionici entrambe gli ioni raggiungono la configurazione elettronica esterna più stabile

Gli elettroni esterni determinano le proprietà chimiche dell’atomo n=1 H (Z=1) 1s He (Z=2) 1s 2 n=2 Li (Z=3) 1s 2 2s Be (Z=4) 1s 2 2s 2 B (Z=5) 1s 2 2s 2 2p C (Z=6) 1s 2 2s 2 2p 2 N (Z=7) 1s 2 2s 2 2p 3 O (Z=8) 1s 2 2s 2 2p 4 F (Z=9) 1s 2 2s 2 2p 5 Ne (Z=10) 1s 2 2s 2 2p 6 n=3 Na (Z=11) 1s 2 2s 2 2p 6 3s Mg (Z=12) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 Al (Z=13) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p Si (Z=14) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 P (Z=15) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 S (Z=16) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 Cl (Z=17) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 Ar (Z=18) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 n=4 K (Z=19) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s Ca (Z=20) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 Le struttura elettronica esterna si ripete periodicamente ; le proprietà chimiche -determinate dalla struttura elettronica esterna- seguono la stessa periodicità odyssey 9, 10

Il Sodio cede il proprio elettrone esterno, di valenza, al Cloro trasformandosi in Na+ (ione sodio) Na Na + + e- Il Cloro acquista un elettrone dal Sodio trasformandosi in Cl - (ione cloro) Cl + e- Cl - Sodio + Cloro Na + Cl - cloruro di sodio

I principali legami chimici 1) Legame atomico (omeopolare, covalente, dativo, ad elettroni delocalizzati) 2) Legame elettrostatico (ionico, dipolare, di idrogeno) 3) Legame metallico Il tipo 1 e 2 sono i più frequenti con le numerose “variazioni sul tema”

Nel LEGAME COVALENTE due atomi mettono in comune un elettrone e condividono coppie di elettroni. Gli atomi che partecipano alla fomazione del legame covalente hanno una tendenza simile ad acquistare elettroni per raggiungere la configurazione elettronica esterna più stabile sono in genere non metalli 1 orbitale molecolare 2 orbitali atomici s Gli elettroni si appaiano Gli atomi si uniscono, i loro elettroni si appaiano e gli orbitali atomici che occupano si sovrappongono e si fondono dando origine ad una distribuzione denominata legame .

Legame covalente omeopolare: gli elettroni sono uniformemente distribuiti tra i due atomi H Cl Cl Cl I due atomi hanno la stessa elettronegatività

Legame covalente eteropolare: gli elettroni non sono uniformemente distribuiti tra i due atomi a causa della differenza di elettronegatività H Cl Cl H Il Cloro è più elettronegativo dell’Idrogeno e quindi attira su di sé gli elettroni di legame. La molecola si polarizza  +  - Molecola dipolare ELETTRONEGATIVITA’ ELETTRONEGATIVITA’: proprietà di un atomo di addensare su di sé gli elettroni degli orbitali di legame

Elettronegatività: proprietà di un atomo, in un legame, di addensare su di sé la carica elettrica dell’orbitale (o degli orbitali) di legame. Il più elettronegativo assume carica più negativa nella formazione di un legame covalente eteropolare Scala di Pauling ElementoElettronegativitàElementoElettronegatività F O N Cl Br I S C P H B As Si Ge Sb Al Mg Ca Na K Cs

Nel legame covalente gli atomi possono condividere più di una coppia di elettroni Legame covalente doppio: gli atomi condividono 2 coppie di elettroni Legame covalente triplo: gli atomi condividono 3 coppie di elettroni CO 2 O C O N2N2 N N