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, ma un ordine di grandezza piu’ piccolo dei legami covalenti 20-40 kJ mol-1 Esiste una densità elettronica tra i due atomi, NON è uguale al legame ionico! E’ assimilabile ad un debole legame chimico

Legame a idrogeno e proprietà fisiche

Concetti Legame covalente Legame ionico Tipi di legame e ordine di legame Legame di coordinazione Polarità di legame Legame metallico VSEPR Formule di struttura Legame a idrogeno

Contributo % delle varie forze di van der Waals al legame intermolecolare (x10-30 Cm) a (x10-30 m3) Orient. % Disp. Induz. CO 0.40 1.99 99.9 HCl 3.50 2.63 15 81 4 HBr 2.67 3.61 3 94 HI 1.40 5.44 99.5 0.5 NH3 4.87 2.26 45 50 5 H2O 6.17 1.59 77 19

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

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

Sostanze elementari H2, N2, O2, F2, Cl2 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.

Struttura a catena del Se Struttura del P4 Struttura del fosforo nero Struttura di S8 Struttura a catena del Se

PERCHE’? Quale é la relazione tra strutture elementari cosi “esotiche” e la configurazione elettronica dell’elemento? Cl S P C

Stechiometria

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 all’atomo neutro quando tutti gli elettroni di legame sono attribuiti all’atomo piu’ elettronegativo Es: HCl, H2O, CO, NO3-, Cr2O72-

Numero di ossidazione La somma dei n. ox è uguale alla carica della specie studiata. Per un composto neutro è =0 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: SiH4 Quando è legato a metalli possiede –1. Tali composti sono detti idruri 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.

Il Fluoro ha sempre n. ox= –1 Numero di ossidazione Il Fluoro ha sempre n. ox= –1 Gli altri elementi del 17° gruppo hanno sempre –1 tranne quando fanno composti con l’ossigeno 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.

Gli elementi non metalli possono assumere diversi valori di n.ox. Numero di ossidazione 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, CO2; NO, NO2; SO2, SO3. NO2-, NO3-, SO4 2-, SO32- 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 L’Azoto è l’unico elemento che puo’ assumere TUTTI i numeri di ossidazione possibile, da –3 a +5.

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 Es: C, 14 gruppo, puo’ andare da –4 a +4 F el 17 gruppo, puo’ andare da –1 a +7 ….. Un elemento come il Cl potrà avere n.ox = +3 ma NON –3. L’aggiunta 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 l’ossigeno

Numeri possibili e numeri impossibili 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’ l’unico elemento della tabella periodica che forma composti stabili in tutti i suoi. N. ox !

Numero di ossidazione e periodicità 1 2 13 14 15 16 17 H +1,-1 Li +1 Be +2 B +3 C +4,+2 N O -2,-1 F -1 Na Mg Al Si +4 P +5,+3 S +6,+4,-2 Cl +7,+5,+3,+1,-1 K Ca Ga Ge As Se Br +5,+3,+1,-1 Rb Sr In Sn Sb Te I +7,+5,+1,-1 Cs Ba 2+ Tl +3,+1 Pb Bi

Dalla formula di struttura il n. di ox POCl3 HCN Na2S2O8 K2S2O3 N2O3 NaN3 N2O O3

Reazioni chimiche

Rappresenta un processo che avviene nella realtà Reazioni chimiche 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!

Esempio C + O2 CO2 2C + O2 2CO In eccesso di ossigeno In difetto di ossigeno Entrambe possono accadere

Esempio Esempi: reazioni di attacco acido Zn + H2SO4 ZnSO4 + H2 avviene Cu + H2SO4 CuSO4 + H2 NON avviene Cu + 2H2SO4 CuSO4 + SO2 + 2H2O avviene Cu + SO42- + 4H+ Cu2+ + SO2 + 2H2O formalismo corretto

Formalismo Le sostanze pure devono essere scritte nelle loro formule minime o molecolari Es: Zn, S, Quando le reazioni avvengono in soluzione, le sostanze devono essere scritte in funzione delle specie effettivamente presenti in soluzione Es: base, acido, o sale Solo le specie che prendono parte ad una reazione devono essere scritte. Es di precipitazione

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

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

Reazioni acido-base Trasferimento di un protone da una specie (acido) ad un’altra (base) (modello di Broensted) Il bilanciamento è intuitivo e semplice CH3COOH + NH3 CH3COO- + NH4+ Liberare la mente dai pensieri sbagliati… Cosa accade quando ho in soluzione HCl e NaOH?

Reazioni di complessazione In una reazione di complessazione i leganti coordinano l’atomo centrale Es: aggiungendo una soluzione acquosa di NH3 ad un sale solubile di Ni…….

Reazioni di precipitazione Una reazione che da luogo ad un composto insolubile che si separa dalla soluzione Es: acido-base con un sale insolubile, solfuri…. Nota l’esempio dei solfuri in soluzione o in fase gassosa I composti insolubili si scrivono come formula minima NON come specie ioniche. Es NaCl, BaSO4 in soluzione..?

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

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

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

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

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 l’ambiente 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

Esempi Zn + H+ MnO4- + Fe+2 H+ Cu + H2SO4 Cr3+ +H2O2 Cl+ OH- Na+ H2O

Dismutazione Cl2+ OH- H2O2 MnO42- Alcuni composti hanno la tendenza a decomporsi anche in assenza di altri reagenti. In tale caso essi fungono contemporaneamente da ossidanti e da riducenti Cl2+ OH- H2O2 MnO42-

Ossidanti e Riducenti MnO4- Cr2O7-2 NO3 – Na, LiH, I-, H2S Sono potenziali ossidanti tutte quelle molecole dove un elemento possiede un numero di ossidazione superiore a quello minimo consentito. Sono potenziali riducenti …… MnO4- Cr2O7-2 NO3 – Na, LiH, I-, H2S