Prof. PANARONI ALESSANDRO 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 clicca qui per tornare indietro clicca qui per andare avanti

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 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

Le tipologie di sostanze Sostanze Metalliche; Fe, Ag, Cu, leghe… Sostanze Reticolari; grafite, diamante, quarzo… Sostanze Ioniche; NaCl, KNO3 Sostanze Molecolari; H2, O2 , H2O , CO2 , C6H12O6

Sostanze metalliche CARATTERISTICHE Atomi legati con Legame Metallico Metalli e leghe metalliche Impariamo quindi a distinguere tra Li (che forma il L. Metallico) e Li+, Al (che forma il L. Metallico) ed Al3+, Fe (che forma il L. Metallico) e Fe2+ o Fe3+ ecc…

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

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

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

Sostanze reticolari CARATTERISTICHE atomi legati tramite legami di natura covalente nel cristallo non sono individuabili singole molecole (il cristallo può essere visto come un’unica macromolecola) L’energia 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

Sostanze reticolari

Sostanze reticolari Proprietà Solidi cristallini Tfusione e Tebollizione molto alte Tfusione quarzo: 1710°C, Tfusione diamante: 3500°C Elevata durezza: Diamante=10 (valore max) Insolubili nei diversi solventi Non conducono l’elettricità

Sostanze ioniche CARATTERISTICHE ioni positivi e negativi legati da un legame ionico (forza di coulomb) Formate da ioni di elementi metallici e non metallici Es. Sali = NaCl; K2SO4; KNO3 Idrossidi alcalini = NaOH; Ca(OH)2

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

Sostanze ioniche

Sostanze molecolari CARATTERISTICHE 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)

Sostanze molecolari CARATTERISTICHE 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

IL LEGAME CHIMICO

Il legame chimico 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 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 l’ottetto. I gas nobili, che già hanno raggiunto l’ottetto, non formano, in condizioni normali, legami chimici.

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

Legame chimico ed energia 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.

molecola dell’idrogeno H – H Legame chimico In una molecola costituita da due atomi (molecole biatomica) es. H2, un solo legame è sufficiente a tenere insieme i due atomi. molecola dell’idrogeno H – H = Atomo di idrogeno (H) Nelle molecole con più atomi (molecole poliatomiche) il numero di legami è maggiore. Es, in C2H6, ci sono sette legami: uno fra i due atomi di Carbonio e sei fra gli atomi di Carbonio e Idrogeno. = Atomo di idrogeno (H) = Atomo di carbonio (C) Molecola dell’etano

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

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 sull’intero 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: L’orbitale molecolare descrive l’elevata probabilità di trovare gli elettroni di legame fra i due nuclei

L’orbitale molecolare L’orbitale 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

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

L’elettronegatività e il tipo di legame Quando i due atomi che formano il legame hanno la stessa elettronegatività l’orbitale molecolare che si forma sarà simmetrico; più aumenta la loro differenza di En più aumenterà l’asimmetria dell’orbitale 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 dall’altro. (legame ionico)

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

L’elettronegatività e il tipo di legame

LEGAME IONICO quando ∆En≥1,9

Legame Ionico Si forma fra atomi con una forte differenza di elettronegatività (superiore a 1,89) Ha un’energia 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 dell’atomo meno elettronegativo (metallo) passano all’atomo 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)

Cloruro di Sodio (NaCl). Legame Ionico 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 l’elettrone dell’atomo di sodio passa a quello di cloro. 1 – L’atomo di sodio perde il suo elettrone esterno e diventa uno ione positivo 2 – L’atomo di cloro acquista l’elettrone perduto dal cloro e diventa ione negativo 3 – I due ioni, avendo cariche elettriche di segno opposto, si attirano e restano uniti

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

Formazione del legame ionico nel cloruro di sodio (NaCl) 2 – L’atomo di cloro acquista l’elettrone perduto dal cloro e diventa ione negativo. = Atomo di cloro (Cl) Cl + e- Cl-

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

Legame Ionico Na+, Cl-, Ca2+, … sono ioni formati da un solo atomo; FORMAZIONE IONI POLIATOMICI Na+, Cl-, Ca2+, … 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 (NO3-), solfato (SO42-), ammonio (NH4+). Anche questi ioni possono dare composti ionici; Es. ioni calcio e ioni nitrato: Ca(NO3)2, ovvero Ca2+, (NO3-), (NO3-), dove occorrono due ioni nitrato per bilanciare le due cariche positive dello ione calcio.

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

Conducibilità elettrica Legame Ionico 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 elettrodo negativo (-) + elettrodo positivo (+)

LEGAME COVALENTE quando ∆En<1,9

Legame Covalente 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 all’altro, 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 Gli elettroni di legame all’origine 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. Gli elettroni di legame si troveranno in questi orbitali e apparterranno contemporaneamente ai due atomi.

Legame Covalente In base alla polarità (separazione della carica): 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<∆En<1,9 In base all’ordine di legame (numero di elettroni coinvolti): Semplice (1 coppia elettronica forma il legame) Doppio (2 coppie elettroniche formano il legame) Triplo (3 coppie elettroniche formano il legame) In base al tipo di sovrapposizione degli orbitali: σ (quando la sovrapposizione degli orbitali è frontale) π (quando la sovrapposizione degli orbitali è laterale) In base alla provenienza degli elettroni: Normale (gli elettroni di legame provengono da entrambi gli atomi) Di coordinazione (o dativo) (gli elettroni di legame provengono da uno solo dei due atomi coinvolti nel legame)

IL LEGAME COVALENTE PURO

Legame Covalente Puro ∆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 la media della carica positiva è localizzata al centro fra i due nuclei la media della carica negativa è localizzata sempre al centro perché l’orbitale è simmetrico la carica media (+) e (-) sono sovrapposte o molto vicine: la molecola è APOLARE

IL LEGAME NELLA MOLECOLA DI IDROGENO H2 Legame Covalente Puro IL LEGAME NELLA MOLECOLA DI IDROGENO H2 H ha solo 1 elettrone esterno. H si lega per raggiungere la configurazione elettronica del gas nobile più vicino Questo è l’elio (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 l’altro atomo. H H H H

IL LEGAME COVALENTE POLARE

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 l’atomo 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 negativa è localizzata più vicino all’atomo più elettronegativo la media della carica positiva è localizzata al centro fra i due nuclei si ha una separazione di carica proporzionale alla ∆En; il legame è polare

Legame Covalente Polare 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, l’orbitale di H e l’orbitale 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 H Cl

Legame Covalente Polare RAPPRESENTAZIONE DEL LEGAME POLARE 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: dall’atomo meno elettronegativo a quello più elettronegtativo La carica parziale è indicata con δ (delta) posto davanti al segno della carica. Es: δ- δ+ δ+ δ- δ- δ+ I vettori sono orientati nella direzione del legame e nel verso δ+δ-. L’intensità è proporzionale alla ∆En (più lungo in O-H, meno in H-Cl e più corto in H-Br)

IL LEGAME COVALENTE MULTIPLO

Legame Covalente Multiplo 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 H • • H C2H6 : 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 C2H4 avrà due elettroni spaiati che possono formare un ulteriore legame C-C  doppio legame

Legame Covalente Multiplo C2H4 : 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 C2H2 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 l’ulteriore/i legame/i)

Legame Covalente Multiplo sovrapposizione σ (sigma) e π (pigreco) Questi orbitali possono sovrapporsi lateralmente e formare un ulteriore legame (sovrapposizione pigreco) Molecola di C2H4 : una sovrapposizione σ e una π Molecola di C2H2 : una sovrapposizione σ e due π sovrapposizione sigma

IL LEGAME COVALENTE DI COORDINAZIONE O DATIVO

Legame Covalente di Coordinazione 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) l’atomo donatore deve avere raggiunto l’ottetto prima di fare un legame di coordinazione

Legame Covalente di Coordinazione Esempi di legame dativo HClO; HClO2; HClO3; HClO4 La molecola più semplice fra queste, l’acido ipocloroso (HClO), contiene due legami covalenti, uno tra l’atomo di cloro e quello di ossigeno, l’altro tra l’atomo di ossigeno e quello di idrogeno: Cl ha raggiunto l’ottetto ma ha ancora tre coppie di elettroni disponibili. (Anche l’ossigeno ne ha due, ma, essendo l’ossigeno un atomo fortemente elettronegativo tende ad avere il ruolo di accettore) Se dobbiamo legare un altro O, trasformando HClO in HClO2, una coppia di non legame di Cl va a formare il legame di coordinazione. H Cl O O H Cl Nello stesso modo si possono formare HClO3 (mettendo in gioco un’altra coppia) o HClO4 (quando tutte le tre coppie di non legame vengono condivise) O H Cl legame dativo

Dagli atomi alle molecole Analisi delle proprietà delle sostanze

Analisi delle proprietà della sostanza L’analisi delle proprietà procede attraverso l’attribuzione della sostanza ad una delle 4 categorie analizzate in precedenza (ioniche, metalliche…) Si procede seguendo il percorso tracciato nella pagina seguente:

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

Analisi delle proprietà della sostanza Se si verifica la prima condizione (sostanza formata da metalli) l’analisi 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

Formule di Lewis Le formule di Lewis sono rappresentazioni bidimensionali che mostrano come sono legati gli atomi fra di loro e tutti gli elettroni dell’ultimo livello energetico (e- di valenza). Secondo la simbologia di Lewis gli e- dell’ultimo livello sono rappresentati da punti collocati attorno al simbolo dell’atomo. I punti sono collocati uno alla volta sui quattro lati del simbolo e solo successivamente accoppiati fino ad esaurire tutti gli elettroni di valenza. Li• •Be• •B• • •C• •N: •O: : •F: : Ne: 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.

Rappresentazione della formule di Lewis 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•  Mg2+ + :O: : 2-

Rappresentazione della formule di Lewis Anche la formazione del legame covalente (es.in H2) può essere rappresentata dalla formula di Lewis: H• + •H  H:H oppure H-H Quindi il legame covalente viene rappresentato da una coppia di punti fra due atomi o da una linea. H• + •Cl:  H:Cl: : o H-Cl 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: : coppie solitarie o di non-legame coppia di legame

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 dell’elemento. (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 15-16 gruppo che possono espandere l’ottetto (essere circondati da più di 8 elettroni) : :X: : :B:

Numero di legami 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 l’ottetto) Es: • •C• • •O: : 4 elettroni = 4 legami 2 elettroni = 2 legami • •N: : •F: 3 elettroni = 3 legami 1 elettrone = 1 legame • :N• +3 H•  :N:H H : Ad esempio nella formazione dell'ammoniaca: 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)

Costruzione delle formule di Lewis Si procederà dunque seguendo i seguenti punti: Scrivere i simboli indicando gli elettroni esterni 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 Assegnare gli elettroni non coinvolti nel legame Verificare la regola dell’ottetto (considerando che le coppie di legame valgono per entrambi gli atomi) Evitare di lasciare elettroni spaiati

Costruzione delle formule di Lewis ASSEGNARE GLI ELETTRONI ESTERNI (ricordiamo che per gli atomi non di transizione gli elettroni esterni sono uguali al numero romano del gruppo) MOLECOLA: H2CO3 Dunque, H può formare un solo legame, C, quattro legami, O due legami. • •O: : H• • •O: : H• • •C• • •O: :

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: Cl-P Cl - P forma 3 legami, Cl, 1 legame… dunque lo scheletro sarà: PCl3 O-C O-H - C forma 4 legami, H, 1 legame, O 1 legame… dunque: H2CO3 H e F sono sempre terminali (non sono mai l'atomo centrale)

Costruzione delle formule di Lewis 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 l’Ossigeno numero 2, ne ha sette, quindi si forma un legame doppio ·O- C· :O-H - : C ha 3 e- coinvolti nel legame, quindi ne avanza 1 O1 ha 2 e- coinvolti quindi ne avanzano 4, O2 ha 1 e- coinvolto, ne avanzano 5 O2-C O1-H -

Costruzione delle formule di Lewis VERIFICARE LA REGOLA DELL’OTTETTO ·O- C· :O-H - : H ha raggiunto la Conf. Stabile (2 elettroni) O1 ha 8 e- quindi ha raggiunto l’ottetto, O2 ha 7 e-, C ha 7 e-. Dunque si formerà un legame doppio fra C e O2 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)

Costruzione delle formule di Lewis 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. etilene C::C : H C=C - H oppure acetilene H:C:::C:H H-C  C-H oppure

Tutti gli atomi hanno raggiunto l’ottetto Costruzione delle formule di Lewis 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.: Acido nitroso, HNO2 Tutti gli atomi hanno raggiunto l’ottetto L’azoto però può formare un altro legame usando la coppia elettronica formando un legame di coordinazione :O= N: :O-H - :

Costruzione delle formule di Lewis Quindi: Nell’acido nitroso l’atomo che può formare il legame di coordinazione è l’azoto (avendo già raggiunto l’ottetto e possedendo una coppia di non legame) :O= N: :O-H - : Sarà dunque possibile che questo si leghi con un atomo accettore (tipicamente O, che deve condividere 2 elettroni per arrivare all’ottetto) Dunque: HNO3: acido nitrico. Notare che N ha sempre 8 elettroni visto che il legame di coordinazione non aumenta il numero di elettroni di un atomo :O= NO: :O-H - : :O= N: :O-H - : 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

Esempi di formule di Lewis SCl2 : :Cl· ·S· :Cl· Atomi coinvolti Scheletro Cl-S-Cl : :Cl-S-Cl: Assegnazione elettroni restanti Verifica raggiungimento ottetto OK

Esempi di formule di Lewis NH3 :N· ·H ·H ·H · Atomi coinvolti Scheletro H-N-H H H-N-H H : Assegnazione elettroni restanti Verifica raggiungimento ottetto OK A H-N-H H  l’azoto, possedendo una coppia solitaria e avendo raggiunto l’ottetto può fare un legame dativo

Esempi di formule di Lewis COCl2 : :Cl· ·O· :Cl· · ·C· Atomi coinvolti Cl-C-Cl O Scheletro · : :O-C-Cl: :Cl: Assegnazione elettroni restanti Verifica raggiungimento ottetto L’O e C hanno 7 elettroni: devono formare un doppio legame : O=C-Cl: :Cl:

Esempi di formule di Lewis HSO3Cl : :Cl· ·O· ·S· · H Atomi coinvolti O-S-O-H O Cl - Scheletro O-S-O-H :O: :Cl: - · : Assegnazione elettroni restanti

Esempi di formule di Lewis HSO3Cl O-S-O-H :O: :Cl: - · : Verifica raggiungimento ottetto è evidente che due O non hanno raggiunto l’ottetto (formato 1 solo legame) e che S ha 10 e-; le alternative sono: Formare 2 doppi legami fra i due O e S; gli O raggiungono l’ottetto e S arriva a 12 elettroni 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

Analisi delle proprietà della sostanza 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) :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

Analisi delle proprietà della sostanza 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, SiO2 e altri composti del silicio…) Se la sostanza non risponde a queste caratteristiche è una sostanza molecolare

Sostanze molecolari

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

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. H2O: come sono disposti gli H intorno ad O??? Dall’analisi della formula di Lewis risulta che O è circondato da 4 coppie elettroniche che respingendosi si disporranno alla massima distanza fra di loro: _ H-O-H 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 l’angolo a 105°

Geometria Spaziale teoria VSEPR Con la stessa logica possiamo determinare la geometria di altre molecole Es. CH4 Es. BF3 avendo quattro coppie elettroniche avrà la stessa disposizione dell’acqua BF3 invece ha solo tre coppie elettroniche che si dispongono alla massima distanza su di un piano con un angolo di 120°

Geometria Spaziale teoria VSEPR 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 l’atomo che stiamo esaminando, X, il numero di atomi legati a questo, E il numero di coppie di non legame; Es. per H2O sarà: AOX2E2; ovvero, l’atomo O avrà 2 atomi legati (i 2 idrogeni) e 2 coppie elettroniche Per BF3 sarà: ABX3E0; ovvero l’atomo di B ha tre atomi (di F) legati e zero coppie di non legame

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) AXE n = X+E Forma Disposizione degli elettroni Geometria Angolo Esempi AX2E0 2 Lineare               180 BeCl2, CO2 AX2E1 3 Angolare              117 NO2−, SO2, O3 AX3E0 Triangolare (piana) 120 BF3, NO3−, C2H6 AX2E2 4 104,5 H2O, OF2 AX3E1 Piramide trigonale 107,3 NH3, PCl3 AX4E0 Tetraedrica 109,4 CH4, PO43−, SO42−, ClO4−

Geometria Spaziale teoria VSEPR Osserviamo che quando le coppie che circondano l’atomo centrale sono 2 l’angolo è intorno a 180°(AX2E0), quando sono 3 (AX2E1, AX3E0) è circa 120 e quando sono 4 (AX2E2, AX3E1, AX4E0) circa 109 Le variazioni fra AX2E2, AX3E1, AX4E0 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 l’angolo fra gli atomi viene “compresso” e diminuisce. Es: Acqua e metano hanno sempre 4 coppie, ma visto che H2O ha 2 coppie di non legame il suo angolo è minore

Geometria Spaziale teoria VSEPR DETERMINARE LA GEOMETRIA DELL’ACETONE Per determinare la geometria dell’acetone dobbiamo studiare la disposizione degli atomi non terminali, ovvero i tre C Evidentemente i due C esterni sono identici; quindi studieremo C1 e C2; AC1X4E0 : il C1 e C3 sono legati con 4 atomi e non hanno coppie elettroniche di non legame  questi 2 atomi sono tetraedrici (109,4) AC2X3E0 : il C2 è legato con tre atomi e non ha coppie di N.L.  la disposizione è triangolare planare (120°) 109,4° 120°

Geometria Spaziale teoria VSEPR DETERMINARE LA GEOMETRIA dell’acido Nitrico Per determinare la geometria dobbiamo studiare la disposizione degli atomi non terminali, ovvero N e l’O legato all’H AOX2E2 : L’O 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°) ANX3E0 : N è legato con tre atomi (3 O) e non ha coppie di N.L.  la disposizione è triangolare planare (120°) 109,4° 120°

Dalla polarità del legame alla polarità della molecola 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: H2O I due legami O-H sono polari; la somma dei due vettori è diversa da zero; perciò l’acqua è una molecola polare

Dalla polarità del legame alla polarità della molecola 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 (c’è un solo vettore dunque la risultante è sempre diversa da zero) Es. le molecole con diversi legami polari possono dare combinazioni diverse; di seguito ne esamineremo alcune

Polarità della molecola ANIDRIDE CARBONICA (CO2) Formula di Lewis: Legami: C=O  covalente polare doppio; Geometria: ACX2E0; il carbonio (e tutta la molecola è lineare) Polarità della molecola: vedi sotto; I due vettori si annullano: la polarità risultante è nulla Altri esempi sono il trifluoruro di boro (BF3) o il tetracloruro di carbonio (CCl4). In entrambi i casi i tutti i vettori si annullano

Polarità della molecola Alcool etilico (C2H5OH) Formula di Lewis: Legami: C-O, O-H covalenti polari; C-C, C-H  covalenti apolari; Geometria: AC1,2X4E0; i carboni sono tetraedrici; AOX2E2; l’O è angolare Polarità della molecola: gli unici legami polari sono C-O e O-H; il resto della molecola sarà sicuramente apolare 109,4 104,9 La risultante sarà pertanto diversa da zero, dunque la molecola sarà polare (la polarità sarà concentrata nella zona con il legame O-H

Polarità della molecola Esercizio Stabilire quale delle seguenti molecole è più polare fra: alcool metilico, etilico, propilico (CH3OH, C2H5OH, C3H7OH) Poiché la parte polare rimane sempre uguale mentre la parte apolare diventa sempre maggiore la molecola più polare delle tre è l’alcool metilico; La polarità nel metanolo è più “concentrata” e viene “diluita” nelle altre due molecole che sono di dimensioni maggiori

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

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)

MOLECOLE POLARI IL LEGAME A IDROGENO

Legami secondari e stato fisico legame idrogeno si forma fra molecole polari che contengono un legame covalente O-H, F-H, N-H H è parzialmente positivo, l’altro atomo è parzialmente negativo. Si stabilisce un’attrazione elettrostatica fra l’atomo di idrogeno di una molecola e l’altro atomo (O, F, N) di un’altra molecola. d + d - d+ O è parzialmente negativo, mentre i due H sono parzialmente positivi. Quando due molecole di acqua si avvicinano, si stabilisce un’attrazione elettrostatica fra O di una di esse e un H dell’altra. Si forma così un legame a idrogeno fra le due molecole. Legame idrogeno

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 HNO3, HClO4,… ) in soluzione acquosa. Cristallini e fragili allo stato solido (es. ghiaccio)

MOLECOLE POLARI LEGAME DIPOLO - DIPOLO

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

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)

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.

MOLECOLE APOLARI LE FORZE DI LONDON

Legami secondari e stato fisico forze di dispersione di London 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 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

Legami secondari e stato fisico forze di dispersione di London il dipolo istantaneo generato dall’asimmetria 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 L’ELEGAME ≈ 0,5 – 10 kJ/mol; L’intensità dell’interazione 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 un’energia di legame maggiore

Legami secondari e stato fisico forze di dispersione di London 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: CH4 ; C4H10; C6H10 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 (CH4) a -1°C del butano (C4H10) fino +69°C dell’esano (C6H10) Non conducono MAI corrente elettrica Nello stato solido sono fragili e sublimano facilmente (es. naftalene, iodio…)

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