Ca 2 elettroni “esterni”: 2 legami => Ca++

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1 Ca 2 elettroni “esterni”: 2 legami => Ca++
La reattività degli elementi è determinata dal numero di elettroni presenti negli orbitali più esterni. I metalli, reagendo, perdono facilmente gli elettroni generando ioni positivi. Na elettrone “esterno”: 1 legame => Na+ K elettrone “esterno”: 1 legame => K+ Ca 2 elettroni “esterni”: 2 legami => Ca++ Mg 2 elettroni “esterni”: 2 legami => Mg++ Fe elettroni “esterni”: 2 legami => Fe++ Fe elettroni “esterni”: 3 legame => Fe+++

2 H 1 e spaiato: H sarà n grado di fare 1 legame.
I non metalli possono avere negli orbitali più esterni : 1 solo elettrone (si chiamano questi elettroni “spaiati”) o 1 coppia di elettroni (doppietto elettronico in uno stesso orbitale). I non metalli, quando reagiscono fra di loro condividono 1 elettrone ciascuno (legame covalente) , quando reagiscono con i metalli “strappano” loro gli elettroni (legame ionico). H 1 e spaiato: H sarà n grado di fare 1 legame. C 4 e spaiati: C sarà in grado di fare 4 legami . N 3 e spaiato e 1 doppietto: N sarà in grado di fare 3 legami (+ un possibile quarto legame). O 2 e spaiati e 2 doppietti: O sarà in grado di fare 2 legami (+ un possibile terzo legame). Cl 1 e spaiato e 3 doppietti: Cl sarà in grado di fare 1 legame (+ possibili altri legami).

3 I LEGAMI CHIMICI I legami chimici fra gli atomi sono di 2 tipi: Legame ionico Legame covalente non polare (omopolare) polare Nel legame chimico sono coinvolti 2 elettroni : generalmente, i due atomi impegnati nel legame mettono a disposizione 1 elettrone ciascuno, fra quelli situati negli orbitali più esterni

4 Il legame ionico si instaura fra un metallo ed un non metallo
Es. Na e Cl (0.9) (3.0) valori di elettronegatività Na è un metallo ed ha scarsa tendenza a trattenere il proprio elettrone esterno: Cl è non metallo ed ha grande tendenza ad attirare 1 elettrone.

5 nel legame ionico non vi è condivisione di elettroni,
CLORURO DI SODIO Na Cl- - il legame ionico che si forma fra Na+ e Cl- consiste in una forte interazione elettrostatica fra ioni di carica opposta; nel legame ionico non vi è condivisione di elettroni, ma trasferimento di elettroni dall’elemento meno elettronegativo a quello più elettronegativo.

6 LEGAME COVALENTE Avviene fra 2 non metalli:
- con uguale elettronegatività  legame covalente omopolare (non polare) con differente elettronegatività  legame covalente polare Il legame covalente, a differenza di quello ionico, prevede la condivisione di elettroni.

7 LEGAME COVALENTE OMOPOLARE
H H I 2 atomi di H con uguale elettronegatività, condividono equamente i due elettroni. H H I 2 elettroni sono perfettamente condivisi ed il legame risulta omopolare

8 LEGAME COVALENTE POLARE
Il legame covalente polare si instaura fra atomi diversi caratterizzati da valori di elettronegatività diversi

9 L’ACIDO CLORIDRICO (HCl)
Come nel caso del legame covalente omopolare si ha condivisione degli elettroni e formazione del legame H Cl 2.1 3.0 Valori di elettronegatività In questo caso non ci può essere perfetta condivisione dei due elettroni: Cl è più elettronegativo e tenderà ad attirare verso di sé l’elettrone dell’idrogeno. Il Cl tende quindi ad assumere una parziale carica negativa (frazione di carica) δ-. H tende a perdere parzialmente il suo elettrone assumendo una parziale carica positiva (frazione di carica) δ+. Si dice così che il legame covalente è polare (polarizzato) Hδ+ Clδ-

10 Un altro esempio in cui è presente il legame covalente polare è costituito dalla molecola dell’acqua H2O: O H H Nel legame O-H, poiché O è più elettronegativo, assumerà una parziale carica δ- e H una parziale carica δ+. L’acqua una molecola dipolare, un dipolo elettrico δ-Oδ- Hδ+ Hδ+

11 A differenza del legame O-H, che è covalente decisamente polare, il legame Cd--Hd+ è covalente molto poco polare, poiché la differenza di elettronegatività fra C e H è minima (0.4).

12 LEGAME DATIVO (DI COORDINAZIONE)
H H H N+ H H+ H N H H ammoniaca protone ione ammonio NH4+ NH H+ L’AZOTO, ESSENDO IN GRADO DI LEGARE IONI H+, POSSIEDE PROPRIETA’ BASICHE

13 Esistono anche legami che possono formarsi fra molecole e che sono molto più deboli. Un esempio molto importante in campo biologico è dato dal legame idrogeno, di natura elettrostatica. Si forma fra molecole contenenti un atomo di H legato ad un atomo di O, di N, di S o di F. LEGAME (PONTE) IDROGENO La linea tratteggiata rappresenta il legame idrogeno Hδ+ Oδ- Hδ+ Hδ+ Oδ- Hδ+

14 PESO MOLECOLARE (PM) Il peso molecolare (massa molecolare) è la somma dei pesi atomici (masse atomiche) di tutti gli atomi presenti nella molecola del composto considerato. H2O = 18 NH3 14+3 = 17 HF 1+19 = 20 CH4 12+4 = 16 H2SO4 2+32+(4x16) = 98 CH3COOH = …… NaCl 23+35 = 58 * *Per i composti ionici (non molecolari) è più corretto parlare di peso formula. NaBr 23+80 = 103 C6H12O6 (6x12)+12+(6x16) = 180

15 MOLE ( grammomolecola)
1 mole di una qualsiasi molecola corrisponde ad una quantità in grammi corrispondente al suo peso molecolare 1 mole H2O (PM = 18) g 1 mole HCl (PM = 37) 37 g 1 mole C6H12O6 180 g 18 g H2O corrispondono ad 1 mole 1.8 g H2O corrispondono ad 0.1 moli (10-1 moli) 0.18 g H2O corrispondono a 0.01 moli (10-2 moli)

16 OSSIGENO ATOMICO E MOLECOLARE
2O rappresenta 2 atomi di ossigeno che non sono combinati, ma sono atomi separati ed indipendenti; O2 rappresenta una molecola di ossigeno formata da 2 atomi di ossigeno legati covalentemente tra loro; due molecole di ossigeno si rappresentano così: 2O2; Questa distinzione si applica per tutte le molecole biatomiche.

17 Il Numero di ossidazione è definito come la carica che ogni atomo avrebbe in un composto se tutti i legami fossero di tipo ionico Fe2+ (ione ferroso) e Fe3+ (ione ferrico): per essi il numero di ossidazione corrisponde alla loro carica, +2 e +3, rispettivamente. Questi numeri corrispondono infatti al numero di elettroni che il Fe può perdere (2 e 3 elettroni). IMPORTANTE: passando da Fe2+ a Fe3+ il Fe perderà 1 elettrone e cambierà il numero di ossidazione da +2 a +3! Così nel caso dell’ossigeno: Nella molecola O=O (O2), formando legami solo con se stesso, si attribuisce all’O il numero di ossidazione zero. Nella molecola H2O (acqua), formando 2 legami con l’H meno elettronegativo, si attribuisce all’O il numero di ossidazione -2 IMPORTANTE: passando da O2 ad H2O l’ossigeno acquisterà 2 elettroni e cambierà il numero di ossidazione da 0 a -2!