Geometria molecolare e polarità delle molecole

Presentazione sul tema: "Geometria molecolare e polarità delle molecole"— Transcript della presentazione:

1 Geometria molecolare e polarità delle molecole

2 Interazione per orientazione

3 Le molecole polari e l’interazione per orientazione
Le molecole polari si attraggono reciprocamente per effetto dei loro dipoli in modo da rendere massima l’interazione dipolo-dipolo, detta anche interazione per orientazione Uattr  -m/d6 Deboli interazioni a corto raggio dovute alla presenza di dipoli elettrici istantanei rendono conto delle attrazioni fra molecole

4 Dipolo indotto m=aE 75 J -1 vs 400000 Jmol-1
hn=dipende dalla energia di ionizzazione a=polarizzabilità r=separazione di carica m=aE 75 J -1 vs Jmol-1

5 Polarizzabilità Misura la facilità con la quale la nube elettronica puo’ venire distorta, per esempio dalla presenza di un campo elettrico o di un altro dipolo Dipende dalla forza con cui gli elettroni esterni sono vincolati al nucleo. Maggiore l’energia di ionizzazione, minore la polarizzabilità

6 Interazione per induzione
Il dipolo permanente di una molecola induce su un’altra molecola, polare o non polare, un dipolo, chiamato indotto. Esiste una attrazione fra dipolo permanente e dipolo indotto.

7 Forze di interazione di van der Waals
Le interazioni fra dipoli reciprocamente indotti, quelle per orientazione e quelle per induzione sono raggruppate sotto il termine generico di forze di interazione di van der Waals

8 Interazioni di VdW e proprietà fisiche
La temperatura di ebollizione è un indice della forze intermolecolari. Tanto esse sono maggiori tanto piu’ il composto tende ad avere alta Teb Dipende dallaPolarizzabilità!

9 Interazioni di VdW e proprietà fisiche
Esse aumentano anche all’aumentare della complessità della molecola

10 Legame a ponte di idrogeno
Il legame di idrogeno si instaura fra un atomo di idrogeno legato a un atomo molto elettronegativo e una coppia solitaria dell’atomo molto elettronegativo appartenente a un’altra molecola O H H O H H

11 Legame a ponte di idrogeno

12 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

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16 Frammento di Carbossipeptidasi A

17 Legame a idrogeno e proprietà fisiche

18 Forze intermolecolari
Tipo di interazione Dipendenza dalla distanza Energia tipica (kJ/mol) Caratteristiche Dipolo-dipolo 1/d6 0.3 Tra molecole polari London 2 Tra tutti i tipi di molecole Legame a H fissa 20 Tra N, O, F, che condividono un atomo di H Per confronto: Tipo di interazione Dipendenza dalla distanza Energia tipica (kJ/mol) Caratteristiche Ione-ione 1/d 250 Tra ioni Covalente Fissa Tra atomi

19 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!

20 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.

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

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

23 Stechiometria

24 Ricorda.. Cosa vuol dire H2SO4?

25 Significato quantitativo delle formule
Composizione percentuale in peso Es: quale è la % in peso di sodio nel composto NaCl? Es: quanti grammi di zolfo sono contenuti in 300 g di H2SO4?

26 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-

27 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.

28 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.

29 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.

30 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

31 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 !

32 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

33 Reazioni chimiche C + O2 CO2
Rappresentate simbolicamente da equazioni. Una freccia indica in che direzione avviene la reazione C + O2 CO2

34 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!

35 Reazioni chimiche Esempi: reazioni di attacco acido Zn + H2SO4
ZnSO4 + H2 Cu + H2SO4 CuSO4 + H2

36 Reazioni chimiche Esempi: reazioni di attacco acido Zn + 2HCl
Zn2+ +2Cl- + H2 Cu + HCl

37 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

38 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

39 Alcune reazioni Acido-base -Reazione di formazione di composti
Consideriamo diverse classi di reazioni, quali Acido-base -Reazione di formazione di composti -Reazioni di precipitaione - di ossido-riduzione

40 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?

41 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…….

42 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..?

43 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

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

45 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

46 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

47 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

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

49 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-

50 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

51 NOMENCLATURA

52 S= Zolfo Z= Zorro Cu= Rame Ra= Radio P= Fosforo K= Potassio Sr= Stronzio

53 gas nobili M. Alcalini Alogeni M. Alcalino-terrosi Calcogeni Metalli di transizione I°, II° e III° Serie Lantanoidi Attinoidi

54 Composti binari Metallo e non metallo oppure tra 2 non metalli
Metallo non cambia nome, non metallo (diverso da ossigeno) prende la desinenza -uro Se il non metallo è Ossigeno, allora si chiama ossido NaCl , Na2O, FeO, NO, CO, H2S

55 Composti binari Tra due non metalli, prende la desinenza il non metallo del gruppo a n. maggiore. Oppure quello appartenente a periodo a n. piu’ basso SO2 Gli idruri sono una eccezione LiH, HCl I rapporti con cui gli atomi sono presenti compaiono come prefissi di- tri- tetra CO, CO2, N2O3, N2O5, NO, N2O, P4O10, P4O6, FeCl2, FeCl3

56 Composti binari Per indicare correttamente il composto si puo’ anche utilizzare il n. di ossidazione FeCl2 Cloruro di ferro(II) FeCl3 Cloruro di ferro(III) Quando un elemento possiede solo 1 n.ox, il nome sistematico puo’ tralasciare di indicare il rapporto tra gli atomi Na2O, Al2O3,

57 Ioni monoatomici e poliatomici
Ioni monoatomici positivi hanno lo stesso nome dell’elemento Quelli negativi prendono la desinenza –uro. Ossigeno fa eccezione. Alcuni ioni hanno nome non sistematico: S2 2-, N3-, I3-,CN-, C22-, OH-, O22-, O2-,

58 Ioni poliatomici L’atomo centrale prende la desinenza –ato
Seguito dal n. ox dell’atomo centrali Gli atomo che ne fanno parte sono ciascuno indicati con prefisso che ne stabilisce i rapporti Ossigeno e indicato come –osso- CO3-, SO42-, triossocarbonato(IV); tetraossosolfato(VI) SO32-, triossosolfato(IV) Zn(OH)42- tetraidrossozincato(II) NiCl tetracloroniccolato(II)

59 I nomi “vecchi” Il metallo o l’elemento centrale assume un suffisso che dipende dal n. di ossidazione Quando un elemento puo’ assumere 2 n. ox, il piu’ alto assume il suffisso -ico Il piu’ basso -oso FeCl2, FeCl3

60 I nomi “vecchi” La vecchia nomenclatura rimane in uso per la nomeclatura degli acidi Anche gli anioni poliatomici si chiamano spesso utilizzando la nomenclatura “vecchia”, ovvero utilizzando il nome dell’acido di proveninenza

61 Gli Acidi Gli acidi sono composti che possono liberare uno ione H+ (secondo Broensted). Quindi hanno tutti la formula generica HaX…. Gli acidi binari si definiscono come i composti binari HCl, H2S. Gli acidi che contengono ossigeno sono detti Ossoacidi. Hanno tutti le formula generica HaXbOc L’atomo centrale dell’anione prende il suffisso in funzione del n.ox

62 Gli Acidi Quando ci sono 2 n. ox possibili -ico H2SO4 HNO3
-oso H2SO3 HNO2 Quando i numeri sono 4, come gli alogeni, si usano anche dei prefissi Per -ico HCl04 -ico HCl03 -oso HCl02 Ipo -oso HCl0

63 Anioni derivati H2SO3 2H+ + SO32- HNO3 H + + NO3-
L’anione puo’ mantenere la convenione degli acidi cambiando la desidenza Per—ico per---ato ----ico ato ----- oso ito Ipo-----oso ipo---ito

64 Acidi poliprotici Per gli elementi del 13°, 14° e 15° gruppo si puo’ avere la tendenza a formare acidi caratterizzati da un diverso numero di H+ dissociabili, MA CON LO STESSO N. di OX. Per esempio H3BO3 H H2BO3- orto HBO2 H BO2- meta H4SiO4 H2SiO3 H3PO4 HPO3

65 Acidi poliprotici Per questi stessi elementi è possibile avere una molecola contenente il doppio della specie orto con una molecola di H2O in meno. Prendono il suffisso –di 2H3PO4 H4P2O7 +H2O Non deve per forza essere un orto-acido 2H2SO4 H2S2O7 +H2O

66 Perossoacidi Acido perosso di solfor ico
Sono perossoacidi gli ossiacidi dove 2 atomi di ossigeno formano un legame covalente ed hanno quindi n.ox –1 H2S2O8 Acido perosso di solfor ico perosso-: 2 atomi di ossigeno a n.ox –1 (formula di struttura!) Di-: due atomi dell’elemento centrale -ico: n. ox piu’ alto

67 Tioacidi Acido tio solfor ico
Sono tioacidi gli ossiacidi dove ci sono legami covalenti tra 2 atomi di zolfo. La formula dei tioacidi si ottiene mettendo uno atomo di zolfo al posto di un atomo di ossigeno in un ossoacido H2SO4 H2S2O3 Acido tio solfor ico

68 Sali Carbonato di sodio Ipoclorito di sodio
Il nome è una combinazione del catione e dell’anione che costituiscono il sale. Si usa, di solito, la nomenclatura tradizionale e non la nomenclatura sistematica Na2CO3 Carbonato di sodio Triossocarbonato(IV) di sodio NaClO Ipoclorito di sodio Ossoclorato(I) di sodio

69 Sali idrogenati Idrogenocarbonato di sodio Diidrogenofosfato di litio
Vi sono anioni che contengono atomi di idrogeno. Essi prendono il prefisso idrogeno NaHCO3 Idrogenocarbonato di sodio LiH2PO4 Diidrogenofosfato di litio

70 Sali idrati Sali misti Carbonato di sodio decaidrato
I sali possono cristallizzare con una o piu’ molecole di H2O. In questi casi Na2CO3•10H2O Carbonato di sodio decaidrato CuSO4 •5H2O Solfato di rame pentaidrato Sali misti Ci sono Sali con 2 o piu’ cationi diversi. Si scrivono nella formula in ordina alfabetico e si usa, non obbligatoriamente, il termine –doppio, -triplo… Carbonato(doppio) di potassio e sodio KNaCO3

71 Composti di Coordinazione
La specie di coordinazione puo’ essere sia il catione che l’anione. Di solito è indicata tra parentesi quadra. Nella specie di coordinazione, il nome del legante è preceduto dal numero di volte in cui compare e seguito dal n. ox dell’elemento centrale Il sale segue le regole usuali [Co(NH3)6]Cl3 Cloruro di esaamminocobalto(III)

72 Composti di Coordinazione
[Co(NH3)6]Cl3 Cloruro di esaamminocobalto(III) [Cr(H2O)6]Cl3 Cloruro di esaaacquocromo(III) K[Cr(OH)4] Tetraidrossocromato(III) di potassio K2[CoCl4] Tetraclorocobaltato(II) di potassio

73 Stechiometria

74 Significato quantitativo delle formule
Composizione percentuale in peso Es: quale è la % in peso di sodio nel composto NaCl? Es: quanti grammi di zolfo sono contenuti in 300 g di H2SO4?

75 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-

76 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.

77 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.