Criteri per la scrittura della formule di struttura

Presentazione sul tema: "Criteri per la scrittura della formule di struttura"— Transcript della presentazione:

1 Criteri per la scrittura della formule di struttura
Conta gli elettroni e quindi il numero di coppie, considerando la eventuale carica Individua l’atomo centrale Lega gli atomi periferici all’atomo centrale con legami singoli Disponi le coppie di non legame sugli atomi periferici sulla base della regola dell’ottetto Disponi le eventuali coppie rimaste sull’atomo centrale Disponi i doppi legami in modo da fare rispettare la regola dell’ottetto anche per l’atomo centrale (qualora si tratti di un elemento del secondo periodo) Se intorno all’atomo centrale ci sono meno coppie rispetto alla regola dell’ottetto, TRASFORMARE le coppie di NON legame degli atomi periferici in doppi legami, fino a che anche l’atomo centrale non arriva all’ottetto.

2 Criteri per la scrittura della formule di struttura
Scrivi tutte le formule di risonanza Verifica la formula utilizzando il criterio della carica formale Conta le coppie elettroniche che gli stanno intorno Individua la geometria della coppie elettroniche Individua la geometria della MOLECOLA Nota: La geometria delle coppie elettroniche dipende dal numero di coppie intorno all’atomo centrale La geometria della molecola dipende SOLO dalle coppie di legame

3 Regole… Gli atomi dal 3° gruppo in poi hanno a disposizione anche gli orbitali d. Pertanto essi possono avere intorno a se Piu’ di 4 legami. La regola dell’ottetto non vale più. Es: PCl3, PCl5, XeF2

4 Risonanza CO32-, NO3-, NO2- Nota:
Utilizzando le regole viste in precedenza si ottengono spesso strutture asimmetriche, ovvero strutture dove atomi uguali hanno un ordine di legame diverso Questo NON corrisponde alla realtà fisica, che si puo’ misurare sperimentalmente

5 ] ] ] ] ] ] ] ] O N O O O O O N O N O N O O O O
Possibilita’ di formazione di legami multipli: l’atome centrale non soddisfa ancora la regola dell’ottetto. ] _ O ] N O O La risonanza: la vera formula molecolare è intermedia fra le formule limite possibili. Le formule limite hanno uguale disposizione spaziale degli atomi ] _ ] _ ] _ O O O ] ] ] N O N O N O O O O

6 In pratica…. Conta gli elettroni e quindi il numero di coppie
Individua l’atomo centrale Conta le coppie elettroniche che gli stanno intorno Individua la geometria della coppie elettroniche Disponi i legami s Individua la geometria della MOLECOLA Distribuisci le coppie eccedenti sugli atomi periferici rispettando la regola dell’ottetto Distribuisci le coppie eccedenti utilizzando i legami p Tutti gli atomi della molecola devono rispettare la regola dell’ottetto (tranne quelli del 3 periodo..) Scrivere tutte le possibili formule di risonanza

7 Formule limiti NON equivalenti
Se le formule limiti sono equivalenti (Es: NO3-) esse contribuiscono nello stesso modo alla descrizione della struttura molecolare Se esse NON sono equivalenti, esse contribuiranno DIVERSAMENTE alla descrizione della struttura molecolare. Le formule ad ENERGIA PIU’ BASSA sono quelle che contribuiranno di piu’ Es: 2 formule limite dove una contribuisce al 80% e l’altra al 20%. E’ come se la molecola avesse per 80% del tempo la struttura A e per il 20% la struttura B.

8 Il contributo relativo delle formule limite alla descrizione della struttura molecolare
La formula limite con minore separazione di carica formale è quella a minore energia, è cioè la più stabile e contribuisce di più alla descrizione della formula vera del composto La carica formale su un atomo è data dalla differenza fra il numero di elettroni dell’atomo libero e quello attribuitogli formalmente in una formula di struttura -1 ] _ O ] +1 La somma delle cariche formali deve essere uguale alla carica della molecola N O O -1

9 -1 -1 ] _ ] _ ] _ O N O O -1 -1 ] ] ] +1 +1 N O N O +1 O O -1 -1 Per lo ione nitrato tutte queste formule limite contribuiscono ugualmente alla descrizione della molecola reale, infatti, hanno tutte la stessa separazione di carica formale

10 Minore separazione delle cariche formali
Es: N2O Formula più “sfavorita” avendo maggiore separazione di carica formale +1 -1 -2 +1 +1 -1 +1 N N O N N O N N O Formula più “favorita” avendo carica formale negativa sull’atomo più elettronegativo

11 Alcuni esempi svolti… ma esercitatevi da soli, perché l’esame arriva presto…

12 Energia di legame Energia necessaria per rompere il legame
AB (g) A(g) + B(g) Poiché una molecola STABILE ha energia negativa rispetto allo zero dato da A e B isolati, la energia di legame è sempre positiva

13 Il legame ionico E pot= kc (QAQB/r)

14 Reticolo cristallino Un sistema di Na ioni positivi e di Na ioni negativi organizzato in un reticolo cristallino è piu’ stabile rispetto a Na coppie isolate di ioni NaCl (s) Na+(g) + Cl-(g)

15 Energia di dissociazione ed energia reticolare
NaCl (s) Na+(g) + Cl-(g) 768 kJ E pot= kcNa M (QAQB/r) 867 kJ

16 Il legame ionico Il legame ionico è la risultante delle interazioni elettrostatiche fra gli ioni estese a tutto il cristallo

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18 I composti di coordinazione
Si è definito composto di coordinazione un composto in cui l'atomo centrale forma un numero di legami s maggiore del suo numero di ossidazione quando esso sia maggiore o uguale a 0.

19 Composto di coordinazione
Il metallo mette a disposizione orbitali vuoti Il legante mette a disposizione una coppia elettronica e un orbitale Sono legami molto polari, e la polarizzazione è diretta verso l’atomo che mette in compartecipazione la coppia elettronica= atomo donatore

20 Esempi di leganti

21 Metalli e non metalli Si definiscono metalli quegli elementi che hanno un numero di elettroni esterni inferiori ed in qualche caso uguale,a quello degli orbitali esterni s e p, e che hanno una energia di ionizzazione relativamente bassa. Il passaggio dai metalli ai non metalli avviene con gradualita' lungo ciascun gruppo e periodo e quindi non e' possibile stabilire una distinzione netta fra essi. Tuttavia i metalli hanno delle proprieta' comuni anche se possedute in grado diverso. Quelle principali sono: conducibilita' termica ed elettrica, strutture cristalline compatte, malleabilita' e duttilita'. I metalli hanno energia di ionizzazione relativamente bassa.

22 Raffigurazione schematica del legame nei metalli: reticolo di cationi immersi in un “mare” di elettroni mobili + + Elettroni mobili + + I legami sono delocalizzati nell’intero cristallo e gli elettroni di valenza non sono legati ad un particolare atomo ma possono muoversi liberamente da un atomo all’altro

23 I legami che abbiamo visto
Legame covalente omopolare Legame covalente polare Legame ionico Legame di coordinazione Legame metallico Legame a idrogeno

24 NON VUOL DIRE CHE ABBIA MINORE IMPORTANZA!!!
I legami che abbiamo visto Legame covalente omopolare Legame covalente polare Legame ionico Legame di coordinazione Legame metallico Legame a idrogeno Il legame a idrogeno rientra tra le interazioni intermolecolari e sarà discusso nel capitolo successivo NON VUOL DIRE CHE ABBIA MINORE IMPORTANZA!!!

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

26 Dipolo elettrico m=0 m>0 m=Qd m> > 0

27 Dipolo istantaneo

28 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

29 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

30 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

31 Geometria molecolare e polarità delle molecole

32 Interazione per orientazione

33 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.

34 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

35 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

36 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!

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

38 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

39 Legame a ponte di idrogeno

40 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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44 Frammento di Carbossipeptidasi A

45 Legame a idrogeno e proprietà fisiche

46 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

47 Stechiometria

48 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?

49 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-

50 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.

51 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.

52 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.

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