Forze intermolecolari

Presentazione sul tema: "Forze intermolecolari"— Transcript della presentazione:

1 Forze intermolecolari
Struttura atomica Elementi di chimica generale Proprietà periodiche Legami chimici Da ogni diapositiva si può tornare a questa cliccando sulla icona indicata Geometria molecolare Esempi legami chimici Forze intermolecolari Stati fisici materia solubilità Reazioni chimiche

2 Elementi di chimica Configurazione elettronica dell’atomo e reattività
modello dell’ottetto completo o incompleto valido per molti elementi chimici

3 Modello planetario della struttura atomica
Un atomo presenta un nucleo centrale nel quale si trovano protoni(positivi) e neutroni(neutri) e un perinucleo(guscio) nel quale si trovano elettroni(negativi) in numero uguale ai protoni

4 Ogni elemento si distingue dagli altri elementi per il
diverso numero di protoni presenti nel nucleo (e di elettroni presenti nel perinucleo) NUMERO ATOMICO specifico per ogni elemento:Z variabile da 1 per idrogeno H a 92 per uranio U

5 Gli elettroni presenti nel perinucleo sono disposti a distanze
diverse in funzione della loro energia,occupando gusci (livelli energetici) crescenti come raggio ed energia:per le proprietà chimiche degli elementi risulta molto importante la distribuzione(configurazione)degli elettroni che si trovano nel livello più esterno: possono variare da 1 a 8

6 Helio He 2 Neon Ne Argo Ar Kripto Kr Xeno Xe Radon Rn
Elementi con 8 elettroni nell’ultimo livello(o 2 per Elio He) si rivelano particolarmente stabili,non reattivi,senza alcuna tendenza ad unirsi con altri atomi uguali o diversi:sono i gas nobili,rari,inerti Helio He 2 Neon Ne Argo Ar Kripto Kr Xeno Xe Radon Rn

7 Tutti gli altri elementi che presentano nell’ultimo livello
meno di 8 elettroni risultano instabili,reattivi,con tendenza a raggiungere il completamento con 8 elettroni nell’ultimo livello:lo possono raggiungere seguendo fondamentalmente due modalità diverse:

8 Elementi con 1,2,3 elettroni nell’ultimo livello possono
raggiungere lo scopo cedendo 1,2,3 elettroni:così scompare l’ultimo livello originale e diventa ultimo livello il penultimo livello che già possiede proprio 8 elettroni

9 Elementi con 1,2,3 elettroni nell’ultimo livello possono
raggiungere lo scopo cedendo 1,2,3 elettroni:così scompare l’ultimo livello originale e diventa ultimo livello il penultimo livello che già possiede proprio 8 elettroni Atomo diventa Catione,positivo Volume Cstione < Volume Atomo

10 Elementi con 1,2,3 elettroni nell’ultimo livello possono
raggiungere lo scopo cedendo 1,2,3 elettroni:così scompare l’ultimo livello originale e diventa ultimo livello il penultimo livello che già possiede proprio 8 elettroni Atomo diventa Catione,positivo Volume Cstione < Volume Atomo

11 Elementi con 1,2,3 elettroni nell’ultimo livello possono
raggiungere lo scopo cedendo 1,2,3 elettroni:così scompare l’ultimo livello originale e diventa ultimo livello il penultimo livello che già possiede proprio 8 elettroni Atomo diventa Catione,positivo Volume Cstione < Volume Atomo

12 Elementi con 5,6,7 elettroni nell’ultimo livello possono
raggiungere lo scopo acquistando 3,2,1 elettrone: l’atomo diventa ione negativo Anione e il volume Anionico risulta maggiore del volume atomico originario

13 Elementi con 5,6,7 elettroni nell’ultimo livello possono
raggiungere lo scopo acquistando 3,2,1 elettrone: l’atomo diventa ione negativo Anione e il volume Anionico risulta maggiore del volume atomico originario

14 Elementi con 5,6,7 elettroni nell’ultimo livello possono
raggiungere lo scopo acquistando 3,2,1 elettrone: l’atomo diventa ione negativo Anione e il volume Anionico risulta maggiore del volume atomico originario

15 Elementi con 4 elettroni nell’ultimo livello possono
raggiungere lo scopo acquistando o cedendo 4 elettroni l’atomo diventa ione Anione o Catione e il volume ionico risulta maggiore o minore del volume atomico originario

16 Elementi con 4 elettroni nell’ultimo livello possono
raggiungere lo scopo acquistando o cedendo 4 elettroni l’atomo diventa ione Anione o Catione e il volume ionico risulta maggiore o minore del volume atomico originario

17 Variazione periodica di alcune proprietà atomiche
In funzione della posizione occupata nei periodi (orizzontali) e gruppi(verticali) della tabella degli elementi

18 Variazione raggio e volume atomico
Il raggio e volume atomico aumentano nei gruppi dall’alto verso il basso perché vanno aggiungendosi nuovi livelli e aumenta la carica schermante degli elettroni dei livelli sottostanti che riduce la forza di attrazione del nucleo posititivo sugli elettroni negativi

19 Variazione raggio e volume atomico
Il raggio e volume atomico diminuiscono nei periodi da sinistra verso destra perché aumenta la carica positiva dei protoni mentre la carica schermante degli elettroni dei livelli sottostanti resta costante come pure il numero di livelli

20 Variazione energia di ionizzazione
La energia necessaria per allontanare elettroni dall’atomo diminuisce nel gruppo dall’alto verso il basso,perché aumentando la distanza dal nucleo positivo e la carica schermante degli elettroni dei livelli sottostanti risulta diminuita la attrazione da vincere per allontanare gli elettroni

21 Variazione energia di ionizzazione
La energia di ionizzazione aumenta nei periodi da sinistra verso destra perché aumenta la carica positiva dei protoni mentre la carica schermante degli elettroni dei livelli sottostanti resta costante e la distanza dal nucleo diminuisce

22 Variazione della affinità elettronica:energia
liberata quando avviene la cattura di elettroni La affinità elettronica diminuisce nei gruppi dall’alto verso il basso perché vanno aggiungendosi nuovi livelli e aumenta la carica schermante degli elettroni dei livelli sottostanti che riduce la forza di attrazione del nucleo posititivo sugli elettroni negativi

23 Variazione della affinità elettronica
La affinità elettronica aumenta nei periodi da sinistra verso destra perché aumenta la carica positiva dei protoni mentre la carica schermante degli elettroni dei livelli sottostanti resta costante e la distanza dal nucleo diminuisce

24 Variazione della elettronegatività:capacità di
attirare gli elettroni quando si forma un legame La elettronegatività diminuisce nei gruppi dall’alto verso il basso perché vanno aggiungendosi nuovi livelli e aumenta la carica schermante degli elettroni dei livelli sottostanti che riduce la forza di attrazione del nucleo posititivo sugli elettroni negativi

25 Variazione della elettonegatività
La elettronegatività aumenta nei periodi da sinistra verso destra perché aumenta la carica positiva dei protoni mentre la carica schermante degli elettroni dei livelli sottostanti resta costante e la distanza dal nucleo diminuisce

26 Praticamente la energia di ionizzazione,la affinità elettronica,
la elettronegatività diminuiscono nei gruppi dall’alto al basso e aumentano nei periodi da sinistra verso destra minimi valori nella tabella in basso a sinistra massimi valori nella tabella in alto a destra aumento diminuzione

27 E’ molto importante conoscere il valore della
elettronegatività(tabulato in una scala convenzionale) da valori minimi (0.7) a valori massimi(4.0) per poter prevedere il tipo di legame che si potrà realizzare tra atomi nella formazione delle molecole

28 Formazione di legami chimici
Prevedibilità in funzione della elettronegatività degli elementi partecipanti al legame chimico

29 Ogni elemento con 8 elettroni nell’ultimo livello
risulta stabile,non reattivo Gli elementi con numero inferiore di elettroni da 1 a 7 nell’ultimo livello risultano reattivi e mostrano la tendenza ad interagire per raggiungere in qualche modo la stabilità legata alla presenza dell’ottetto La possono raggiungere fondamentalmente seguendo due diversi processi: cessazione-acquisto o condivisione di elettroni

30 Se la differenza di elettronegatività degli elementi
partecipanti al legame supera un limite convenzionale pari a il legame avviene mediante cessione di elettroni da parte dell’elemento meno elettronegativo e acquisto degli stessi da parte dell’elemento più elettronegativo si creano due ioni,catione e anione,attratti dalla forza elettrostatica tra cariche diverse LEGAME IONICO o ETEROPOLARE Na=0.9 Cl=3.0 De=2.1 -->ionico Ca=1.0 Cl=3.0 De=2 --> ionico

31 Na + Cl ----> Na--Cl ---> (Na+)(Cl-)
Na perde 1 elettrone Cl acquista 1 elettrone Carica negativa Carica positiva

32 Ca + 2Cl ----> Ca--Cl2 ---> (Ca++)2(Cl-)
Ca perde 2 elettroni 2 Cl acquista 2 elettroni

33 Se la differenza di elettronegatività tra gli elementi
risulta zero o molto piccola si raggiunge la configurazione elettronica dell’ottetto mediante condivisione di elettroni da parte degli atomi partecipanti al legame: LEGAME COVALENTE OMOPOLARE o APOLARE H=2.1 H=2.1 De= >covalente omopolare F=4.0 F=4.0 De=0 ---> covalente omopolare

34 H + H -----> H--H Ogni atomo di idrogeno condivide il
proprio elettrone con l’altro atomo:così ogni atomo risulta stabile con 2 elettroni nell’unico,ultimo livello come il gas nobile Elio

35 F+F -----> F--F Ogni atomo di Fluoro condivide un
proprio elettrone con l’altro atomo:così ogni atomo risulta stabile con 8 elettroni ultimo livello come il gas nobile Neon

36 Se la differenza di elettronegatività tra gli elementi è
compresa tra 0 e il legame avviene ancora mediante condivisione di elettroni tra i due atomi,ma in questo caso può verificarsi che il doppietto elettronico usato per il legame sia più spostato verso l’elemento più elettronegativo: di conseguenza appare una parziale carica positiva attorno all’atomo meno elettronegativo e una parziale carica negativa attorno all’atomo più elettronegativo: LEGAME COVALENTE POLARE H = Cl=3.0 De= >covalente polare H = 2.1 O = 3.5 De= >covalente polare

37 H + Cl ---> H--Cl Idrogeno manca di 1 elettrone
cloro manca di 1 elettrone Carica parziale -d Carica parziale +d Idrogeno condivide 1 elettrone e completa doppietto cloro condivide 1 elettrone e completa ottetto

38 2H + O---> H--O--H Idrogeno manca di 1 elettrone
ossigeno manca di 2 elettroni Carica parziale -d Carica parziale +d Carica parziale +d Idrogeno condivide 1 elettrone e completa doppietto ossigeno condivide 2 elettroni e completa ottetto

39 Se la differenza di elettronegatività risulta
minore di e maggiore di 0 si può avere un altro tipo di legame covalente polare,nel quale un atomo mette a disposizione un doppietto elettronico(atomo datore) e un altro atomo mette a disposizione uno spazio(orbitale)vuoto atomo recettore: LEGAME COVALENTE POLARE DATIVO indicato con una freccia da datore a recettore S = O = De= >covalente polare

40 S + O > S02 Lo zolfo condivide 2 elettroni con 1 atomo di ossigeno e ne presta 2 all’altro atomo di ossigeno O=recettore S=datore

41 Nel caso di atomi dello stesso elemento metallico si
realizza un tipo di legame con caratteristiche particolari detto LEGAME METALLICO si crea mediante condivisione di tutti gli elettroni esterrni ceduti dagli atomi poco elettronegativi da parte degli atomi trasformati in ioni positivi

42 Ioni di rame ed elettroni condivisi
Cu..Cu..Cu..Cu.. Atomi di rame neutri Ioni di rame ed elettroni condivisi

43 Fine presentazione arrivederci

44 Modelli di geometria molecolare
Fondati sulla repulsione degli orbitali di valenza degli elementi partecipanti alla formazione della molecola

45 Per molecole di composti semplici si può prevedere
la forma nello spazio applicando una regola pratica che prende in considerazione l’orientamento spaziale dei legami che sono presenti e degli elettroni dell’ultimo livello eventualmente non usati per formare legami Si possono considerare alcune situazioni generali: presenza di legami(orbitali usati) presenza di elettroni liberi(orbitali non usati) attorno all’atomo centrale della molecola

46 4 orbitali usati,nessuno libero:forma tetraedrica,angolo 109°
3 orbitali usati,1 libero:forma piramidale,angolo 107° 2 orbitali usati,2 liberi:forma angolare,angolo 105° 3 orbitali usati,0 liberi:forma triangolare,angolo 120° 2 orbitali usati,0 liberi:forma lineare,angolo 180° nel caso di legami doppi si considerano come semplici (2 orbitali equivalenti a 1 orbitale)

47 CH4 :tetraedrica,angolo 109°
4 orbitali di legame 0 orbitali liberi

48 H2SO4 ---> tedraedrica,109°
Zolfo Ossigeno Idrogeno 4 orbitali di legame 0 orbitali liberi

49 NH3 --->piramidale,angolo 107°
Orbitale libero 3 orbitali di legame 1 orbitale libero

50 H2O ---> angolare,angolo 105°
Orbitali liberi 2 orbitali di legame 2 orbitali liberi

51 BH3 ---> triangolare,angolo 120°
3 orbitali di legame 0 orbitali liberi

52 HNO3 ---> triangolare,angolo 120°
Azoto Ossigeno Idrogeno 3 orbitali di legame 0 orbitali liberi

53 BeH2 ---->lineare,angolo 180°
2 orbitali di legame 0 orbitali liberi

54 La geometria molecolare influisce tra l’altro sulla
eventuale polarità di una molecola che presenti legami polari al suo interno e alla probabilità che si verifichi un urto efficace nelle reazioni dipendenti dall’orientamento delle molecole reagenti Perché una molecola risulti polarizzata devono essere presenti legami di tipo polare e i baricentri delle cariche positive e negative non devono coincidere:altrimenti pur esistendo i legami polari la molecola risulta neutralizzata

55 Ossigeno parzialmente carico negativamente
Idrogeno parzialmente carico positivamente essendo covalenti polari i legami tra ossigeno e idrogeno Non coincidendo i due baricentri,la molecola H2O manifesta polarizzazione:dipolo elettrico Baricentro carica negativa Baricentro cariche positive

56 Ossigeno parzialmente carico negativamente
carbonio parzialmente carico positivamente essendo covalenti polari i legami tra ossigeno e carbonio coincidendo i due baricentri,la molecola CO2 non manifesta polarizzazione Baricentro carica positiva Baricentro cariche negative

57 Perché un urto tra reagenti risulti efficace deve essere
presente una adeguata energia e i reagenti devono collidere secondo una direzione che prende in considerazione la forma dei reagenti stessi: non tutte le collisioni risultano efficaci per la reazione: se manca la energia di attivazione o se l’orientamento delle particelle collidenti non è corretto,in funzione della geometria dei reagenti,la reazione non avviene

58 Esempio di collisione tra Cl-Cl e H-H
Collisione non efficace per orientamento non corretto Collisione efficace:l’urto tra le molecole bene orientate permette la rottura dei legami interatomici Cl-Cl e H-H e la formazione di nuovi legami

59 fine presentazione arrivederci

60 esempi di legami chimici

61 Molecola di idrogeno H-H :legame omopolare
1s2 1s2 1s1+ 1s1- Ogni atomo di idrogeno possiede 1 solo elettrone:per diventare stabile deve condividerlo con un altro atomo

62 Molecola di fluoro F-F :legame omopolare
2s2..2p6 2s2..2p6 2s2..2p5 2s2..2p5 Ogni atomo di fluoro manca di 1 elettrone:per diventare stabile deve condividerlo con un altro atomo

63 Molecola di cloro Cl-Cl :legame omopolare
3s2..3p6 3s2..3p6 3s2..3p5 3s2..3p5 Ogni atomo di cloro manca di 1 elettrone:per diventare stabile deve condividerlo con un altro atomo

64 Molecola di cloro H-Cl :legame covalente polare
1s2…..3s2.3p6 2s1 3s2.3p5 L’ atomo di cloro manca di 1 elettrone come anche l’atomo di idrogeno:raggiungono la stabilità condivendo ciascuno 1 elettrone

65 Molecola di cloro H2O :legame covalente polare
1s2…..2s2..2p6..1s2 2s1 2s2..2p4 L’ atomo di ossigeno manca di 2 elettrone mentre l’atomo di idrogeno manca di 1 :raggiungono la stabilità condivendo ciascuno 1 -2 elettroni

66 Molecola di cloro H2S :legame covalente polare
1s2…..3s2..3p6..1s2 2s1 3s2..3p4 L’ atomo di zolfo manca di 2 elettroni mentre l’atomo di idrogeno manca di 1 :raggiungono la stabilità condivendo ciascuno 1 -2 elettroni

67 Molecola di cloro NH3 :legame covalente polare
1s2…..2s2..2p6 2s1 2s2..2p3 L’ atomo di azoto manca di 3 elettroni mentre l’atomo di idrogeno manca di 1 :raggiungono la stabilità condivendo ciascuno 1 -3 elettroni

68 Molecola di SO3 :legame covalente polare-dativo
2s2..2p6…..3s2..3p6 2s2..2p4 3s2..3p4 Legami dativi legame doppio Lo zolfo manca di 2 elettroni come pure l’ossigeno possono stabilizzarsi condividendo elettroni o orbitali Orbitali vuoti

69 Molecola di Na-Cl :legame ionico:il sodio diventa un
catione e il cloro diventa un anione 3s1 3s2..3p5 2s2.2p6…..3s2..3p6 Legame ionico L’ atomo di cloro manca di 1 elettrone mentre l’atomo di sodio ha 1 solo elettrone :raggiungono la stabilità cedendo e acquistando 1 elettrone

70 fine presentazione arrivederci

71 elemento metallico:legame tra ioni ed elettroni condivisi
Atomi metallici Ioni + elettroni Nei metalli ogni atomo cede gli elettroni più esterni diventando uno ione positivo circondato da nube di elettroni

72 forze intermolecolari

73 Le forze che mantengono unite le molecole a livello
macroscopico sono fondamentalmente di 4 tipi in funzione della natura delle molecole e dei legami in esse presenti Forze elettrostatiche agenti tra ioni di carica opposta cationi---anioni forze elettrostatiche agenti tra molecole polarizzate dipolo---dipolo forze elettrostatiche deboli agenti tra molecole neutre dipolo virtuale---dipolo indotto forze elettrostatiche simili a legami chimici legame a idrogeno

74 La intensità delle forze decresce in linea di massima
interazione tra ioni legame a idrogeno dipolo-dipolo dipolo virtuale-dipolo indotto

75 Interazione forte tra ioni di carica opposta:cristalli
+ - + - + - + - + - - + - + + + - - + - Ogni catione si circonda di anioni e viceversa

76 Interazione tra molecole polarizzate:dipolo-dipolo
carica parziale positiva(+d)-carica parziale negativa(-d) +d H-----Cl -d +d H-----Cl -d -d Cl -----H +d HCl---HCl Le estremità di carica opposta si attirano :dipolo-dipolo

77 Il legame a idrogeno si stabilisce quando l’idrogeno si trova
legato ad un elemento molto elettronegativo(F,O,N) e avendo una elevata carica parziale positiva(+d) può sentire la attrazione da parte della carica parziale negativa(-d) dell’elemento presente in un’altra molecola Si viene a formare una specie di ponte tra l’idrogeno legato covalentemente nella molecola e l’altro elemento presente in un’altra molecola

78 H20----H2O +d H---O(-d)---H +d
H--O--H H--O--H H--O--H H--O--H H--O--H Legame a idrogeno

79 Interazione debole,di Van der Waals o London
tra dipolo virtuale,momentaneo e dipolo indotto Si verifica tra molecole non polari per effetto di una distribuzione asimmettrica,casuale,momentanea, degli elettroni di legame tra gli atomi costituenti la molecola

80 Gli elettroni condivisi tra atomi simili sono situati in
genere simmetricamente rispetto agli atomi legati: la molecola risulta quindi senza alcuna carica elettrica positiva o negativa :molecole simili,neutre,non interagiscono elettrostaticamente anche se poste fisicamente a contatto H---H….H--H

81 Può verificarsi casualmente uno spostamento degli
elettroni di legame verso uno dei due atomi legati: nasce una momentanea differenza di carica alle estremità della molecola che diventa un dipolo momentaneo o virtuale:tale dipolo può influire sugli elettroni di legame di un’altra molecola e provocare per induzione la comparsa di un nuovo dipolo:dipolo indotto:tra i due dipoli può allora stabilirsi una debole interazione elettrostatica: la intensità di tale forza debole varia con il numero degli elettroni utilizzati e la massa atomica

82 Dipolo virtuale con carica Dipolo indotto con carica
H---H….H--H Molecola neutra Molecola neutra Dipolo virtuale con carica negativa e positiva Dipolo indotto con carica negativa e positiva

83 fine presentazione arrivederci

84 stati fisici della materia e forze intermolecolari

85 solido,liquido,aeriforme: presentano in particolare:
La materia esiste in condizioni normali di temperatura e di pressione(25°C e 1 atmosfera circa) in tre diversi stati fisici solido,liquido,aeriforme: presentano in particolare: SOLIDO:volume e forma propri LIQUIDO:volume proprio,forma recipiente AERIFORME:senza forma e volume propri

86 Solido:Forma e volume proprio
Liquido:Volume proprio,forma recipiente A:Forma e volume recipiente

87 Lo stato fisico della materia dipende da un equilibrio
tra la energia cinetica delle particelle costituenti il corpo (energia variabile con la temperatura) che tende separare le particelle costituenti il corpo e la forza di attrazione interparticellare che dipende dalla natura del corpo e dalle forze elettrostatiche presenti

88 Nel solido la attrazione interparticellare supera la
energia cinetica:le particelle sono in continua vibrazione ma mantengono una posizione costante nel liquido la attrazione interparticellare equivale alla energia cinetica:le particelle possono cambiare continuamente posizione ma rimangono nell’insieme ancora unite nell’aeriforme la energia cinetica supera la attrazione interparticellare : le particelle possono liberamente allontarsi tra di loro

89 Nei solidi le particelle possono essere di varia natura
come pure di conseguenza le forze agenti tra particelle solidi ionici:ioni positivi e ioni negativi: forza di attrazione elettrostatica intensa tra ioni solidi covalenti:atomi legati con legame covalente forza tipo legame chimico molto intensa solidi molecolari:molecole neutre o polari forza debole o dipolo dipolo solidi metallici:ioni metallici ed elettroni condivisi forza variabile con la natura dei metalli

90 Stato solido:attrazione prevale su energia cinetica
Volume e forma costanti

91 Stato liquido:attrazione = energia cinetica
Volume costante e cambiamento di forma

92 Aeriforme:attrazione minore di energia cinetica
Cambia la forma e il volume

93 Esempio:H20 e H2S a parità di condizioni
avendo la stessa temperatura hanno la stessa energia cinetica: ma H2O risulta liquida e H2S aeriforme causa:le molecole di H2O interagiscono fortemente come dipoli e con legame a idrogeno le molecole di H2S interagiscono meno fortemente solo come deboli dipoli

94 Il passaggio da uno stato fisico all’altro avviene se si
interviene sulla energia cinetica(variabile con la temperatura) restando pressochè costante la interazione tra le particelle FUSIONE :da solido a liquido fornendo energia VAPORIZZAZIONE:da liquido ad aeriforme fornendo energia LIQUEFAZIONE:da aeriforme a liquido togliendo energia CONDENSAZIONE:da vapore a liquido togliendo energia SOLIDIFICAZIONE:da liquido a solido togliendo energia SUBLIMAZIONE:da solido ad aeriforme fornendo energia BRINAMENTO:da aeriforme a solido togliendo energia

95 SUBLIMAZIONE FUSIONE VAPORIZZAZIONE solido liquido aeriforme SOLIDIFICAZIONE CONDENSAZIONE LIQUEFAZIONE BRINAMENTO

96 Risulta evidente che la diversità dei punti fissi di
fusione,solidificazione,ebollizione e altre caratteristiche delle sostanze pure sono collegabili alla diversa intensità delle forze interparticellari che deve essere superata fornendo o togliendo energia cinetica: anche la diversa solubilità delle sostanze tra loro e collegabile alla natura e intensità dei legami chimici e delle forze interparticellari

97 fine presentazione arrivederci

98 solubilità delle sostanze

99 La solubilità di una sostanza in un’altra dipende
fondamentalmente dalla loro natura e dalle interazioni che si possono originare tra le particelle del solvente e quelle del soluto generalmente si può applicare la regola: solvente polare solubilizza soluto polare es.H20 + HCl solvente non polare solubilizza soluto non polare es.Benzolo + Iodio

100 Meccanismo di solubilizzazione in generale:
es.soluto solido e solvente liquido…NaCl + H2O il sale NaCl è costituito da un reticolo tridimensioale con alternanza di ioni positivi Na+ e ioni negativi Cl- tra i quali agisce una forza di attrazione elettrostatica di intensità notevole,a temperatura ambiente E’ possibile trasformare il solido ionico fornendo energia (calore)che aumentando il moto vibratorio degli ioni permette di vincere la reciproca attrazione e trasformarsi nello stato liquido,fuso

101 La molecola dell’acqua risulta fortemente polarizzata:
posta a contatto con la superficie del solido ionico si rende possibile una interazione tra la parte positiva dell’acqua e gli ioni negativi del solido,come pure tra la parte negativa dell’acqua e quella positiviva del solido Se tale interazione supera la attrazione elettrostatica esistente tra gli ioni,il solido perde gradualmente gli ioni che passano in soluzione circondati da un numero variabile di molecole di acqua:si formano dei complessi subsferici con una superficie carica con lo stesso segno dello ione centrale:si hanno degli ioni idratati(o solvatati)

102 Ioni idradati + - + + - - - + NaCl H2O

103 Lo iodio,non polare,non risente della attrazione da parte
delle molecole polari dell’acqua,e quindi le molecole dello iodio rimangono tra loro unite nel solido iodio H2O

104 Lo iodio,non polare, risente della attrazione da parte
delle molecole non polari del benzolo con le quali si stabilisce una interazione debole,che se supera quella pure debole tra le molecole dello iodio solido permette la solubilizzazione Iodio solvatato iodio benzolo

105 fine presentazione arrivederci indice

106 reazioni chimiche

107 Ossido basico=metallo + ossigeno
Ca+O---> CaO 2Na+O--->Na2O

108 Ossido acido=non metallo + ossigeno
S + O2 ---> SO2 C + O2 ---> CO2

109 Idruro=metallo +idrogeno
Mg + 2H ---> MgH2 K+H--->KH

110 Idracido=idrogeno+alogenuro
S + 2H ---> H2S H+F--->HF

111 Idrossido=ossido basico+acqua
CaO Ca(OH)2 H2O

112 Ossiacido=ossido acido + H2O
SO2 H2SO3 H2O

113 Sale=metallo+radicale acido
H2SO3 SO3 K K2SO3

114 Metallo+acido--->sale + idrogeno
2K + H2SO > K2SO4 + H2 H2SO4 K K2SO4 H2

115 Ossido basico+acido--->sale + acqua
K2O + H2SO4 ---K2SO4 + H2O H2SO4 K2O K2SO4 H2O

116 Idrossido + acido ---> sale + acqua
2KOH + H2SO4 ----> K2SO4 + 2H2O H2SO4 KOH K2SO4 H2O

117 Ossido basico + ossido acido --> sale
CaO + SO3 ----> CaSO4 SO3 CaO CaSO4

118 idrossido + ossido acido --> sale + acqua
2KOH + SO3 ----> K2SO4 + 2H2O SO3 KOH K2SO4 H2O

119 Sale1 + acido1 ----> sale2 + acido2 AgNO3 + HCl ---> AgCl + HNO3

120 Sale1 + sale2 ----> sale3 + sale4 AgNO3 + KCl ---> AgCl + KNO3

121 fine presentazione arrivederci