Il Legame chimico e i composti

Presentazione sul tema: "Il Legame chimico e i composti"— Transcript della presentazione:

1 Il Legame chimico e i composti

2 Teoria del legame di Lewis
I gas nobili (ultima colonna a destra: elio, neon, argon, kripton, xenon e radon) sono considerati «inerti»: non partecipano ad alcuna reazione chimica (salvo casi eccezionali sperimentati in laboratorio). In natura esistono come gas elementari monoatomici, non sono combinati con altri elementi. La loro configurazione elettronica esterna, per tutti, è s2 p6. (otto elettroni sul livello esterno). Un’altra scoperta chiave fu che molti composti esistenti in natura sono costituiti dalla combinazione di atomi che, nel legame con altri, tendono ad assumere la stessa configurazione elettronica esterna del gas nobile più vicino nella tavola periodica.

3 Il sale da cucina Lewis, attraverso esperienze di elettrochimica, dimostrò che il sale da cucina (NaCl) è formato da un numero pari di ioni positivi, Na+, e ioni negativi Cl-. Se nell’acqua sciogliamo del sale da cucina e immergiamo due elettrodi collegati ad un circuito… Al catodo (-) si formerà una patina di sodio Na. Segno evidente che, in soluzione, ha carica + All’ anodo (+) si formeranno bollicine di gas cloro Cl. Segno evidente che, in soluzione, ha carica - elettrodo positivo (+) elettrodo negativo (-) + + Cl + Na + + + Un atomo può acquistare una carica elettrica se modifica il numero di elettroni + + + + L’Na deve aver perso elettroni Il Cl deve aver acquistato elettroni 3

4 L’atomo di sodio Na ha numero atomico Z = 11.
Senza considerare la teoria degli orbitali (s, p, d, f), possiamo rappresentare, grossolanamente, la configurazione elettroni nei diversi livelli… Se perde un elettrone… Na Na e- …e con il 2° livello rispetta l’ottetto! …perde il 3° livello… …si carica positivamente (ione +)… 4

5 L’atomo di cloro ha numero atomico Z=17
Senza considerare la teoria degli orbitali (s, p, d, f), possiamo rappresentare, grossolanamente, la configurazione elettroni nei diversi livelli… Se acquista un elettrone… Cl e Cl- …si carica negativamente (ione -)… …e nel 3° livello raggiunge l’ottetto! 5

6 Moltissimi composti sono spiegabili come il sale da cucina.
Questa e altre dimostrazioni portarono Lewis a enunciare la sua teoria del legame chimico, sintetizzata nella famosa regola dell’ottetto Un atomo, per essere stabile, si combina con altri atomi (della stessa o di natura diversa) cedendo oppure acquistando oppure condividendo un certo numero di elettroni in modo tale da averne 8 nel livello più esterno (s2 p6) assomigliando al gas nobile più vicino nella tavola periodica, fatta eccezione per gli elementi prossimi all’elio (tendono ad avere 2 elettroni).

7 Il legame ionico In tutti i sali (come lo è il cloruro di sodio) vi è un passaggio netto di elettroni da un atomo all’altro, con conseguente formazione di ioni. Per tal motivo questi composti si definiscono ionici. Ioni + e ioni – si tengono uniti per semplice attrazione elettrostatica (legame ionico) e, allo stato solido, si sistemano in reticoli tridimensionali con forme geometriche particolari (cristalli). Il legame ionico si stabilisce tra Metalli e non metalli

8 Legame covalente Generalmente i metalli tendono a cedere elettroni, diventando ioni +, ai non metalli, che diventano ioni –, raggiungendo entrambi la configurazione ideale (l’ottetto al livello esterno) Si tratta di una tendenza, di una regola generale e, come tutte le regole, esistono eccezioni (e sono tante): esistono composti in cui solo una percentuale di molecole riesce a ionizzarsi (ad esempio gli acidi e le basi o, addirittura, l’acqua, se pur in percentuale bassissima) Nelle molecole non «ionizzate», gli atomi che le compongono «trovano» un specie di compromesso che permette loro di «avvicinarsi» quanto più possibile all’ottetto esterno, senza raggiungerlo definitivamente. Tale «compromesso» prevede la condivisione di una o più coppie di elettroni.

9 L’atomo di H, Z=1 e l’atomo di Cl, Z=17 e
Ogni atomo «mette in comune» un proprio elettrone formando una coppia che orbiterà attorno ad entrambe gli atomi. Per la teoria quantistica, si formerà un nuovo orbitale (zona di probabilità) attorno ai due atomi: l’orbitale molecolare Gli elettroni condivisi vengo definiti elettroni di legame in quanto costringeranno i due atomi a restare «legati». Il legame risultante viene definito: legame covalente In questo modo i due rispettano entrambi la regola dell’ottetto Il legame covalente si forma tra non metalli 9

10 Maggiore è la Δel, più alta sarà la polarizzazione del legame.
La natura del legame tra due atomi, si può prevedere semplicemente calcolando la differenza delle loro elettronegatività Δel Δel = 0 : si ha la stessa probabilità di trovare gli elettroni di legame su uno o sull’altro atomo  Legame covalente neutro o apolare o omopolare Δel > 0 : ci sarà maggior probabilità di trovare gli elettroni dalla parte dell’atomo con maggior elettronegatività  Legame covalente polare o eteropolare. Δel > 1,7 : l’atomo più elettronegativo «strapperà» elettroni (almeno 1) all’altro atomo  Legame ionico. Legami covalenti N.B. Nel legame covalente polare le cariche elettriche sono solo parziali (non intere) e non possono esistere separate, al contrario del legame ionico (cariche intere e separabili) Maggiore è la Δel, più alta sarà la polarizzazione del legame.

11 Il legame covalente si rappresenta con le formule di Lewis.
Ogni atomo è rappresentato dal suo simbolo chimico letterale. Gli elettroni dell’ultimo livello si rappresentano con puntini (accoppiati quelli che si trovano nello stesso orbitale). Gli elettroni accoppiati possono essere rappresentati con una sola linea Le coppie condivise (quelle di legame) sono rappresentate da linee tra i due atomi. Esistono, infine legami covalenti: Semplici: una sola coppia di elettroni condivisi Doppi: due coppie Tripli: tre coppie

12 Il legame dativo o di coordinazione
Il legame covalente, solitamente, si forma per condivisione di una coppia di elettroni in cui ogni atomo mette a disposizione un proprio elettrone. Esistono casi in cui i due elettroni condivisi provengono da un solo atomo. Ammoniaca Ione ammonio Il legame dativo (o di coordinazione) spesso viene indicato con una freccia (dal donatore all’accettore) per evidenziare la sua particolare formazione, ma non ha alcuna differenza chimico-fisica con il legame covalente propriamente detto. Per la sua formazione è necessario che il donatore abbia nell’ultimo livello una coppia (doppietto) di elettroni libera (non impegnata in legami) e che l’accettore disponga (sempre nell’ultimo livello) di un orbitale vuoto.

13 Il legame metallico I metalli, tra loro, formano un legame di particolare natura: il legame metallico. Ogni atomo del materiale metallico mette a disposizione di tutti gli altri i propri elettroni di legame. Si viene, cioè, a creare una sorta di orbitale molecolare unico che «abbraccia» tutti gli atomi del materiale metallico e che contiene tutti gli elettroni di legame (è anche detta «banda metallica»). Un’altra immagine, forse più efficace, è quella che vede gli atomi (contrassegnati con il +) sistemati a formare una fitta rete (reticolo metallico) dentro la quale si muovono liberamente tutti gli elettroni di legame. Grazie a questa particolare situazione, gli elettroni di legame possono trovarsi e spostarsi il qualsiasi zona del materiale: questo spiega le proprietà chimico-fisiche dei metalli: conducibilità elettrica, termica, duttilità, malleabilità, alte t° di fusione ecc.

14 I composti chimici Il numero sempre più crescente di sostanze conosciute, in particolare composti, richiedeva ai chimici sistemi di classificazione e assegnazione di nome in modo chiaro, univoco e immediato. Molta fortuna ebbero i criteri introdotti da Lavoisier che, se pur perfezionati, sono ancora oggi utilizzate per la cosìdetta Nomenclatura Tradizionale. Nel XIX secolo, data la sintesi di molti nuovi composti i criteri di Lavoisier non bastarono più per cui, intorno agli anni ‘40 del secolo scorso, La IUPAC (International Union of Chemistry Pure and Applied) introdusse una notazione: la notazione di Stock. Negli anni ‘70, sempre la IUPAC, con la finalità di semplificare il tutto, ha riscritto criteri e regole rendendo ufficiale una nuova nomenclatura: la nomenclatura razionale o IUPAC Sebbene l’intenzione era quella di «eliminare» la nomenclatura tradizionale e la notazione di Stock, il mondo scientifico non ha mai rinunciato a nessuna delle due.

15 Nomenclatura tradizionale - Classificazione
Binari (solo due specie atomiche) Con H Con O Sali Met + H Idruri metallici o ionici In acqua liberano ioni H- (ione idruro) [NaH, CaH2, MgH2] Met + O Ossidi basici Reagiscono con le molecole di acqua formando idrossidi in grado di liberare ioni OH- (ione ossidrile tipico delle basi). Met + Non Met Sali binari In acqua si dissociano formando ioni Met+ e ioni Non met – Si considerano derivati dagli idracidi per sostituzione dell’H con un metallo Semimet + H Idruri covalenti In acqua non si dissociano. [SiH4, PH3, CH4] Si ottengono per combustione o ossidazione lenta. [MgO, CaO, Na2O] NonMet + O Ossidi acidi (anidridi) Reagiscono con le molecole di acqua formando acidi ossigenati in grado di liberare ioni H+ (ione idrogeno tipico degli acidi). H + Non Met Idracidi In acqua liberano ioni H+ (ione idrogeno) [HCl, HI, H2S] Si producono in vari modi: - Facendo reagire idracidi sui metalli Facendo reagire anidridi con ossidi [MgCl2, AlCl, Na3I] Si producono per reazione degli elementi con l’idrogeno gassoso Si ottengono per combustione o ossidazione lenta [CO2, SO3, Cl2O7]

16 Nomenclatura tradizionale – nomi dei Binari con l’H
Met + H e SemiMet + H Nome  Idruro di … [nome dell’elemento] In caso esistano due o più idruri (contraddistinti dal diverso numero di H nella molecola) dello stesso elemento, occorre sostituire al complemento di specificazione l’aggettivo corrispondente che deve iniziare con un prefisso e terminare con uno suffisso secondo lo schema: In caso di esistenza di soli due idruri, si usano le due regole centrali dello schema (non si usano i prefissi) In caso di 3 idruri si usano i primi 3 (non si usa il prefisso per- Ipo- aggettivo -oso (n. di H più basso) aggettivo –oso (n. H medio/basso) aggettivo -ico (n. H medio/alto) Per- aggettivo –ico (n. di H più alto) Unici: NaH = idruro di sodio, AlH3= idruro di alluminio, MgH2=idruro di magnesio Plurimi: FeH2 = idruro ferroso, FeH3=idruro ferrico VH2= Idr. ipovanadioso, VH3=Idr. Vanadioso, VH4=Idr. Vanadico, VH5=Idr. Pervanadico Nomi particolari: BH3=borano, SiH4=silano, PH3=fosfina, AsH4=arsenina, CH4= metano H+ NonMet Nome  Occorre usare il sostantivo Acido accompagnato dall’aggettivo dell’elemento che terminerà con il suffisso -idrico HCl=acido cloridrico, HI=acido iodidrico, H2S=acido solfidrico, HBr=acido bromidrico.

17 Nomenclatura tradizionale – nomi dei Binari con l’O
Met + O Nome  Ossido di … [nome dell’elemento] In caso esistano due o più ossidi dello stesso elemento, occorre seguire le regole e lo schema indicato per gli idruri solo che, invece del numero degli H, qui si considera il rapporto tra il numero di O e quello dell’elemento stesso (ovvero il numero di atomi di ossigeno per atomo di metallo) Unici: Na2O = Ossido di sodio, Al2O3= Ossido di alluminio, MgO= Ossido di magnesio Plurimi: FeO = Ossido ferroso (rapp.= 1), Fe2O3= Ossido ferrico (rapp.=1,5) VO= Ossido Ipovanadioso (rapp.=1), V2O3= Ossido Vanadioso (rapp..=1,5), VO2= Ossido Vanadico (rapp.=2), V2O5= Ossido Pervanadico (rapp.=2,5) NonMet + O Nome  Anidride di … [nome dell’elemento] In caso di due o più anidridi dello stesso elemento si seguono le regole precedentemente descritte per gli ossidi. SO2=anidride solforosa, SO3=anidride solforica Cl2O=anidr. Ipoclorosa, Cl2O3=anidr. clorosa, Cl2O5=anidr. clorica, Cl2O7= anidr. perclorica

18 Eccezioni Il cromo, Cr, pur essendo un metallo, con l’ossigeno forma, oltre che ossidi, anche un’anidride: L’anidride cromica Cr2O3 che ha il più alto rapporto di O e che, in acqua, diventa un acido forte (acido cromico). Il manganese, Mn, anche lui è un metallo e con l’O forma ossidi, ma esistono due composti (che hanno il rapporto di O più alto) che si comportano da anidridi: MnO3 ed Mn2O7 che, in acqua, danno acidi (acido manganico e permanganico). Il carbonio, C, e l’azoto, N, formano anidridi che, in acqua formano acidi, ma anche composti (quelli con più basso rapporto di O) che, in acqua non danno acidi (il monossido di carbonio CO e gli ossidi d’azoto N2O, NO, N2O3)

19 Il numero di ossidazione (nox)
Il numero di H (per gli idruri) e il numero del rapporto O/metallo (O/non metallo) sono stati sostituiti, prima con il concetto di valenza (corrisponde al numero di legami che un atomo forma in un composto) e, poi, con quello di numero (o stato) di ossidazione, nox. Numero (o stato) di ossidazione Carica elettrica formale (reale o apparente) che si assegna ad ogni atomo di una molecola considerando gli elettroni di legame sull’atomo più elettronegativo. Senza ogni volta controllare quale sia l’atomo più elettronegativo, si sono elaborate alcune regole «pratiche» di assegnazione del nox nei composti più diffusi Nelle sostanze elementari (atomi uguali) nox=0 I metalli hanno nox positivo (uno o più) I non metalli possono avere un solo nox negativo e uno o più positivi L’ossigeno nei composti ha nox = -2 tranne nei seguenti casi: Nel fluoruro d’ossigeno F2O  nox=+2 Nei perossidi (H2O2, Na2O2, K2O2)  nox=-1 L’idrogeno nei composti ha nox=+1 tranne negli idruri metallici (o ionici) dove il suo nox=-1 La somma dei nox di tutti gli atomi deve risultare 0 in caso di composti molecolari neutri; deve risultare il valore della carica nel caso di composti ionici. Il numero di ossidazione sostituisce quello di H o quello di O/metallo (o non metallo) si usa per l’assegnazione del nome secondo lo schema solito (ipo….oso, oso, ico, per….ico)

20 Nomenclatura tradizionale – nomi dei Sali Binari
Met + Non Met Nome  Aggettivo del Non Met, + uro di … [nome dell’elemento] Questi composti hanno come non metallo uno tra i seguenti: Fluoro F, cloro Cl, bromo Br, Iodio I e zolfo S. tranne l’ultimo, gli altri sono definiti alogeni (in greco significa generatori di sale) Ovviamente in caso di più composti con gli stessi elementi, si segue lo schema solito. Unici: NaCl = cloruro di sodio, AlBr3= bromuro di alluminio, MgI2= ioduro di magnesio Plurimi: FeS = solfuro ferroso, Fe2S3= solfuro ferrico, FeCl2= cloruro ferroso, FeCl3= cloruro ferrico, Cu2S= solfuro rameoso CuS= solfuro rameico

21 Nomenclatura tradizionale Classificazione
Ternari (Tre specie atomiche) I ternari propriamente detti sono quelli in cui è presente l’ossigeno O con H e Metallo O con H e Non Met. O con Met. e Non Met. Met + OH Idrossidi In acqua liberano ioni OH- (ione ossidrile, caratteristico delle basi) H + Non met + O Acidi ossigenati In acqua liberano H+ (ione idrogeno, tipico degli acidi). Met + Non Met + O Sali ossigenati In acqua si dissociano formando ioni Met+ e ioni formati dal gruppo rimanente (Non met+O)– Si considerano derivati dagli acidi ossigenati per sostituzione degli H con i metalli Si ottengono per reazione degli ossidi (o anche dei metalli puri) con l’acqua [NaOH, Ca(OH)2, Al(OH)2] Si ottengono in vari modi: -Facendo reagire l’acido ossigenato sui metalli: -Anidridi + idrossidi -Acidi + idrossidi [K2SO4, Pb(NO3)2, Ca3(PO3)2] Si ottengono per reazione delle anidridi con l’acqua [H2SO4, HNO3, H3PO3]

22 Nomenclatura tradizionale – nomi dei ternari
Met + OH (idrossidi) Nome  Idrossido di … [nome dell’elemento] In caso esistano due o più ossidi dello stesso elemento, si segue lo schema solito Unici: NaOH = Ossido di sodio, Al2O3= Ossido di alluminio, MgO= Ossido di magnesio Plurimi: FeO = Ossido ferroso, Fe2O3= Ossido ferrico VO= Os. ipovanadioso, V2O3= Os. Vanadioso, VO2=Os. Vanadico, V2O5=Os. pervanadico H + NonMet + O Nome  acido + aggettivo del non metallo + suffisso (vedi solito schema) H2SO3=acido solforoso, H2SO4=acido solforico HClO=acido Ipocloroso, HClO3=acido cloroso, HClO5=acido clorico, HClO7= acido perclorico Come scritto prima, gli acidi ossigenati si ottengono per reazione delle anidridi con l’acqua. La maggior parte delle anidridi reagiscono con rapporto 1: 1 (1 molecola di anidride con 1 di acqua).

23 Acidi differenti dello stesso non metallo avente lo stesso numero di ossidazione.
Alcune anidridi possono reagire con più molecole d’acqua. E’ il caso, ad esempio, dell’anidride fosforica P2O5. 1 molecola di anidride in reazione con: 1 molecola d’acqua forma l’acido meta-fosforico 2 molecole d’acqua forma l’acido piro-fosforico 3 molecole d’acqua forma l’acido orto-fosforico L’uso dei prefissi meta-, piro-, orto- differenziano i tre composti: non vale lo schema solito in quanto il fosforo P mantiene lo stesso numero di ossidazione. Lo stesso comportamento lo hanno le anidridi di: arsenico, silicio, antimonio e boro.

24 Met + NonMet + O (sali ossigenati)
Nome  Prefisso + [Aggettivo del non metallo] –suffisso di … [nome dell’elemento] Per i prefissi e i suffissi occorre ricavare il nox del non metallo e seguire lo schema Ipo- aggettivo -ito (nox più basso) aggettivo –ito (nox medio/basso) aggettivo -ato (nox medio/alto) Per- aggettivo –ato (nox più alto) In caso di metalli con più nox, Il complemento di specificazione va sostituito con l’aggettivo relativo al metallo, seguendo il solito schema (ipo….oso, oso, ico, per….ico) K2SO3=solfito di potassio, Na2SO4= solfato di sodio Ca(ClO)2=ipoclorito di calcio, Fe(Cl2O3)3=clorito ferrico, KCl2O5=clorato di potassio Fe(Cl2O7)2= perclorato ferroso

25 Casi particolari Come già scritto, i Sali si considerano derivati dagli acidi per sostituzione degli H con un metallo. Gli acidi che hanno più idrogeni possono: Sostituire tutti gli H con un solo tipo di metallo si ottengono Sali semplici Possono sostituire tutti gli H con due o più tipi di metalli  i Sali ottenuti vengono definiti doppi (o tripli) Possono sostituire solo parte degli H  si ottengono Sali mono o bisostituiti (hanno comportamento basico) Nel caso 2. si usano i termini doppio o triplo NaKSO3  doppio solfato di sodio e potassio, LiKNaPO3 fosfato triplo di litio, potassio e sodio. Nel caso 3., la nomenclatura tradizionale (Lavoisier) prevede di inserire il prefisso bi- (anche se può ingannare) NaHCO3  bicarbonato di sodio; NaHSO2 bisolfito di sodio.

26 Fe(OH)2 = idrossido di ferro (II), Fe(OH)3=idrossido di ferro (III),
Notazione di Stock L’artificiosità delle regole della nomenclatura tradizionale e la sintesi di nuovi composti in cui diversi elementi presentano più di 4 numeri di ossidazione, ha spinto la IUPAC a «semplificare» le regole. Con la notazione di Stock, si rinuncia all’uso dello «schema» di Lavoisier: Si conserva la classificazione tradizionale e l’ordine dei simboli nelle formule molecolari. Si conserva l’uso del complemento di specificazione (eventualmente sostituito dall’aggettivo con il suffisso -ico o –ato) Si eliminano i prefissi ipo- e per-, nonché i suffissi –oso e –ito Si conservano i numeri di ossidazione che vengono esplicitati in forma romana tra parentesi, dopo il nome o l’aggettivo dell’elemento. Fe(OH)2 = idrossido di ferro (II), Fe(OH)3=idrossido di ferro (III), H2SO3= acido solforico (IV), H2SO4= acido solforico (VI) Cu(ClO3) = clorato (V) di rame (I), Cu(ClO)2 = Clorato (I) di rame (II)

27 Nomenclatura razionale
La notazione di Stock non convinceva più di tanto, semplificava i nomi ma non dava immediatezza al passaggio dalla formula al nome e viceversa. Occorreva eliminare il ricorso al numero di ossidazione (è il passaggio più complesso e lungo). Fu operata un’altra drastica semplificazione delle regole: Si cercò di eliminare la notazione di Stock (sebbene oggi sia permessa) In sua vece furono introdotti i prefissi mono-, di-, tri, tetra-, pensa-, esa-, epta riferiti agli indici delle formule (indicanti il numero di atomi o gruppi atomici). I composti binari dell’ossigeno furono classificati tutti come ossidi (anche le anidridi) Gli idracidi furono nominati come i Sali binari (Cloruro di idrogeno, disolfuro di idrogeno, ioduro di idrogeno, bromuro di idrogeno, fluoruro di idrogeno) Gli acidi ossigenati furono chiamati con i prefissi indicanti il numero di O seguiti dal termine –osso (triosso, tetraosso, pentaosso ecc.) e completati con l’aggettivo terminante con –ico del non metallo (acido tetraosso solforico, acido monosso clorico) I Sali ossigenati furono chiamati con lo stesso criterio degli acidi ossigenati, ma con l’aggettivo terminante con –ato seguito dal nome del metallo (tetraossosolfato di sodio, triossofosfato di alluminio).

28 Esempi nomenclatura IUPAC
a)SO2; b) SO3; c) SnO; d) Al2O3; e) P2O5; f) PbO2 a)Diossido di zolfo; b) triossido di zolfo; c) triossido di dialluminio; d) pentaossido di difosforo a) H2SO4 ; b) H2CO3 ; c) HClO3 ; d) HNO2 a)Acido tetraossosolforico (permesso anche: tetraossosolfato di diidrogeno); b) Acido triossocarbonico (permesso: triossocarbonato di diidrogeno); c) tacido triossoclorico (permesso: triossoclorato di monoidrogeno); d) acido diossonitrico (permesso: diossonitrato di diidrogeno) a) CaSO3; b) ZnCl2; c) Na2CO3 ;  d) KH2PO3; e) Ca3(PO3)2 a) triossosolfato di mono calcio; b) Dicloruro di monozinco c) Triossocarbonato di disodio d) Triossofosfato di monopotassio e di diidrogeno e) Ditriossofosfato di tricalcio