Legame a ponte di idrogeno

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 covalenti20-40 kJ mol-1

Esiste una densità elettronica tra i due atomi, NON è uguale al legame ionico! E’ assimilabile ad un debole legame chimico

Legame a idrogeno e proprietà fisiche

ConcettiLegame covalente

Polarità di legame

VSEPR

Formule di struttura

Legame ionico

Legame di coordinazione

Legame metallico

Legame a idrogeno

Tipi di legame e ordine di legame

Contributo % delle varie forze di van der Waals al legame

intermolecolare(x10-30 Cm)

(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 3

HI 1.40 5.44 99.5 0.5

NH3 4.87 2.26 45 50 5

H2O 6.17 1.59 77 19 4

Le forze intermolecolari

Interazioni di Van der WaalsInterazioni deboli Forze di London

Legame a idrogeno

Sostanze elementariTutti 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!

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.

Struttura a catena del Se

Struttura di S8

Struttura del P4 Struttura del fosforo nero

PERCHE’?

Quale é la relazione tra strutture elementari cosi “esotiche” e la configurazione elettronica dell’elemento?

C P S Cl

Stechiometria

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-, Cr2O7

2-

Numero di ossidazione

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

La somma dei n. ox è uguale alla carica della specie studiata. Per un composto neutro è =0

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.

Numero di ossidazione

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.

Il Fluoro ha sempre n. ox= –1

Numero di ossidazione

L’Azoto è l’unico elemento che puo’ assumere TUTTI i numeri di ossidazione possibile, da –3 a +5.

Per ogni non metallo è possibile definire i valori piu’ comuni del n.oxEs: 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

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 ossigenoEs: CO, CO2; NO, NO2; SO2, SO3.

NO2-, NO3

-, SO4 2-, SO3

2-

Numero di ossidazione

Es: C, 14 gruppo, puo’ andare da –4 a +4F el 17 gruppo, puo’ andare da –1 a +7

…..

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

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

Numero di ossidazioneNumeri 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 !

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+1

Mg+2

Al+3

Si+4

P+5,+3

S+6,+4,-2

Cl+7,+5,+3,+1,-1

K+1

Ca+2

Ga+3

Ge+4

As+5,+3

Se+6,+4,-2

Br+5,+3,+1,-1

Rb+1

Sr+2

In+3

Sn+4,+2

Sb+5,+3

Te+6,+4,-2

I+7,+5,+1,-1

Cs+1

Ba2+

Tl+3,+1

Pb+4,+2

Bi+5,+3

Dalla formula di struttura il n. di ox

Na2S2O8

NaN3

HCN

N2O

K2S2O3

POCl3

N2O3

O3

Reazioni chimiche

Reazioni chimicheUna 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!

Esempio

C + O2 CO2

2C + O2 2CO

In eccesso di ossigeno

In difetto di ossigeno

Entrambe possono accadere

Esempio

Esempi: reazioni di attacco acido

Cu + H2SO4 CuSO4 + H2

Zn + H2SO4 ZnSO4 + H2avviene

NON avviene

Cu + 2H2SO4 CuSO4 + SO2 + 2H2O

avviene

Cu + SO42-

+ 4H+ Cu2+ + SO2 + 2H2O formalismo corretto

FormalismoLe sostanze pure devono essere scritte nelle loro formule minime o molecolariEs: Zn, S,

Solo le specie che prendono parte ad una reazione devono essere scritte. Es di precipitazione

Quando le reazioni avvengono in soluzione, le sostanze devono essere scritte in funzione delle specie effettivamente presenti in soluzione Es: base, acido, o sale

BilanciamentoLa 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 destraEs idrossidi

Alcune reazioni

Consideriamo diverse classi di reazioni, quali

-Acido-base--Reazione di complessazione--Reazioni di precipitazione-- di ossido-riduzione

Reazioni acido-baseTrasferimento di un protone da una specie (acido) ad un’altra (base) (modello di Broensted)

CH3COOH + NH3 CH3COO- + NH4+

Il bilanciamento è intuitivo e semplice

Liberare la mente dai pensieri sbagliati…

Cosa accade quando ho in soluzione HCl e NaOH?

Reazioni di complessazione

Es: aggiungendo una soluzione acquosa di NH3 ad un sale solubile di Ni…….

In una reazione di complessazione i leganti coordinano l’atomo centrale

Reazioni di precipitazioneUna reazione che da luogo ad un composto insolubile che si separa dalla soluzione

I composti insolubili si scrivono come formula minima NON come specie ioniche.

Es NaCl, BaSO4 in soluzione..?

Es: acido-base con un sale insolubile, solfuri….

Nota l’esempio dei solfuri in soluzione o in fase gassosa

Reazioni di Ossido-riduzione

Reazioni in cui almeno una coppia di atomi cambia numero di ossidazione

OSSIDARSI significa perdere elettroniRIDURSI 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

Reazioni di Ossido-riduzione

Una specie che si ossida è un riducente

Una specie che si riduce è un ossidante

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

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

Criteri per il bilanciamento delle reazioni di ossidoriduzione

4.Bilanciare gli elettroniCalcola 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 ossigenoAggiungendo a sn o a dx H2O

7. Verificare che tutte le masse siano bilanciate

Esempi

Zn + H+

MnO4- + Fe+2 H+

Cu + H2SO4

Cr3+ +H2O2

Cl+ OH-Na+ H2O

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

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 ……