Corso di orientamento e preparazione ai Corsi di Laurea della Scuola di Medicina ad
accesso programmato a.a. 2019/2020
CHIMICA
«Nulla si crea, nulla si distrugge, ma tutto si trasforma.»
(Antoine-Laurent de Lavoisier)
La chimica è la scienza che studia la composizione della materia e il suo
comportamento in base a tale composizione.
Alessio Cesaretti, PhD Email: [email protected]
Programma • La costituzione della materia: gli stati di aggregazione della materia; sistemi eterogenei e sistemi
omogenei; composti ed elementi.
• Le leggi dei gas, le proprietà dello stato liquido; le leggi ponderali.
• La struttura dell'atomo: particelle elementari; numero atomico e numero di massa, isotopi. La teoria
atomica da Bohr alla meccanica quantistica; la configurazione elettronica degli atomi dei vari elementi.
• Il sistema periodico degli elementi: gruppi e periodi; elementi di transizione; proprietà periodiche degli
elementi: raggio atomico, potenziale di ionizzazione, affinità elettronica; metalli e non metalli; relazioni tra
struttura elettronica, posizione nel sistema periodico e proprietà.
• Il legame chimico: legame ionico, legame covalente; polarità dei legami; elettronegatività. Le forze
intermolecolari.
• Fondamenti di chimica inorganica: nomenclatura e proprietà principali dei composti inorganici: ossidi,
idrossidi, acidi, sali.
Programma • Le reazioni chimiche e la stechiometria: peso atomico e molecolare, numero di Avogadro, concetto di
mole, calcoli stechiometrici elementari, bilanciamento di reazioni, vari tipi di reazioni chimiche.
• La termodinamica chimica; la cinetica chimica. L’equilibrio.
• Le soluzioni: proprietà solventi dell'acqua; solubilità; principali modi di esprimere la concentrazione delle
soluzioni. Le proprietà colligative.
• Ossidazione e riduzione: numero di ossidazione, concetto di ossidante e riducente.
• Acidi e basi: concetti di acido e di base; acidità, neutralità, basicità delle soluzioni acquose; il pH.
• Fondamenti di chimica organica: legami tra atomi di carbonio; idrocarburi alifatici, ciclici e aromatici; i
gruppi funzionali.
Le Leggi ponderali
Nell’Ottocento, John Dalton ipotizzò il primo
modello atomico su basi sperimentali, a cui
seguirono gli studi di Antoine Lavoisier e di
Joseph-Louis Proust.
Lavoisier studiò sperimentalmente le
trasformazioni chimiche arrivando a enunciare la
LEGGE DI CONSERVAZIONE DELLA MASSA
In una reazione chimica, la massa dei
reagenti è esattamente uguale alla massa
dei prodotti
Le Leggi ponderali
Le Leggi ponderali
𝒁𝒏 + 𝑺 → 𝒁𝒏𝑺
REAGENTI PRODOTTI
Proust scompose numerosi composti minerali negli elementi costitutivi
misurandone le diverse quantità e proporzioni, arrivando a enunciare la:
LEGGE DELLE PROPORZIONI DEFINITE
In un composto, il rapporto tra le
masse degli elementi che lo
costituiscono è definito e costante.
Le Leggi ponderali
Le Leggi ponderali
Le Leggi ponderali
𝑚𝐶𝑙: 𝑚𝐶𝑢 = 1.12 ∶ 1
Dalton osservò che alcune coppie di elementi possono combinarsi tra loro in
modi diversi e dare origine a più di un composto.
Dalton arrivò così a enunciare la LEGGE DELLE PROPORZIONI MULTIPLE.
Le Leggi ponderali
Quando un elemento si combina con la stessa massa di un secondo elemento
per formare composti diversi, le masse del primo elemento stanno fra loro in
rapporti semplici, esprimibili tramite numeri interi piccoli.
Le Leggi ponderali
𝑚𝑂2 (𝑁2𝑂3)
𝑚𝑂2 (𝑁2𝑂)=
48 𝑔
16 𝑔=
3
1
𝑚𝑂2 (𝑁2𝑂5)
𝑚𝑂2 (𝑁2𝑂)=
80 𝑔
16 𝑔=
5
1
La teoria proposta da Dalton presuppone che:
1. la materia è fatta di atomi piccolissimi, indivisibili e indistruttibili;
2. tutti gli atomi di uno stesso elemento sono identici e hanno la stessa massa;
3. gli atomi di un elemento non possono essere convertiti in atomi di un altro
elemento;
4. gli atomi di un elemento si combinano, per formare un composto, soltanto
con numeri interi di atomi di altri elementi;
5. gli atomi non possono essere né creati né distrutti, ma si trasferiscono interi
da un composto all’altro.
Le Teorie Atomiche: Dalton
Gli elementi sono costituiti da atomi che hanno identiche proprietà
chimiche.
Una molecola è un raggruppamento di due o più atomi che ha proprietà
chimiche caratteristiche.
Le proprietà macroscopiche
• sono il risultato degli effetti cooperativi di un enorme numero di atomi e di
molecole;
Le proprietà microscopiche, ovvero le proprietà chimiche, dipendono dalla natura
degli atomi e delle molecole che costituiscono le sostanze.
Le Teorie Atomiche: Dalton
CH4 CO2
Ioni • Acquisto o perdita di elettroni: • -catione quando ha carica positiva, ha cioè perso uno o più
eletroni periferici. • -anione quando ha carica negativa, ha cioè acquistato elettroni
periferici.
Na+ Cl- Fe+ Fe2+ Cr3+ SO42- S2 -
Sodio cloruro ferro cromo solfato solfuro
La materia non è costituita soltanto da atomi e da molecole: molte sostanze
sono costituite da particelle cariche elettricamente (gli ioni).
• Gli ioni carichi positivamente (per esempio, Na+) si chiamano cationi.
• Gli ioni carichi negativamente (per esempio, Cl-)
si chiamano anioni.
I composti ionici (come i sali) sono formati da cationi e anioni.
LE FORMULE CHIMICHE Ogni molecola è rappresentata da una formula chimica che specifica la
composizione della sostanza.
La formula bruta, o grezza, di una molecola indica da quali e quanti elementi essa è costituita (per esempio, CH4, NH3, CO2 ecc.).
Teoria Atomica
Modello Atomico di Dalton (1808)
ATOMO
Particella elementare indivisibile;
Spiega le LEGGI PONDERALI.
Scoperta degli Elettroni (1897)
Modello Atomico di Thomson (1904)
MODELLO A PANETTONE (o PUDDING)
Dopo la scoperta degli elettroni (1897),
Thomson propose il modello a panettone
nel 1904.
In questo modello, l’atomo è costituito da
particelle cariche negativamente
(elettroni, e-) immerse in una matrice di
cariche positive a bilanciare.
Esperimento di Rutherford (1909)
Esperimento di Rutherford (1909)
MODELLO di RUTHERFORD
• L’atomo è composto da un nucleo centrale
in cui sono concentrate le cariche positive e
la massa; il diametro del nucleo è 100 000
volte più piccolo del diametro dell’atomo;
• Gli elettroni, carichi negativamente,
occupano lo spazio intorno al nucleo
ruotando intorno a esso;
• Il numero degli elettroni è tale da bilanciare
la carica positiva del nucleo.
Atomi - struttura particella simbolo carica (coulomb, relativa) Massa
• Protone p+ 1.6022 10-19 +1 1.67252 10-27 kg
• Neutrone n0 0 0 1.67495 10-27 kg
• Elettrone e- 1.6022 10-19 -1 9.10953 10-31 kg
• Atomo H 0.0000 0 1.6752 10-27 kg
• “ U 0.0000 0 3.94987 10-25 kg
raggio di un atomo circa 10-10 m
raggio di una particella circa 10-14 m
Numero atomico Z: n° p+
Numero di massa A: n° p+ + n° n0
ISOTOPI Gli atomi caratterizzati da stesso numero atomico e diverso numero di massa
(≠ numero di neutroni) sono detti ISOTOPI
X A
Z
Numero di massa
Numero atomico
H 1
1 C
12
6 N
14
7 O
18
8
H 1
C
12
N
14
O
18
H 1
H
2
H
3
ISOTOPI
prozio deuterio trizio
H D T
C 12
C
13
C
14
MASSA ATOMICA I pesi atomici, o meglio masse atomica relative, sono attualmente riferite all’isotopo 12C al
quale è assegnato arbitrariamente il valore di 12.000.
L’unità di massa atomica è la quantità di materia pari a 1/12 della massa del 12C, si indica
come a.m.u. (atomic mass unit) o Dalton.
La massa assoluta del 12C è pari a 1.99 x 10-23 g, quindi una a.m.u. vale 0.166 x 10-23 g
MASSA ATOMICA e ABBONDANZA ISOTOPICA
La massa molecolare è data dalla somma delle masse atomiche, per es. l’acqua, composta
da due idrogeni ed un ossigeno, H2O , ha M (massa molecolare) =
2 x 1.0079 + 15.99994 = 18.0157 a.m.u.
Se considero una quantità di elemento o composto pari alla massa molecolare espressa in
grammi avremo una mole di sostanza.
Quante a.m.u. ci sono in 1g si sostanza?
1
------------ = 6.02 x 10 23 una mole di particelle.
0.166 x 10 -23
La massa di una mole di atomi o di molecole è numericamente uguale alla massa atomica
o molecolare, rispettivamente.
MASSA MOLECOLARE e MOLE
NUMERO di AVOGADRO
Schema risolutivo per calcoli con le moli
mol
mol
gM
gmn
molare
mol
)(
Massa (grammi
o altra unità di
misura)
Numero di
atomi o
molecole
Calcolare
il numero
di moli
Amolimolecole Nnn
A
molecolemoli
N
nn
mol
gMmolngm molaremol)(
LE TRASFORMAZIONI DEL NUCLEO
L’INTERAZIONE NUCLEARE FORTE è un
tipo di interazione che lega protoni e
neutroni nel nucleo.
Senza di essa, i protoni (carichi
positivamente) si respingerebbero a
causa delle repulsione elettrostatica
tra cariche dello stesso segno.
LE TRASFORMAZIONI DEL NUCLEO
LE TRASFORMAZIONI DEL NUCLEO
DECADIMENTO ALFA α
DECADIMENTO BETA β
EMISSIONE BETA+ β+ o CATTURA
ELETTRONICA
EMISSIONE RAGGI GAMMA γ
LE TRASFORMAZIONI DEL NUCLEO
STABILITÀ dei nuclei in funzione di Z:
Se Z < 20 stabili se A ≈ 2Z
Se 20 < Z < 84 stabili se A > 2Z
Se Z ≥ 84 instabili (RADIOATTIVI)
LE TRASFORMAZIONI DEL NUCLEO
TEMPO DI DIMEZZAMENTO T½:
Tempo necessario per ridurre alla metà
la quantità di un isotopo radioattivo.
LE TRASFORMAZIONI DEL NUCLEO
T½ C-14 = 5730 anni
LE TRASFORMAZIONI DEL NUCLEO
FISSIONE NUCLEARE:
Scissione di un nucleo pesante in due
nuclei più piccoli di massa confrontabile.
Può avvenire spontaneamente o
bombardando un nucleo pesante (fissile)
con neutroni.
FUSIONE NUCLEARE:
Fusione di due nuclei
leggeri per darne uno più
pesante.
FISSIONE NUCLEARE
LA STRUTTURA DELLE PARTICELLE SUBATOMICHE
La materia è formata da due costituenti fondamentali:
FERMIONI (materia) e BOSONI (mediatori di energia).
I FERMIONI si suddividono in LEPTONI e QUARK.
Natura ondulatoria della luce: Diffrazione
La radiazione elettromagnetica
c = l ∙ n
c = 3∙108 m sec-1
Distanza Tempo
0 0
am
pie
zza
max
min
| l | 1 s
n=2 s-1
Spettro della radiazione elettromagnetica
radio televisione radar microonde infrarosso visibile ultravioletto raggi x raggi g
1·104 1·107 1·108 1·109 1·1012 4·1014 8·1014 1·1016 1·1019 1·1024
1012 1010 109 107 104 500 102 10-1 10-5
frequenze (cicli/sec)
lunghezze (nm)
tipo di onde
rosso
ara
ncio
gia
llo
verd
e
blu
vio
lett
o
l~ 760 nm l~ 380nm
Spettro della radiazione elettromagnetica
Natura corpuscolare della luce: L’effetto fotoelettrico
Rifrazione della luce bianca
Rifrazione della luce bianca
Lunghezze d’onda delle bande dei colori
Luce visibile
l min l max n min n max
nm 10-14 sec-1
violetto 400 424 7.08 7.50
indaco e blu 424 491 6.11 7.08
verde 491 575 5.22 6.11
giallo 575 585 5.13 5.22
arancio 585 647 4.64 5.13
rosso 647 700 4.28 4.64
Spettri di emissione discontinui degli ioni di metalli
Spettri di emissione discontinui degli ioni di metalli
Principali righe di emissione dell’idrogeno
Spettri di assorbimento e di emissione elementi
Atomo di Bohr
Livelli energetici e righe di emissione dell’atomo di idrogeno
Atomo di Bohr • L’elettrone percorre soltanto orbite circolare,
chiamate orbite stazionarie;
• All’elettrone sono permesse solo certe orbite,
a cui corrispondono determinati valori di
energia;
• Per passare da un’orbita a un’altra di livello
energetico più elevato, l’elettrone assorbe
energia;
• Per passare da un’orbita all’altra di livello
energetico più basso, l’elettrone emette un
fotone di opportuna frequenza;
• L’energia del fotone emesso o assorbito
corrisponde alla differenza di energia tra le
due orbite.
Atomo quantistico
• Natura dell’elettrone - onda/particella
• Principio di indeterminazione di Heisenberg (Δx∙Δp>h/2)
• Distribuzione della densità elettronica
• Numeri quantici - principale, secondario, magnetico, di spin.
Gli elettroni sono organizzati in orbitali atomici
Il più semplice è di forma sferica dettata dalle equazioni di
Schröedinger per la distribuzione di probabilità
Orbitale Atomico: regione di spazio attorno al nucleo atomico in cui
la probabilità di trovare un elettrone è massima.
Numeri quantici definiscono l’energia dell’elettrone
•Principale, n, 1,2,3,...,
•Secondario, l, 0, 1, ..., n-1
•Magnetico, m, interi da -l a +l, 0 compreso
•Spin, +½, -½
Forme degli
orbitali in
funzione dei
numeri
quantici degli
elettroni
l = 0
l = 1
l = 2
m = -1,0,1
m = -2,-1,0,1,2
m = 0
n = 1 n = 2 n = 3
Orbitali 1s
1s
l = 0 n = 1 m = 0
Orbitali 2s e 2p
2px 2py 2pz
2s
Orbitali 3d 3dyz
3dz2
3dxz 3dxy
3dy2-x2
Configurazione elettronica esterna
Configurazione elettronica esterna
Configurazione elettronica
La repulsione tra gli elettroni fa sì che si
creino differenze energetiche fra un
sottolivello e l’altro di uno stesso livello,
per cui l’energia di un orbitale s risulta
inferiore a quella di un orbitale p, e così
via.
L’energia di un orbitale di un livello
superiore può essere minore di quella di
un orbitale appartenente a un livello
inferiore (i.e. 4s < 3d).
Livelli energetici degli orbitali e il loro riempimento
Gli elettroni si posizionano a coppie, con spin opposti, negli orbitali a più bassa energia
Regola della diagonale
Regola dell’ottetto
Un atomo raggiunge il massimo della stabilità quando raggiunge una
configurazione elettronica esterna a otto (o a due) elettroni simile a
quella del gas nobile più vicino nel sistema periodico.
Metalli, Non Metalli, Semimetalli
METALLI:
• Solidi, duri;
• Buoni
conduttori di
calore ed
elettricità;
• Malleabili e
duttili.
NON METALLI:
• Liquidi o
gassosi a T
ambiente;
• Alogeni (VII
gruppo);
• Gas Nobili
(VIII gruppo).
SEMIMETALLI
Presentano un comportamento sia metallico che non
metallico a seconda dell’ambiente di reazione.
Periodicità di proprietà degli elementi Volume Atomico
Periodicità di proprietà degli elementi Volume Atomico
Energia di prima ionizzazione
L’ENERGIA DI PRIMA IONIZZAZIONE è
l’energia necessaria per rimuovere
un elettrone da un atomo in fase
gassosa (isolato)
energy
Na Na+
Affinità Elettronica
energy
Cl Cl─
L’AFFINITÀ ELETTRONICA è l’energia
che si libera quando un elemento in
fase gassosa (isolato) cattura un
elettrone.
H 384 K 48
He <0 Ca 2.37
Li 60 Ba 13.95
Be <0 Br 324.5
C 122 Xe <0
Mg <0 I 295
O 142 Cl 349
F 328 Ar <0
Ne <0
AFFINITÀ ELETTRONICA kJ/mol
Periodicità di proprietà degli elementi Raggio Ionico
Periodicità di proprietà degli elementi Raggio Ionico
Periodicità di proprietà degli elementi Elettronegatività
Np-
1,3
U
1,7
Pa
1,5
Th
1,3
Ac-
1,1
Ra
0,9
Fr
0,7
Rn
=
At
2,2
Po
2,0
Bi
1,9
Pb
1,8
Tl
1,8
Hg
1,9
Au
2,4
Pt
2,2
Ir
2,2
Os
2,2
Re
1,7
W
1,7
Ta
1,5
Hf
1,3
La-
1,1
Ba
0,9
Cs
0,7
Xe
=
I
2,5
Te
2,1
Sb
1,9
Sn
1,8
In
1,7
Cd
1,7
Ag
1,9
Pd
2,2
Rh
2,2
Ru
2,2
Tc
1,9
Mo
1,8
Nb
1,6
Zr
1,4
Y
1,2
Sr
1,0
Rb
0,8
Kr
=
Br
2,8
Se
2,4
As
2,0
Ge
1,8
Ga
1,6
Zn
1,6
Cu
1,9
Ni
1,8
Co
1,8
Fe
1,8
Mn
1,5
Cr
1,6
V
1,6
Ti
1,5
Sc
1,3
Ca
1,0
K
0,8
Ar
=
Cl
3,0
S
2,5
P
2,1
Si
1,8
Al
1,5 Mg
1,2
Na
0,9
Ne
=
F
4,0
O
3,5
N
3,0
C
2,5
B
2,0 Be
1,5
Li
1,0
He
=
H
2,1
Elettronegatività: tendenza ad attrarre elettroni nel legame con altri elementi.
Elettronegatività degli elementi secondo Pauling
Il legame chimico
Δe =
Legame covalente
Legame ionico
Il legame chimico
Il legame
covalente e la
formazione di
molecole
Formule rappresentate secondo i simboli di Lewis
N O F Ne
Cl Cl Cl Cl + =
H Cl H O
H
Legami Covalenti
Se gli atomi mettono in
compartecipazione due o tre coppie
di elettroni, i legami si dicono
rispettivamente, LEGAME DOPPIO e
LEGAME TRIPLO
tipo di legame distanza (pm) energia (kJ mol
-1)
H-H 74 435
C-C singolo 154 347
C-C doppio 135 522
C-C triplo 121 961
N-N singolo 147 159
N-N doppio 124 350
N-N triplo 110 940
F-F 144 155
Cl-Cl 199 242
Br-Br 228 192
I-I 267 150
H-F 92 564
H-I 161 297
O-H (in H2O) 96 469
N-H (in NH3) 101 389
C-H (in CH4) 109 414
0
200
400
600
800
1000
1200
0 50 100 150 200 250 300
Ene
rgia
(kJ/
mol
e)
Lunghezza (pm)
Energia / lunghezza (di legame)
Energia di legame
LEGAME COVALENTE DATIVO
In un LEGAME COVALENTE DATIVO, la
coppia di elettroni comuni è fornita
da uno solo dei due atomi
partecipanti al legame.
acido perclorico
Risonanza nella distribuzione degli elettroni
Un IBRIDO DI
RISONANZA è una
molecola la cui
struttura reale è
intermedia tra due o
più possibili strutture
di Lewis.
Legame chimico ionico
Cristallo di NaCl
Na+
Cl-
Legame chimico ionico
Legame chimico ionico
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
- - -
- -
-
-
-
-
-
-
-
- -
-
Il legame metallico
Orbitali molecolari che coinvolgono tutto il volume del cristallo metallico
Conducibilità elettrica e termica grazie alla libertà di movimento degli elettroni.
LA GEOMETRIA
MOLECOLARE
Il modello della repulsione delle coppie di elettroni del livello di valenza (noto come
modello VSEPR, dall’inglese Valence Shell Electron Pair Repulsion) si basa sul principio
che le coppie di elettroni, sia di legame sia non condivise, si respingono reciprocamente
e si dispongono perciò nello spazio in modo da essere il più lontano possibile fra loro.
TEORIA VSEPR: LA FORMA DELLE MOLECOLE
DOMINIO ELETTRONICO: regione di spazio in cui è possibile trovare
gli elettroni.
Esistono due tipi di domini elettronici:
i DOMINI DI LEGAME contengono coppie di elettroni condivise fra due atomi che formano un
legame. Gli elettroni che formano un dato legame singolo, doppio o triplo appartengono
dunque allo stesso dominio di legame;
i DOMINI DI NON LEGAME contengono elettroni di valenza che appartengono a un singolo
atomo. Un dominio di non legame può essere rappresentato da una coppia di elettroni non
condivisa (detta anche COPPIA SOLITARIA) o da un elettrone spaiato (presente nelle molecole
che contengono un numero dispari di elettroni di valenza).
LA TEORIA VSEPR CONSENTE DI PREVEDERE
LA FORMA DELLE MOLECOLE
La teoria VSEPR si basa sul
fatto che i domini elettronici
tendono a disporsi il più
lontano possibile fra loro, pur
rimanendo, allo stesso tempo,
il più vicino possibile all’atomo
centrale. Questa semplice
teoria ci consente di prevedere
la forma di una molecola.
TEORIA VSEPR: LA FORMA DELLE MOLECOLE
Per poter prevedere la forma di una molecola o di uno ione dobbiamo conoscere il
numero di domini elettronici che circondano l’atomo centrale.
A tale scopo, la struttura di Lewis può fornirci importanti indicazioni, soprattutto se questa
viene disegnata seguendo le regole riassunte nella tabella:
TEORIA VSEPR: LA FORMA DELLE MOLECOLE
Consideriamo, per esempio, la molecola BeCl2, la cui struttura di Lewis è:
Secondo la teoria VSEPR, la forma della molecola dipende dalla tendenza dei domini
elettronici a disporsi il più lontano possibile l’uno dall’altro. Nella molecola BeCl2 ci sono
due domini di legame intorno all’atomo di berillio che cercheranno di posizionarsi alla
massima distanza fra loro, cioè da parti opposte rispetto al nucleo. Possiamo
rappresentare questa condizione come:
TEORIA VSEPR: LA FORMA DELLE MOLECOLE
Consideriamo un altro esempio, la molecola BCl3. La sua struttura di Lewis è:
In questo caso, l’atomo centrale possiede tre domini di legame, ciascuno dei quali
contiene una coppia di elettroni. Per allontanarsi il più possibile fra loro, i domini di
legame si dispongono ai vertici di un triangolo equilatero con l’atomo di boro al centro. I
tre domini di legame e il nucleo dell’atomo di boro giacciono sullo stesso piano:
TEORIA VSEPR: LA FORMA DELLE MOLECOLE
Intorno all’atomo di stagno si trovano tre domini, di cui due di legame e uno di non
legame (la coppia non condivisa).
►DALLE CINQUE FORME FONDAMENTALI NE DERIVANO ALCUNE ALTRE
Nelle molecole considerate finora, tutti i domini elettronici disposti intorno all’atomo
centrale sono impegnati nella formazione di legami. In alcune molecole, l’atomo centrale
possiede uno o più domini di non legame, costituiti da coppie di elettroni non condivise o
da elettroni di valenza spaiati. Come possiamo vedere nel caso di SnCl2, i domini di non
legame influenzano la geometria della molecola:
TEORIA VSEPR: LA FORMA DELLE MOLECOLE
Anche se i domini sono disposti in questo modo, la molecola non è triangolare. Infatti, la
forma delle molecole descrive la disposizione degli atomi, non quella dei domini. La
molecola SnCl2 ha perciò una struttura non lineare o piegata o a forma di V
►DALLE CINQUE FORME FONDAMENTALI NE DERIVANO ALCUNE ALTRE
Anche in questo caso, i domini si dispongono il più lontano possibile fra loro, ai vertici di
un triangolo La forma della molecola è la seguente:
TEORIA VSEPR: LA FORMA DELLE MOLECOLE
95°
►DALLE CINQUE FORME FONDAMENTALI NE DERIVANO ALCUNE ALTRE
Le molecole e gli ioni più comuni presentano un atomo centrale con quattro coppie di
elettroni (ottetto) nello strato di valenza. Se le quattro coppie di elettroni formano
altrettanti legami, come nel caso del metano (CH4) o del tetracloruro di carbonio (CCl
4),
la molecola ha una forma tetraedrica. Vi sono però importanti esempi di
molecole in cui sono presenti domini di non legame:
TEORIA VSEPR: LA FORMA DELLE MOLECOLE
TEORIA VSEPR: LA FORMA DELLE MOLECOLE
Tetraedrica Piramidale triangolare Piegata
►DALLE CINQUE FORME FONDAMENTALI NE DERIVANO ALCUNE ALTRE
I domini di non legame influenzano la forma delle molecole. Gli effetti sono illustrati nella
seguente figura:
TEORIA VSEPR: LA FORMA DELLE MOLECOLE
►DALLE CINQUE FORME FONDAMENTALI NE DERIVANO ALCUNE ALTRE
In un doppio legame, entrambe le coppie di elettroni sono disposte fra i due atomi e non
possono spostarsi. Ciò vale anche per le tre coppie di elettroni di un triplo legame. Un
doppio e un triplo legame contano come un solo dominio di legame. Per esempio, la
formula di Lewis per CO2 è:
TEORIA VSEPR: LA FORMA DELLE MOLECOLE
►DALLE CINQUE FORME FONDAMENTALI NE DERIVANO ALCUNE ALTRE
Analogamente, nel caso di HCN:
TEORIA VSEPR: LA FORMA DELLE MOLECOLE
TEORIA del LEGAME di VALENZA
La TEORIA DEL LEGAME DI VALENZA (VB) rappresenta un modello approssimato per descrivere la formazione del legame covalente a partire dagli orbitali atomici in cui si trovano gli elettroni esterni appartenenti a due atomi vicini: La possibilità di riempire orbitali esterni incompleti è il motivo che spinge gli atomi a legarsi.
TEORIA degli ORBITALI MOLECOLARI
La TEORIA DEGLI ORBITALI MOLECOLARI (MO) assume che gli elettroni in una molecola siano associati a tutti i nuclei che essa contiene, indipendentemente dall’atomo di provenienza. Gli elettroni devono essere descritti da apposite funzioni, chiamate orbitali molecolari, ciascuna delle quali è caratterizzata da determinati numeri quantici.
Il legame
covalente tra
orbitali a
diversa
geometria:
Legami s e
Legami s e
In un legame s la distribuzione
elettronica è concentrata lungo
l’asse di legame ed è disposta in
modo simmetrico intorno a esso
In un legame la distribuzione
elettronica è concentrata in due
zone situate da parti opposte
rispetto all’asse di legame.
Legami s e
In un LEGAME DOPPIO si osserva la formazione di un legame s e un
legami .
In un LEGAME TRIPLO si osserva la formazione di un legame s e due
legami .
Ibridazione
L'IBRIDAZIONE è un procedimento di combinazione matematica di un certo numero di orbitali (orbitali s, p, d) con contenuto energetico simile, di uno stesso atomo che permette di ottenere nuovi orbitali ibridi equivalenti (isoenergetici) con i lobi orientati lungo le direzioni dei possibili legami che l'atomo centrale può formare con altri atomi.
Ibridazioni Carbonio
Ibridazione sp3 e la configurazione tetraedrica delle molecole
109°
105° 107°
ossigeno
carbonio
azoto acqua ammoniaca
metano
Ibridazione sp2 e la configurazione planare
BF3
120°
Ibridazione sp e la configurazione lineare
BeCl2
La polarità di una molecola influenza molte proprietà fisiche della sostanza a cui
appartiene, per esempio i suoi punti di ebollizione e di fusione. Ciò è dovuto al fatto che
le molecole polari si attraggono reciprocamente. Come si può osservare nella, l’estremità
positiva di una molecola attrae l’estremità negativa dell’altra e viceversa. La
forza di attrazione dipende sia dalla quantità di carica presente alle due estremità sia
dalla distanza fra le cariche.
Il grado di polarità è espresso quantitativamente dal momento di dipolo (simbolo μ),
che si ottiene moltiplicando la carica parziale presente ai due estremi per la distanza fra
le cariche.
LE MOLECOLE POLARI SONO ASIMMETRICHE
𝝁 = 𝒒 ∙ 𝒓
Nel caso di molecole che contengono più di due atomi, occorre invece considerare
l’effetto combinato di tutti i legami polari. A volte, quando gli atomi legati all’atomo
centrale sono uguali fra loro, l’effetto dei singoli legami polari si annulla e la molecola nel
suo insieme è apolare (non polare). La illustra alcuni esempi; i dipoli
associati ai legami, noti come dipoli di legame, sono qui rappresentati con frecce
tagliate rivolte verso l’estremità negativa del dipolo.
LE MOLECOLE POLARI SONO ASIMMETRICHE
Se tutti gli atomi legati all’atomo centrale sono uguali, anche le molecole con geometria
bipiramidale trigonale e ottaedrica sono apolari. Tutte le forme geometriche di base sono
«bilanciate» o simmetriche quando gli atomi periferici sono identici fra loro.
Se, invece, l’atomo centrale è legato ad atomi diversi fra loro o presenta domini di non
legame, la molecola è generalmente polare. Per esempio, in CHCl3 uno degli atomi della
struttura tetraedrica è diverso dagli altri. Il legame C-H ha una polarità diversa
rispetto ai legami C-Cl e i dipoli non si annullano. Una struttura «sbilanciata» come
questa si dice asimmetrica.
LE MOLECOLE POLARI SONO ASIMMETRICHE
La figura mostra due molecole comuni in cui sono presenti domini di non legame
sull’atomo centrale. In questi casi, l’orientamento dei dipoli di legame è tale che, nel
complesso, i loro effetti non si annullano. Nell’acqua, per esempio, i due dipoli di legame
puntano in direzione dell’atomo di ossigeno. Il risultato è che si sommano per dare un
momento dipolare netto della molecola. Lo stesso avviene nell’ammoniaca, in cui i tre
dipoli di legame puntano tutti in direzione dell’azoto e si sommano rendendo polare la
molecola.
LE MOLECOLE POLARI SONO ASIMMETRICHE
FORZE INTERMOLECOLARI
Le forze intermolecolari sono forze di natura
elettrostatica che mantengono le molecole vicine tra loro.
Esse posso essere classificate in:
• FORZE DIPOLO-DIPOLO
• FORZE DI LONDON
• LEGAME A IDROGENO
FORZE DI VAN DER WAALS
Cl
Polarizzazione dei legami covalenti
(Elettronegatività)
FORZE INTERMOLECOLARI INTERAZIONE DIPOLO-DIPOLO
FORZE INTERMOLECOLARI FORZE DI DISPERSIONE DI LONDON (DIPOLI TEMPORANEI)
FORZE INTERMOLECOLARI FORZE DI LONDON (DIPOLI TEMPORANEI)
Dipoli istantanei
Non direzionali 2-20 kJ mol-1
FORZE INTERMOLECOLARI DIPOLO-DIPOLO INDOTTO
Una molecola polare può indurre un momento di dipolo in una molecola apolare.
Gli idrati dei gas nobili si formano comprimendo tali gas nell'acqua
Interazioni attraverso il legame idrogeno
I legami idrogeno si formano solo se i componenti
sono posizionati in linea retta, cioè è direzionale
20-40kJ mole-1 (10 volte più debole di un legame covalente)
I LEGAMI IDROGENO è una forza attrattiva che si stabilisce fra
le molecole che contengono un atomo di idrogeno legato
covalentemente a un atomo piccolo, molto elettronegativo.
Il legame idrogeno
intermolecolare
Il legame idrogeno
intramolecolare
20-40 kJ mol-1
Il legame idrogeno e le proprietà dell’acqua
Temperature di fusione di composti e tavola periodica
Influenza delle interazioni tra molecole sulle loro temperature di fusione e ebollizione
La Forza dei Legami Inter- e Intra-molecolari
SOLIDI IONICI VS. SOLIDI MOLECOLARI