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Struttura atomica
Proprietà periodiche
Legami chimici
Geometria molecolare
Esempi legami chimici
Forze intermolecolari
Stati fisici materia
solubilità
Reazioni chimiche
Elementi dichimicagenerale
Da ogni diapositivasi può tornare
a questacliccando sullaicona indicata
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Elementi di chimica
Configurazione elettronica dell’atomo e reattivitàConfigurazione elettronica dell’atomo e reattivitàmodello dell’ottetto completo o incompletomodello dell’ottetto completo o incompleto
valido per molti elementi chimicivalido per molti elementi chimici
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Modello planetario della struttura atomica
Un atomo presenta un nucleo centrale nel quale sitrovano protoni(positivi) e neutroni(neutri)e un perinucleo(guscio) nel quale si trovano
elettroni(negativi) in numero uguale ai protoni
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Ogni elemento si distingue dagli altri elementi per ildiverso 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
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Gli elettroni presenti nel perinucleo sono disposti a distanzediverse in funzione della loro energia,occupando gusci(livelli energetici) crescenti come raggio ed energia:per
le proprietà chimiche degli elementi risulta moltoimportante la distribuzione(configurazione)degli
elettroni che si trovano nel livello più esterno:possono variare da 1 a 8
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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:sonoi gas nobili,rari,inerti
Helio He 2Neon NeArgo Ar
Kripto KrXeno Xe
Radon Rn
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Tutti gli altri elementi che presentano nell’ultimo livellomeno di 8 elettroni risultano instabili,reattivi,con
tendenza a raggiungere il completamento con 8 elettroninell’ultimo livello:lo possono raggiungere seguendo
fondamentalmente due modalità diverse:
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Elementi con 1,2,3 elettroni nell’ultimo livello possonoraggiungere 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
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Elementi con 1,2,3 elettroni nell’ultimo livello possonoraggiungere 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,positivoVolume Cstione < Volume Atomo
![Page 10: Struttura atomica Proprietà periodiche Legami chimici Geometria molecolare Esempi legami chimici Forze intermolecolari Stati fisici materia solubilità](https://reader035.vdocuments.site/reader035/viewer/2022062418/5542eb4d497959361e8bb8ef/html5/thumbnails/10.jpg)
Elementi con 1,2,3 elettroni nell’ultimo livello possonoraggiungere 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,positivoVolume Cstione < Volume Atomo
![Page 11: Struttura atomica Proprietà periodiche Legami chimici Geometria molecolare Esempi legami chimici Forze intermolecolari Stati fisici materia solubilità](https://reader035.vdocuments.site/reader035/viewer/2022062418/5542eb4d497959361e8bb8ef/html5/thumbnails/11.jpg)
Elementi con 1,2,3 elettroni nell’ultimo livello possonoraggiungere 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,positivoVolume Cstione < Volume Atomo
![Page 12: Struttura atomica Proprietà periodiche Legami chimici Geometria molecolare Esempi legami chimici Forze intermolecolari Stati fisici materia solubilità](https://reader035.vdocuments.site/reader035/viewer/2022062418/5542eb4d497959361e8bb8ef/html5/thumbnails/12.jpg)
Elementi con 5,6,7 elettroni nell’ultimo livello possonoraggiungere lo scopo acquistando 3,2,1 elettrone:
l’atomo diventa ione negativo Anione e il volume Anionicorisulta maggiore del volume atomico originario
![Page 13: Struttura atomica Proprietà periodiche Legami chimici Geometria molecolare Esempi legami chimici Forze intermolecolari Stati fisici materia solubilità](https://reader035.vdocuments.site/reader035/viewer/2022062418/5542eb4d497959361e8bb8ef/html5/thumbnails/13.jpg)
Elementi con 5,6,7 elettroni nell’ultimo livello possonoraggiungere lo scopo acquistando 3,2,1 elettrone:
l’atomo diventa ione negativo Anione e il volume Anionicorisulta maggiore del volume atomico originario
![Page 14: Struttura atomica Proprietà periodiche Legami chimici Geometria molecolare Esempi legami chimici Forze intermolecolari Stati fisici materia solubilità](https://reader035.vdocuments.site/reader035/viewer/2022062418/5542eb4d497959361e8bb8ef/html5/thumbnails/14.jpg)
Elementi con 5,6,7 elettroni nell’ultimo livello possonoraggiungere lo scopo acquistando 3,2,1 elettrone:
l’atomo diventa ione negativo Anione e il volume Anionicorisulta maggiore del volume atomico originario
![Page 15: Struttura atomica Proprietà periodiche Legami chimici Geometria molecolare Esempi legami chimici Forze intermolecolari Stati fisici materia solubilità](https://reader035.vdocuments.site/reader035/viewer/2022062418/5542eb4d497959361e8bb8ef/html5/thumbnails/15.jpg)
Elementi con 4 elettroni nell’ultimo livello possonoraggiungere lo scopo acquistando o cedendo 4 elettroni
l’atomo diventa ione Anione o Catione e il volume ionicorisulta maggiore o minore del volume atomico originario
![Page 16: Struttura atomica Proprietà periodiche Legami chimici Geometria molecolare Esempi legami chimici Forze intermolecolari Stati fisici materia solubilità](https://reader035.vdocuments.site/reader035/viewer/2022062418/5542eb4d497959361e8bb8ef/html5/thumbnails/16.jpg)
Elementi con 4 elettroni nell’ultimo livello possonoraggiungere lo scopo acquistando o cedendo 4 elettroni
l’atomo diventa ione Anione o Catione e il volume ionicorisulta maggiore o minore del volume atomico originario
![Page 17: Struttura atomica Proprietà periodiche Legami chimici Geometria molecolare Esempi legami chimici Forze intermolecolari Stati fisici materia solubilità](https://reader035.vdocuments.site/reader035/viewer/2022062418/5542eb4d497959361e8bb8ef/html5/thumbnails/17.jpg)
Variazione periodica di alcuneproprietà atomiche
In funzione della posizione occupata
nei periodi (orizzontali) e
gruppi(verticali)
della tabella degli elementi
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Variazione raggio e volume atomico
Il raggio e volume atomico aumentano neigruppi dall’alto verso il basso perché
vanno aggiungendosi nuovi livellie aumenta la carica schermante degli
elettroni dei livelli sottostanti che riducela forza di attrazione del nucleoposititivo sugli elettroni negativi
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Variazione raggio e volume atomico
Il raggio e volume atomico diminuiscono neiperiodi da sinistra verso destra perchéaumenta la carica positiva dei protoni
mentre la carica schermante deglielettroni dei livelli sottostanti resta costante
come pure il numero di livelli
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Variazione energia di ionizzazione
La energia necessaria per allontanare elettronidall’atomo diminuisce nel gruppo dall’alto
verso il basso,perché aumentando la distanzadal nucleo positivo e la carica schermante
degli elettroni dei livelli sottostantirisulta diminuita la attrazione da vincere per
allontanare gli elettroni
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Variazione energia di ionizzazione
La energia di ionizzazione aumenta neiperiodi da sinistra verso destra perchéaumenta la carica positiva dei protoni
mentre la carica schermante deglielettroni dei livelli sottostanti resta costante
e la distanza dal nucleo diminuisce
![Page 22: Struttura atomica Proprietà periodiche Legami chimici Geometria molecolare Esempi legami chimici Forze intermolecolari Stati fisici materia solubilità](https://reader035.vdocuments.site/reader035/viewer/2022062418/5542eb4d497959361e8bb8ef/html5/thumbnails/22.jpg)
Variazione della affinità elettronica:energialiberata quando avviene la cattura di elettroni
La affinità elettronica diminuisce neigruppi dall’alto verso il basso perché
vanno aggiungendosi nuovi livellie aumenta la carica schermante degli
elettroni dei livelli sottostanti che riducela forza di attrazione del nucleoposititivo sugli elettroni negativi
![Page 23: Struttura atomica Proprietà periodiche Legami chimici Geometria molecolare Esempi legami chimici Forze intermolecolari Stati fisici materia solubilità](https://reader035.vdocuments.site/reader035/viewer/2022062418/5542eb4d497959361e8bb8ef/html5/thumbnails/23.jpg)
Variazione della affinità elettronica
La affinità elettronica aumenta neiperiodi da sinistra verso destra perchéaumenta la carica positiva dei protoni
mentre la carica schermante deglielettroni dei livelli sottostanti resta costante
e la distanza dal nucleo diminuisce
![Page 24: Struttura atomica Proprietà periodiche Legami chimici Geometria molecolare Esempi legami chimici Forze intermolecolari Stati fisici materia solubilità](https://reader035.vdocuments.site/reader035/viewer/2022062418/5542eb4d497959361e8bb8ef/html5/thumbnails/24.jpg)
Variazione della elettronegatività:capacità diattirare gli elettroni quando si forma un legame
La elettronegatività diminuisce neigruppi dall’alto verso il basso perché
vanno aggiungendosi nuovi livellie aumenta la carica schermante degli
elettroni dei livelli sottostanti che riducela forza di attrazione del nucleoposititivo sugli elettroni negativi
![Page 25: Struttura atomica Proprietà periodiche Legami chimici Geometria molecolare Esempi legami chimici Forze intermolecolari Stati fisici materia solubilità](https://reader035.vdocuments.site/reader035/viewer/2022062418/5542eb4d497959361e8bb8ef/html5/thumbnails/25.jpg)
Variazione della elettonegatività
La elettronegatività aumenta neiperiodi da sinistra verso destra perchéaumenta la carica positiva dei protoni
mentre la carica schermante deglielettroni dei livelli sottostanti resta costante
e la distanza dal nucleo diminuisce
![Page 26: Struttura atomica Proprietà periodiche Legami chimici Geometria molecolare Esempi legami chimici Forze intermolecolari Stati fisici materia solubilità](https://reader035.vdocuments.site/reader035/viewer/2022062418/5542eb4d497959361e8bb8ef/html5/thumbnails/26.jpg)
Praticamente la energia di ionizzazione,la affinità elettronica,la elettronegatività diminuiscono nei gruppi dall’alto al basso
e aumentano nei periodi da sinistra verso destraminimi valori nella tabella in basso a sinistramassimi valori nella tabella in alto a destra
aumento
diminuzione
![Page 27: Struttura atomica Proprietà periodiche Legami chimici Geometria molecolare Esempi legami chimici Forze intermolecolari Stati fisici materia solubilità](https://reader035.vdocuments.site/reader035/viewer/2022062418/5542eb4d497959361e8bb8ef/html5/thumbnails/27.jpg)
E’ molto importante conoscere il valore dellaelettronegatività(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
![Page 28: Struttura atomica Proprietà periodiche Legami chimici Geometria molecolare Esempi legami chimici Forze intermolecolari Stati fisici materia solubilità](https://reader035.vdocuments.site/reader035/viewer/2022062418/5542eb4d497959361e8bb8ef/html5/thumbnails/28.jpg)
Formazione di legami Formazione di legami chimicichimici
Prevedibilità in funzione dellaPrevedibilità in funzione della
elettronegatività degli elementielettronegatività degli elementi
partecipanti al legame chimicopartecipanti al legame chimico
![Page 29: Struttura atomica Proprietà periodiche Legami chimici Geometria molecolare Esempi legami chimici Forze intermolecolari Stati fisici materia solubilità](https://reader035.vdocuments.site/reader035/viewer/2022062418/5542eb4d497959361e8bb8ef/html5/thumbnails/29.jpg)
Ogni elemento con 8 elettroni nell’ultimo livellorisulta stabile,non reattivo
Gli elementi con numero inferiore di elettroni da 1 a 7nell’ultimo livello risultano reattivi e mostrano la
tendenza ad interagire per raggiungere in qualche modola stabilità legata alla presenza dell’ottetto
La possono raggiungere fondamentalmente seguendodue diversi processi:
cessazione-acquisto o condivisione di elettroni
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Se la differenza di elettronegatività degli elementipartecipanti al legame supera un limite convenzionale
pari a 1.7-1.9il legame avviene mediante cessione di elettroni da parte
dell’elemento meno elettronegativo e acquisto deglistessi da parte dell’elemento più elettronegativosi creano due ioni,catione e anione,attratti dalla
forza elettrostatica tra cariche diverseLEGAME IONICO o ETEROPOLARE
Na=0.9 Cl=3.0 De=2.1 -->ionico
Ca=1.0 Cl=3.0 De=2 --> ionico
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Na + Cl ----> Na--Cl ---> (Na+)(Cl-)
Carica positiva Carica negativa
Na perde 1 elettroneCl acquista 1 elettrone
![Page 32: Struttura atomica Proprietà periodiche Legami chimici Geometria molecolare Esempi legami chimici Forze intermolecolari Stati fisici materia solubilità](https://reader035.vdocuments.site/reader035/viewer/2022062418/5542eb4d497959361e8bb8ef/html5/thumbnails/32.jpg)
Ca + 2Cl ----> Ca--Cl2 ---> (Ca++)2(Cl-)
Ca perde 2 elettroni2 Cl acquista 2 elettroni
![Page 33: Struttura atomica Proprietà periodiche Legami chimici Geometria molecolare Esempi legami chimici Forze intermolecolari Stati fisici materia solubilità](https://reader035.vdocuments.site/reader035/viewer/2022062418/5542eb4d497959361e8bb8ef/html5/thumbnails/33.jpg)
Se la differenza di elettronegatività tra gli elementirisulta 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=0 ---->covalente omopolareF=4.0 F=4.0 De=0 ---> covalente omopolare
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H + H -----> H--H
Ogni atomo di idrogeno condivide ilproprio elettrone con l’altro atomo:così
ogni atomo risulta stabile con 2 elettroni nell’unico,ultimo livello
come il gas nobile Elio
![Page 35: Struttura atomica Proprietà periodiche Legami chimici Geometria molecolare Esempi legami chimici Forze intermolecolari Stati fisici materia solubilità](https://reader035.vdocuments.site/reader035/viewer/2022062418/5542eb4d497959361e8bb8ef/html5/thumbnails/35.jpg)
F+F -----> F--F
Ogni atomo di Fluoro condivide unproprio elettrone con l’altro atomo:così
ogni atomo risulta stabile con 8 elettroni ultimo livellocome il gas nobile Neon
![Page 36: Struttura atomica Proprietà periodiche Legami chimici Geometria molecolare Esempi legami chimici Forze intermolecolari Stati fisici materia solubilità](https://reader035.vdocuments.site/reader035/viewer/2022062418/5542eb4d497959361e8bb8ef/html5/thumbnails/36.jpg)
Se la differenza di elettronegatività tra gli elementi ècompresa tra 0 e 1.7-1.9
il legame avviene ancora mediante condivisione dielettroni tra i due atomi,ma in questo caso può
verificarsi che il doppietto elettronico usato per il legamesia più spostato verso l’elemento più elettronegativo:di conseguenza appare una parziale carica positiva
attorno all’atomo meno elettronegativo e una parzialecarica negativa attorno all’atomo più elettronegativo:
LEGAME COVALENTE POLARE
H = 2.1 Cl=3.0 De=0.9 --->covalente polareH = 2.1 O = 3.5 De= 1.4 ---->covalente polare
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H + Cl ---> H--Cl
Idrogeno manca di 1 elettronecloro manca di 1 elettrone
Idrogeno condivide 1 elettrone e completa doppiettocloro condivide 1 elettrone e completa ottetto
Carica parziale -dCarica parziale +d
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2H + O---> H--O--H
Idrogeno manca di 1 elettroneossigeno manca di 2 elettroni
Idrogeno condivide 1 elettrone e completa doppiettoossigeno condivide 2 elettroni e completa ottetto
Carica parziale +d
Carica parziale -d
Carica parziale +d
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Se la differenza di elettronegatività risulta minore di 1.7-1.9 e maggiore di 0 si può avere un altro tipo
di legame covalente polare,nel quale un atomo mettea disposizione un doppietto elettronico(atomo datore)
e un altro atomo mette a disposizione uno spazio(orbitale)vuotoatomo recettore:
LEGAME COVALENTE POLARE DATIVOindicato con una freccia da datore a recettore
S = 2.5 O = 3.5 De=1.0 --->covalente polare
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S + O2 -------> S02
Lo zolfo condivide 2 elettroni con 1 atomo di ossigenoe ne presta 2 all’altro atomo di ossigeno
O=recettore S=datore
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Nel caso di atomi dello stesso elemento metallico sirealizza un tipo di legame con caratteristiche particolari
detto LEGAME METALLICOsi crea mediante condivisione di tutti gli elettroni esterrni
ceduti dagli atomi poco elettronegativi da parte degliatomi trasformati in ioni positivi
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Cu..Cu..Cu..Cu..
Atomi di rame neutri
Ioni di rame ed elettroni condivisi
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Fine presentazionearrivederci
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Modelli di geometria molecolare
Fondati sulla repulsione degli orbitali
di valenza degli elementi
partecipanti alla formazione
della molecola
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Per molecole di composti semplici si può prevederela forma nello spazio applicando una regola pratica
che prende in considerazione l’orientamento spazialedei 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
![Page 46: Struttura atomica Proprietà periodiche Legami chimici Geometria molecolare Esempi legami chimici Forze intermolecolari Stati fisici materia solubilità](https://reader035.vdocuments.site/reader035/viewer/2022062418/5542eb4d497959361e8bb8ef/html5/thumbnails/46.jpg)
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)
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CH4 :tetraedrica,angolo 109°
4 orbitali di legame0 orbitali liberi
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H2SO4 ---> tedraedrica,109°
4 orbitali di legame0 orbitali liberi
ZolfoOssigenoIdrogeno
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NH3 --->piramidale,angolo 107°
3 orbitali di legame1 orbitale libero
Orbitale libero
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H2O ---> angolare,angolo 105°
2 orbitali di legame2 orbitali liberi
Orbitali liberi
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BH3 ---> triangolare,angolo 120°
3 orbitali di legame0 orbitali liberi
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HNO3 ---> triangolare,angolo 120°
3 orbitali di legame0 orbitali liberi
AzotoOssigenoIdrogeno
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BeH2 ---->lineare,angolo 180°
2 orbitali di legame0 orbitali liberi
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La geometria molecolare influisce tra l’altro sullaeventuale polarità di una molecola che presenti legami
polari al suo interno e alla probabilità che si verifichi un urto efficace
nelle reazioni dipendenti dall’orientamentodelle molecole reagenti
Perché una molecola risulti polarizzata devono esserepresenti legami di tipo polare e i baricentri delle carichepositive e negative non devono coincidere:altrimenti puresistendo i legami polari la molecola risulta neutralizzata
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Ossigeno parzialmente carico negativamenteIdrogeno parzialmente carico positivamente
essendo covalenti polari i legami tra ossigeno e idrogeno
Baricentro cariche positive
Baricentro carica negativa
Non coincidendo i due baricentri,la molecola H2Omanifesta polarizzazione:dipolo elettrico
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Ossigeno parzialmente carico negativamentecarbonio parzialmente carico positivamente
essendo covalenti polari i legami tra ossigeno e carbonio
Baricentro cariche negative
Baricentro carica positiva
coincidendo i due baricentri,la molecola CO2non manifesta polarizzazione
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Perché un urto tra reagenti risulti efficace deve esserepresente una adeguata energia
e i reagenti devono collidere secondo una direzioneche 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 funzionedella geometria dei reagenti,la reazione non avviene
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Esempio di collisione tra Cl-Cl e H-H
Collisione non efficace per orientamento non corretto
Collisione efficace:l’urto tra lemolecole bene orientate permette larottura dei legami interatomici Cl-Cl
e H-H e la formazione di nuovi legami
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Molecola di idrogeno H-H :legame omopolare
Ogni atomo di idrogeno possiede 1 solo elettrone:perdiventare stabile deve condividerlo con un altro atomo
1s1+ 1s1-
1s21s2
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Molecola di fluoro F-F :legame omopolare
Ogni atomo di fluoro manca di 1 elettrone:perdiventare stabile deve condividerlo con un altro atomo
2s2..2p5
2s2..2p6
2s2..2p5
2s2..2p6
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Molecola di cloro Cl-Cl :legame omopolare
Ogni atomo di cloro manca di 1 elettrone:perdiventare stabile deve condividerlo con un altro atomo
3s2..3p5
3s2..3p6
3s2..3p5
3s2..3p6
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Molecola di cloro H-Cl :legame covalente polare
L’ atomo di cloro manca di 1 elettrone come anchel’atomo di idrogeno:raggiungono la stabilità
condivendo ciascuno 1 elettrone
2s1
1s2…..3s2.3p6
3s2.3p5
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Molecola di cloro H2O :legame covalente polare
L’ atomo di ossigeno manca di 2 elettrone mentrel’atomo di idrogeno manca di 1 :raggiungono la stabilità
condivendo ciascuno 1 -2 elettroni
2s1
1s2…..2s2..2p6..1s2
2s2..2p4
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Molecola di cloro H2S :legame covalente polare
L’ atomo di zolfo manca di 2 elettroni mentrel’atomo di idrogeno manca di 1 :raggiungono la stabilità
condivendo ciascuno 1 -2 elettroni
2s1
1s2…..3s2..3p6..1s2
3s2..3p4
![Page 67: Struttura atomica Proprietà periodiche Legami chimici Geometria molecolare Esempi legami chimici Forze intermolecolari Stati fisici materia solubilità](https://reader035.vdocuments.site/reader035/viewer/2022062418/5542eb4d497959361e8bb8ef/html5/thumbnails/67.jpg)
Molecola di cloro NH3 :legame covalente polare
L’ atomo di azoto manca di 3 elettroni mentrel’atomo di idrogeno manca di 1 :raggiungono la stabilità
condivendo ciascuno 1 -3 elettroni
2s1
1s2…..2s2..2p6
2s2..2p3
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Molecola di SO3 :legame covalente polare-dativo
2s2..2p4
2s2..2p6…..3s2..3p6
3s2..3p4
Lo zolfo manca di 2 elettroni come pure l’ossigenopossono stabilizzarsi condividendo elettroni o orbitali
Legami dativilegame doppio
Orbitali vuoti
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Molecola di Na-Cl :legame ionico:il sodio diventa uncatione e il cloro diventa un anione
L’ atomo di cloro manca di 1 elettrone mentrel’atomo di sodio ha 1 solo elettrone :raggiungono la stabilità
cedendo e acquistando 1 elettrone
3s1 2s2.2p6…..3s2..3p6 3s2..3p5
Legame ionico
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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
![Page 72: Struttura atomica Proprietà periodiche Legami chimici Geometria molecolare Esempi legami chimici Forze intermolecolari Stati fisici materia solubilità](https://reader035.vdocuments.site/reader035/viewer/2022062418/5542eb4d497959361e8bb8ef/html5/thumbnails/72.jpg)
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Le forze che mantengono unite le molecole a livellomacroscopico sono fondamentalmente di 4 tipi
in funzione della natura delle molecole e dei legamiin esse presenti
Forze elettrostatiche agenti tra ioni di carica oppostacationi---anioni
forze elettrostatiche agenti tra molecole polarizzatedipolo---dipolo
forze elettrostatiche deboli agenti tra molecole neutredipolo virtuale---dipolo indotto
forze elettrostatiche simili a legami chimicilegame a idrogeno
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La intensità delle forze decresce in linea di massima interazione tra ionilegame a idrogeno
dipolo-dipolodipolo virtuale-dipolo indotto
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Interazione forte tra ioni di carica opposta:cristalli
+
+
+
-+
+-
-
--
--
-
+
+
++
+
- -
Ogni catione si circonda di anioni e viceversa
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Interazione tra molecole polarizzate:dipolo-dipolocarica parziale positiva(+d)-carica parziale negativa(-d)
+d H-----Cl -d +d H-----Cl -d
-d Cl -----H +d
Le estremità di carica opposta si attirano :dipolo-dipolo
HCl---HCl
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Il legame a idrogeno si stabilisce quando l’idrogeno si trovalegato ad un elemento molto elettronegativo(F,O,N) e avendo
una elevata carica parziale positiva(+d) può sentire laattrazione da parte della carica parziale negativa(-d)
dell’elemento presente in un’altra molecola
Si viene a formare una specie di ponte tra l’idrogenolegato covalentemente nella molecola e l’altro elemento
presente in un’altra molecola
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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
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Interazione debole,di Van der Waals o Londontra dipolo virtuale,momentaneo e dipolo indotto
Si verifica tra molecole non polari per effetto di unadistribuzione asimmettrica,casuale,momentanea,
degli elettroni di legame tra gli atomi costituenti la molecola
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Gli elettroni condivisi tra atomi simili sono situati ingenere simmetricamente rispetto agli atomi legati:
la molecola risulta quindi senza alcuna carica elettricapositiva o negativa :molecole simili,neutre,non
interagiscono elettrostaticamente anche se postefisicamente a contatto
H---H….H--H
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Può verificarsi casualmente uno spostamento deglielettroni di legame verso uno dei due atomi legati:nasce una momentanea differenza di carica alleestremità della molecola che diventa un dipolomomentaneo o virtuale:tale dipolo può influiresugli elettroni di legame di un’altra molecola e
provocare per induzione la comparsa di un nuovodipolo:dipolo indotto:tra i due dipoli può allorastabilirsi una debole interazione elettrostatica:
la intensità di tale forza debole varia con ilnumero degli elettroni utilizzati e la massa atomica
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H---H….H--H
Dipolo virtuale con carica negativa e positiva
Dipolo indotto con carica negativa e positiva
Molecola neutra Molecola neutra
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![Page 85: Struttura atomica Proprietà periodiche Legami chimici Geometria molecolare Esempi legami chimici Forze intermolecolari Stati fisici materia solubilità](https://reader035.vdocuments.site/reader035/viewer/2022062418/5542eb4d497959361e8bb8ef/html5/thumbnails/85.jpg)
La materia esiste in condizioni normali di temperaturae di pressione(25°C e 1 atmosfera circa) in tre
diversi stati fisicisolido,liquido,aeriforme:
presentano in particolare:SOLIDO:volume e forma propri
LIQUIDO:volume proprio,forma recipienteAERIFORME:senza forma e volume propri
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Solido:Forma e volume proprio
Liquido:Volume proprio,forma recipiente
A:Forma e volume recipiente
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Lo stato fisico della materia dipende da un equilibriotra 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 interparticellareche dipende dalla natura del corpo e dalle
forze elettrostatiche presenti
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Nel solido la attrazione interparticellare supera laenergia cinetica:le particelle sono in continua
vibrazione ma mantengono una posizione costantenel liquido la attrazione interparticellare equivale
alla energia cinetica:le particelle possono cambiarecontinuamente posizione ma rimangono nell’insieme
ancora unitenell’aeriforme la energia cinetica supera la
attrazione interparticellare : le particelle possonoliberamente allontarsi tra di loro
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Nei solidi le particelle possono essere di varia naturacome 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 covalenteforza tipo legame chimico molto intensa
solidi molecolari:molecole neutre o polariforza debole o dipolo dipolo
solidi metallici:ioni metallici ed elettroni condivisiforza variabile con la natura dei metalli
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Stato solido:attrazione prevale su energia cinetica
Volume e forma costanti
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Stato liquido:attrazione = energia cinetica
Volume costante e cambiamento di forma
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Aeriforme:attrazione minore di energia cinetica
Cambia la forma e il volume
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Esempio:H20 e H2S a parità di condizioniavendo la stessa temperatura hanno la stessa energia cinetica:
ma H2O risulta liquida e H2S aeriformecausa:le molecole di H2O interagiscono fortemente
come dipoli e con legame a idrogenole molecole di H2S interagiscono meno fortemente
solo come deboli dipoli
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Il passaggio da uno stato fisico all’altro avviene se siinterviene sulla energia cinetica(variabile con la temperatura)
restando pressochè costante la interazione tra le particelle
FUSIONE :da solido a liquido fornendo energiaVAPORIZZAZIONE:da liquido ad aeriforme fornendo energia
LIQUEFAZIONE:da aeriforme a liquido togliendo energiaCONDENSAZIONE:da vapore a liquido togliendo energia
SOLIDIFICAZIONE:da liquido a solido togliendo energiaSUBLIMAZIONE:da solido ad aeriforme fornendo energia
BRINAMENTO:da aeriforme a solido togliendo energia
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solido liquido aeriforme
FUSIONE VAPORIZZAZIONE
SOLIDIFICAZIONE CONDENSAZIONE
LIQUEFAZIONE
SUBLIMAZIONE
BRINAMENTO
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Risulta evidente che la diversità dei punti fissi difusione,solidificazione,ebollizione e altre caratteristiche
delle sostanze pure sono collegabili alla diversaintensità 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 chimicie delle forze interparticellari
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La solubilità di una sostanza in un’altra dipendefondamentalmente dalla loro natura e dalle interazioni
che si possono originare tra le particelle del solventee quelle del soluto
generalmente si può applicare la regola:solvente polare solubilizza soluto polare
es.H20 + HClsolvente non polare solubilizza soluto non polare
es.Benzolo + Iodio
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Meccanismo di solubilizzazione in generale:es.soluto solido e solvente liquido…NaCl + H2O
il sale NaCl è costituito da un reticolo tridimensioalecon alternanza di ioni positivi Na+ e ioni negativi Cl-
tra i quali agisce una forza di attrazione elettrostatica diintensità 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 trasformarsinello stato liquido,fuso
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La molecola dell’acqua risulta fortemente polarizzata:posta a contatto con la superficie del solido ionico
si rende possibile una interazione tra la parte positivadell’acqua e gli ioni negativi del solido,come puretra la parte negativa dell’acqua e quella positiviva
del solidoSe tale interazione supera la attrazione elettrostatica
esistente tra gli ioni,il solido perde gradualmentegli ioni che passano in soluzione circondati da unnumero variabile di molecole di acqua:si formanodei complessi subsferici con una superficie carica
con lo stesso segno dello ione centrale:si hannodegli ioni idratati(o solvatati)
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-
--
+
+
++
+
+
+--
--
+
+
+
+--
--
+
+
+
+--
--
H2O
NaCl
Ioni idradati
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H2O
iodio
Lo iodio,non polare,non risente della attrazione da partedelle molecole polari dell’acqua,e quindi le molecole
dello iodio rimangono tra loro unite nel solido
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benzolo
iodio
Lo iodio,non polare, risente della attrazione da partedelle molecole non polari del benzolo con le quali si
stabilisce una interazione debole,che se supera quellapure debole tra le molecole dello iodio solido
permette la solubilizzazione
Iodio solvatato
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indice
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Ossido basico=metallo + ossigeno
Ca+O---> CaO
2Na+O--->Na2O
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Ossido acido=non metallo + ossigeno
S + O2 ---> SO2
C + O2 ---> CO2
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Idruro=metallo +idrogeno
Mg + 2H ---> MgH2
K+H--->KH
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Idracido=idrogeno+alogenuro
S + 2H ---> H2S
H+F--->HF
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Idrossido=ossido basico+acqua
CaO
H2O
Ca(OH)2
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Ossiacido=ossido acido + H2O
SO2
H2O
H2SO3
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Sale=metallo+radicale acido
H2SO3
K
SO3
K2SO3
![Page 114: Struttura atomica Proprietà periodiche Legami chimici Geometria molecolare Esempi legami chimici Forze intermolecolari Stati fisici materia solubilità](https://reader035.vdocuments.site/reader035/viewer/2022062418/5542eb4d497959361e8bb8ef/html5/thumbnails/114.jpg)
Metallo+acido--->sale + idrogeno2K + H2SO4 -----> K2SO4 + H2
H2SO4
K
K2SO4
H2
![Page 115: Struttura atomica Proprietà periodiche Legami chimici Geometria molecolare Esempi legami chimici Forze intermolecolari Stati fisici materia solubilità](https://reader035.vdocuments.site/reader035/viewer/2022062418/5542eb4d497959361e8bb8ef/html5/thumbnails/115.jpg)
Ossido basico+acido--->sale + acquaK2O + H2SO4 ---K2SO4 + H2O
H2SO4
K2O
K2SO4
H2O
![Page 116: Struttura atomica Proprietà periodiche Legami chimici Geometria molecolare Esempi legami chimici Forze intermolecolari Stati fisici materia solubilità](https://reader035.vdocuments.site/reader035/viewer/2022062418/5542eb4d497959361e8bb8ef/html5/thumbnails/116.jpg)
Idrossido + acido ---> sale + acqua2KOH + H2SO4 ----> K2SO4 + 2H2O
H2SO4
KOH
K2SO4
H2O
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Ossido basico + ossido acido --> saleCaO + SO3 ----> CaSO4
SO3
CaO
CaSO4
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idrossido + ossido acido --> sale + acqua2KOH + SO3 ----> K2SO4 + 2H2O
SO3
KOH
K2SO4
H2O
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Sale1 + acido1 ----> sale2 + acido2AgNO3 + HCl ---> AgCl + HNO3
AgNO3
HCl
HNO3
AgCl
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Sale1 + sale2 ----> sale3 + sale4AgNO3 + KCl ---> AgCl + KNO3
AgNO3
KCl
KNO3
AgCl
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