Post on 15-Feb-2019
Lezione 10
1. Elettronegatività
2. Numero di ossidazione
3. Reazioni di ossidoriduzione (REDOX)
4. Bilanciamento redox
5. Delocalizzazione elettronica e risonanza
Elettronegatività
Si definisce “elettronegatività” di un atomo la sua relativa tendenza ad attrarre verso di sé i cosiddetti “elettroni di legame”, ossia quegli elettroni che lo tengono unito ad un altro atomo per formare una molecola.
L’elettronegatività aumenta lungo un periodo (da sinistra verso destra) e diminuisce lungo un gruppo (dall’alto verso il basso).
I motivi di questo andamento sono i seguenti:
L’aumento che si verifica andando verso destra in un periodo deriva dalle sempre più ridotte dimensioni degli atomi, per cui c’è un minore effetto di schermo e quindi una maggiore attrazione degli elettroni;
La diminuzione che si ha, invece, scendendo lungo un gruppo deriva sia dall’aumento delle dimensioni atomiche sia dall’aumento dell’effetto schermo.
Numero di ossidazione
È la carica (positiva o negativa) che l’atomo avrebbe se gli elettroni di legame non fossero condivisi bensì fossero trasferiticompletamente dalla specie meno elettronegativa (più in basso a sinistra nella tavola periodica) a quella più elettronegativa (più in alto a destra).
Tutte le sostanze elementari (Na, He, O2, Cl2, ecc.) hanno
n.o. = 0
Tutti gli ioni monoatomici (K+, Cl-, S2-, O2-, Fe3+, ecc.) hanno
n.o. uguale alla carica dello ione
La somma dei valori dei numeri di ossidazione degli atomi in
un composto neutro è uguale a 0
La somma dei valori dei numeri di ossidazione degli atomi in
uno ione poliatomico è uguale alla carica dello ione
Numero di ossidazione Gruppo IA: n.o. = +1
Gruppo IIA: n.o. = +2
Idrogeno: n.o. = +1 (se combinato con i non metalli)
n.o. = -1 (se combinato con i metalli e il B)
Fluoro: n.o. = -1
Ossigeno: n.o. = -2
n.o. = -1 (nei perossidi)
Gruppo VIIA: n.o. = -1
Esempi. calcolare il numero di ossidazione delle seguenti
specie:
MnO4-, KClO4, HAsO3
2-, K2Cr2O7, HCrO4-, Na3AsO3, Al2(SO4)3,
Na2SO3, Ca3(PO4)2
Reazioni di OSSIDO-RIDUZIONE o redox
• L’OSSIDAZIONE consiste nell’aumento del numero di ossidazione e corrisponde alla perdita di elettroni.
• La RIDUZIONE consiste nella diminuzione del numero di ossidazionee corrisponde ad un acquisto di elettroni.
In una reazione chimica gli elettroni non vengono né
creati né distrutti, ma trasferiti
L’ossidazione e la riduzione avvengono sempre
simultaneamente e nella stessa misura
Reazioni redox
Classificazione
Bilanciamento REDOX
Cr2O72- Cr 3+
Cr2O72- 2 Cr 3+
Cr2O72 – + 6 e – 2 Cr 3+
Cr2O72 – + 14 H+ + 6 e – 2 Cr 3+ + 7 H2O
La molecola dell’acqua
Angolo H-O-H
di circa 104°
Quando non tutti gli orbitali si ibridano…es. il C ibridato sp2
…si formano legami multipli
Etilene C2H4
Rotazione limitata delle molecole con legami p
A. Il cis- e B. il trans-1,2-dicloroetilene esistono come molecole
distinte perché il legame p tra gli atomi di C limita la rotazione e
mantiene due differenti posizioni relative degli atomi di H e di Cl.
Acetilene C2H2
Promotion022 221 pss 112 221 pss
Ancora esempi:
Espansione di valenza + ibridazione
Espansione
ibridazione
Carattere
p
Carattere
s
Orbitale
legante
50% 50%
La geometria è analoga a quella di BeH2
Gli orbitali ibridi sp nella molecola
di BeCl2
Teoria VSEPR e Ibridazione sono due metodi
complementari: l’ibridazione dà una descrizione degli
orbitali che gli elettroni devono usare per fornire gli angoli
di legame previsti dalla VSEPR.
Risonanza
•Quando per un dato composto è possibile scrivere più
strutture di Lewis tutte ugualmente valide, si ammette
che la struttura reale sia costituita dall’insieme di esse →
ibrido di risonanza
•Ognuna delle singole strutture possibili si chiama
formula limite
L’ibrido di risonanza è una media ponderata delle
possibili forme di risonanza
Lo ione carbonato: CO32-
Delocalizzazione elettronica
• La delocalizzazione di elettroni è la
formazione di un insieme di orbitali molecolari
che si estendono su più di due atomi
• La forma di tali orbitali (molecolari), per le
specie nelle quali si ha delocalizazione degli
elettroni, può essere ottenuta combinando tutti
gli orbitali atomici coinvolti.
Lo ione carbonato: CO32-
La molecola di benzene: C6H6
La molecola di benzene: C6H6
Una riflessione
Considerato che gli elettroni tendono a disporsi in
configurazioni con la più bassa energia possibile, non
sorprende che l’ibrido di risonanza rappresenti una
molecola più stabile di tutte quelle di partenza.
Dal principio di Heisenberg, l’energia di un elettrone sarà
più alta tanto più la sua posizione sarà determinata
precisamente.
Quindi, se un elettrone è delocalizzato, invece che
confinato tra due atomi, la sua esatta posizione è meno
nota, quindi la sua energia è più bassa.
Un’altra riflessione
• Quanto è reale un legame chimico? Esiste qualcosa
di simile alla nostra rappresentazione del legame
covalente?
Alcune strutture molecolariFate molta attenzione alle coppie solitarie!
COF2 PF4-
HClO ClF3
S22- PO4
3-
SO3
Alcune strutture molecolariFate molta attenzione alle coppie solitarie!
N2H4 PF3
NO2+ IF4
-
NO2- NO2Cl
ClO2- CS2
Alcune strutture molecolariFate molta attenzione alle coppie solitarie!
NH2- CHBr3
COCl2
SF6
Lezione 11
1. Delocalizzazione elettronica
2. Risonanza: il benzene
3. Proprietà periodiche
4. Raggio atomico
5. Energia di ionizzazione
6. Affinità elettronica
7. Elettronegatività
Risonanza
•Quando per un dato composto è possibile scrivere più
strutture di Lewis tutte ugualmente valide, si ammette
che la struttura reale sia costituita dall’insieme di esse →
ibrido di risonanza
•Ognuna delle singole strutture possibili si chiama
formula limite
L’ibrido di risonanza è una media ponderata delle
possibili forme di risonanza
Lo ione carbonato: CO32-
Delocalizzazione elettronica
• La delocalizzazione di elettroni è la
formazione di un insieme di orbitali molecolari
che si estendono su più di due atomi
• La forma di tali orbitali (molecolari), per le
specie nelle quali si ha delocalizazione degli
elettroni, può essere ottenuta combinando tutti
gli orbitali atomici coinvolti.
Lo ione carbonato: CO32-
La molecola di benzene: C6H6
La molecola di benzene: C6H6
Una riflessione
Considerato che gli elettroni tendono a disporsi in
configurazioni con la più bassa energia possibile, non
sorprende che l’ibrido di risonanza rappresenti una
molecola più stabile di tutte quelle di partenza.
Dal principio di Heisenberg, l’energia di un elettrone sarà
più alta tanto più la sua posizione sarà determinata
precisamente.
Quindi, se un elettrone è delocalizzato, invece che
confinato tra due atomi, la sua esatta posizione è meno
nota, quindi la sua energia è più bassa.
Proprietà periodiche
• I chimici hanno sempre tentato di ordinare le sostanze
studiate in base a somiglianze che permettessero, in
qualche modo, di raggrupparle in modo schematico.
Gruppi e Periodi
• I GRUPPI, rappresentati dalle colonne verticali,
che riuniscono gli elementi con configurazioni
elettroniche simili;
I PERIODI, rappresentati dalle righe orizzontali,
con gli elementi disposti in ordine di peso atomico
crescente, sono indicati da un numero progressivo
all’estrema sinistra della Tavola.
Relazione tra riempimento degli orbitali e tavola periodica
Effetto di altri elettroni negli orbitali interni
Gli elettroni interni schermano molto efficacemente gli elettroni esterni e aumentanonotevolmente l’energia dell’orbitale.
Effetto della carica nucleare e di un elettrone addizionale nello stesso orbitale
•L’aumento della carica nucleare fa diminuirel’energia dell’orbitale e aumenta l’En. Ionizz.
Ciascuno dei due elettroni
scherma parzialmente l’altro nei
confronti della carica nucleare
completa e aumenta l’energia
dell’orbitale e diminuisce l’E. Ion.
Raggio atomico
Energia di ionizzazione
L'energia di ionizzazione di un atomo o di una
molecola è l'energia minima richiesta per
strappargli un elettrone e portarlo a distanza
infinita. Quindi è l'energia necessaria per far
avvenire il seguente processo:
X(g) → X+(g) + e−
L'energia di ionizzazione decresce lungo un gruppo della Tavola
periodica, e aumenta da sinistra a destra attraverso il periodo. Gli
elettroni degli atomi più piccoli sono più attratti dal nucleo, quindi
l'energia di ionizzazione è maggiore. Negli atomi più grandi gli
elettroni non sono trattenuti così fortemente e quindi l'energia di
ionizzazione richiesta è minore.
Metalli alcalini (Gruppi I e II)
• Tutti i metalli del Gruppo I hanno un elettrone s nello
strato esterno (ns1), mentre i metalli del Gruppo II anno
due elettroni s esterni (ns2); gli elettroni esterni
debolmente trattenuti dal nucleo, rendono molto reattivi
questi metalli, che perdono facilmente gli elettroni
esterni e formano ioni stabili (con carica +1 per i metalli
alcalini, +2 per gli alcalino-terrosi).
Ad esempio:
Na Na+ + e-
Ca Ca2+ + 2e-
Affinità elettronica
L'affinità elettronica di un atomo è l'energia che si libera
quando l'atomo in fase gassosa cattura un elettrone,
trasformandosi in uno ione negativo; in altre parole è
la misura della tendenza di un atomo all'acquisto
di elettroni.
X(g) + e− → X- (g) + A.E.
L'affinità elettronica varia in modo caratteristico: cresce da
sinistra a destra per i primi due periodi e decresce lungo i
gruppi dall'alto in basso. L'affinità elettronica è massima per
gli elementi in alto a destra della tavola periodica (fluoro,
ossigeno, zolfo, cloro, bromo, iodio), ai quali manca un solo
elettrone per completare l'ottetto.
Elettronegatività
Si definisce “elettronegatività” di un atomo la sua relativa tendenza
ad attrarre verso di sé i cosiddetti “elettroni di legame”, ossia quegli
elettroni che lo tengono unito ad un altro atomo per formare una
molecola.
L’elettronegatività aumenta lungo un periodo (da sinistra verso
destra) e diminuisce lungo un gruppo (dall’alto verso il basso), così
come accade per l’affinità elettronica.
I motivi di questo andamento sono i seguenti:
L’aumento che si verifica andando verso destra in un periodo deriva
dalle sempre più ridotte dimensioni degli atomi, per cui c’è un minore
effetto di schermo e quindi una maggiore attrazione degli elettroni;
La diminuzione che si ha, invece, scendendo lungo un gruppo deriva
sia dall’aumento delle dimensioni atomiche sia dall’aumento
dell’effetto schermo.
Dal sito www.webelements.com
Tendenze di tre proprietà atomiche
Tendenze nel comportamento metallico
Carattere metallico
http://www.ptable.com
Legame covalente polare
• Quando si forma un legame covalente fra atomi diversi
Momento dipolare
Quando, in una molecola, il baricentro delle cariche positive e negative non coincide: esiste un momento dipolare m
Esso è un vettore il cui modulo è dato dal prodotto della carica q per la distanzar tra i due baricentri delle cariche positive e negative:
Polarità della molecola e momento dipolare dei legami
Una molecola polare deve avere un momento dipolare netto, cioè:
-Legami covalenti polari
-Geometria molecolare tale che la molecola risulta nel complesso polare
Polarità del legame
A. La differenza di elettronegatività (Dc) tra atomi legati presenta valori di soglia che fungono da guida generale al carattere ionico relativo di un legame.
B. La gradazione nel carattere ionico è rappresentata con l’ombreggiatura attraverso l’intero intervallo di legame da ionico (verde) a covalente (giallo).
I tre modelli del legame chimico