Corso di orientamento e preparazione ai Corsi di Laurea ......

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]

mailto:[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.

DECADIMENTO ALFA α

DECADIMENTO BETA β

EMISSIONE BETA+ β+ o CATTURA

ELETTRONICA

EMISSIONE RAGGI GAMMA γ


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)


TEMPO DI DIMEZZAMENTO T½:

Tempo necessario per ridurre alla metà

la quantità di un isotopo radioattivo.


T½ C-14 = 5730 anni


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

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

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

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

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 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-


+

+

+

+

+

+

+

+

+

+

+

+

+

+

- - -

- -

-

-

-

-

-

-

-

- -

-

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.


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:


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:


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:


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:


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


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:


95°


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:



Tetraedrica Piramidale triangolare Piegata


I domini di non legame influenzano la forma delle molecole. Gli effetti sono illustrati nella

seguente figura:



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:



Analogamente, nel caso di HCN:


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.


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.


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.


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

Corso di orientamento e preparazione ai Corsi di Laurea ......

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