Struttura atomica Proprietà periodiche Legami chimici Geometria molecolare Esempi legami chimici...

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

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

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

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

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

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

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:

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

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

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

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

Variazione periodica di alcuneproprietà atomiche

In funzione della posizione occupata

nei periodi (orizzontali) e

gruppi(verticali)

della tabella degli elementi

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

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

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

Variazione energia di ionizzazione

La energia di ionizzazione aumenta neiperiodi da sinistra verso destra perchéaumenta la carica positiva dei protoni


e la distanza dal nucleo diminuisce

Variazione della affinità elettronica:energialiberata quando avviene la cattura di elettroni

La affinità elettronica diminuisce neigruppi dall’alto verso il basso perché



Variazione della affinità elettronica

La affinità elettronica aumenta neiperiodi da sinistra verso destra perchéaumenta la carica positiva dei protoni



Variazione della elettronegatività:capacità diattirare gli elettroni quando si forma un legame

La elettronegatività diminuisce neigruppi dall’alto verso il basso perché



Variazione della elettonegatività

La elettronegatività aumenta neiperiodi da sinistra verso destra perchéaumenta la carica positiva dei protoni



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

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

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

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

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

Na + Cl ----> Na--Cl ---> (Na+)(Cl-)

Carica positiva Carica negativa

Na perde 1 elettroneCl acquista 1 elettrone

Ca + 2Cl ----> Ca--Cl2 ---> (Ca++)2(Cl-)

Ca perde 2 elettroni2 Cl acquista 2 elettroni

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

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

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

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

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

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

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

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

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

Cu..Cu..Cu..Cu..

Atomi di rame neutri

Ioni di rame ed elettroni condivisi

Fine presentazionearrivederci

Modelli di geometria molecolare

Fondati sulla repulsione degli orbitali

di valenza degli elementi

partecipanti alla formazione

della molecola

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

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)

CH4 :tetraedrica,angolo 109°

4 orbitali di legame0 orbitali liberi

H2SO4 ---> tedraedrica,109°


ZolfoOssigenoIdrogeno

NH3 --->piramidale,angolo 107°

3 orbitali di legame1 orbitale libero

Orbitale libero

H2O ---> angolare,angolo 105°


Orbitali liberi

BH3 ---> triangolare,angolo 120°


HNO3 ---> triangolare,angolo 120°


AzotoOssigenoIdrogeno

BeH2 ---->lineare,angolo 180°


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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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


2s1

1s2…..3s2..3p6..1s2

3s2..3p4

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


2s1

1s2…..2s2..2p6

2s2..2p3

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

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

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

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

La intensità delle forze decresce in linea di massima interazione tra ionilegame a idrogeno

dipolo-dipolodipolo virtuale-dipolo indotto

Interazione forte tra ioni di carica opposta:cristalli

+

+

+

-+

+-

-

--

--

-

+

+

++

+

- -

Ogni catione si circonda di anioni e viceversa

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

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

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

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

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

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

H---H….H--H

Dipolo virtuale con carica negativa e positiva

Dipolo indotto con carica negativa e positiva

Molecola neutra Molecola neutra

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

Solido:Forma e volume proprio

Liquido:Volume proprio,forma recipiente

A:Forma e volume recipiente

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

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

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

Stato solido:attrazione prevale su energia cinetica

Volume e forma costanti

Stato liquido:attrazione = energia cinetica

Volume costante e cambiamento di forma

Aeriforme:attrazione minore di energia cinetica

Cambia la forma e il volume

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

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

solido liquido aeriforme

FUSIONE VAPORIZZAZIONE

SOLIDIFICAZIONE CONDENSAZIONE

LIQUEFAZIONE

SUBLIMAZIONE

BRINAMENTO

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

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

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

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)

-

--

+

+

++

+

+

+--

--

+

+

+

+--

--

+

+

+

+--

--

H2O

NaCl

Ioni idradati

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

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

indice

Ossido basico=metallo + ossigeno

Ca+O---> CaO

2Na+O--->Na2O

Ossido acido=non metallo + ossigeno

S + O2 ---> SO2

C + O2 ---> CO2

Idruro=metallo +idrogeno

Mg + 2H ---> MgH2

K+H--->KH

Idracido=idrogeno+alogenuro

S + 2H ---> H2S

H+F--->HF

Idrossido=ossido basico+acqua

CaO

H2O

Ca(OH)2

Ossiacido=ossido acido + H2O

SO2

H2O

H2SO3

Sale=metallo+radicale acido

H2SO3

K

SO3

K2SO3

Metallo+acido--->sale + idrogeno2K + H2SO4 -----> K2SO4 + H2

H2SO4

K

K2SO4

H2

Ossido basico+acido--->sale + acquaK2O + H2SO4 ---K2SO4 + H2O

H2SO4

K2O

K2SO4

H2O

Idrossido + acido ---> sale + acqua2KOH + H2SO4 ----> K2SO4 + 2H2O

H2SO4

KOH

K2SO4

H2O

Ossido basico + ossido acido --> saleCaO + SO3 ----> CaSO4

SO3

CaO

CaSO4

idrossido + ossido acido --> sale + acqua2KOH + SO3 ----> K2SO4 + 2H2O

SO3

KOH

K2SO4

H2O

Sale1 + acido1 ----> sale2 + acido2AgNO3 + HCl ---> AgCl + HNO3

AgNO3

HCl

HNO3

AgCl

Sale1 + sale2 ----> sale3 + sale4AgNO3 + KCl ---> AgCl + KNO3

AgNO3

KCl

KNO3

AgCl

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