Chimica Generale

LEGAME IDROGENO (INTERMOLECOLARE)

Quando H è legato ad elementi molto più elettronegativi (N, O, F) i quali attraggono a

sé gli elettroni di valenza, acquisendo una parziale carica negativa (δ-) lasciando

l'idrogeno con una parziale carica positiva (δ+).

Non è un vero e proprio legame chimico perché più debole rispetto ad un legame

chimico intramolecolare.

- Nel DNA le basi azotate sono legate con legame idrogeno

Dipolo indotto: se avvicino una molecola polare ad una apolare quest’ultima diventa

un dipolo indotto

Legame dipolo - dipolo (la parte negativa si avvicina alla parte positiva dell’altro

dipolo)

Dipolo - dipolo indotto (molecola dipolare es. H O con O = interazione dipolo

2 2

permanente- dipolo indotto)

Dipolo indotto - dipolo indotto

CRITERI PER CAPIRE SE DUE SOSTANZE POSSONO SCOGLIERSI TRA DI LORO

Molecole simili tra loro (es. due polari o due apolari) in una provetta.

 ES: CCl non polare e sopra I non polare sciolto in H O polare. Così I + H O

4 2 2 2 2

staranno sopra mentre CCl sotto, agitando la provetta H O polare starà sopra e

4 2

gli altri due non polari staranno sotto insieme.

Quindi è possibile sciogliere una polare con una apolare ma mettendone

un’altra apolare, la prima si unirà facilmente con quest’ultima.

IONE SOLVATATO = ione completamente circondato di acqua

 SAPONE = è una molecola formata da una testa polare idrofila e una coda

 apolare idrofoba. Queste molecole attaccano la coda alla macchia di unto per

strapparla dal tessuto e portarla via.

Stati di aggregazione della materia:

GAS: atomi distanti e disordinati (densità 1000 volte inferiore di un solido)

 LIQUIDO: situazione intermedia

 SOLIDO: atomi ordinati



V (gas) > V (liquido)

m m NUMERO DI OSSIDAZIONE

È un numero che è la differenza tra i numeri di elettroni che un atomo ha quando non

è combinato e quando lo è. + -

Na (11 elettroni – 10) -> Na + e [11 – 10 = +1 NUMERO DI OSSIDAZIONE

DELL’ELEMENTO Na IN NaCl]

- -

½ Cl + e -> Cl [17 – 18 = -1 NUMERO DI OSSIDAZIONE DELL’ELEMENTO Cl IN NaCl]

2

In un composto neutro la somma del N.O. è sempre ZERO (anche quando un elemento

non è combinato)

(METALLI ALCALINI – PRIMO GRUPPO Li Na K Rb Cs = combinati presentano sempre

N.O. +1 perché generano ioni postivi dato che cedono un elettrone, perché

raggiungono la configurazione del gas nobile più vicino)

(METALLI ALCALINO TERROSI – SECONDO GRUPPO Be Mg Ca Sr Ba = N.O. +2 quando

sono combinati perché hanno due elettroni di valenza, anche Zn e Cd +2)

(Al +3) 2-

(O -2, gruppo 16 quindi 6 e.v., per arrivare ad 8 ne mancano 2 [O IONE OSSIDO], ma

anche stato di ossidazione -1 nei perossidi perché anche l’H può presentare più stati di

ossidazione [H O acqua ossigenata, perossido di idrogeno]

2 2

ES (esercizi sul calcolo dei numeri di ossidazione)

REAZIONI DI OSSIDORIDUZIONI

Le reazioni redox sono quelle reazioni in cui si ha uno scambio di elettroni tra due

specie chimiche, una si ossida e una si riduce.

La REAZIONE DI OSSIDAZIONE è una reazione in cui una specie chimica, atomo o ione

2+ - -

perde elettroni. Il suo numero di ossidazione aumenta. Fe -> Fe + e (NB e è il

simbolo dell’elettrone che ha carica negativa)

La REAZIONE DI RIDUZIONE è una reazione in cui una specie chimica, atomo o ione

+ -

acquista elettroni. Il suo numero di ossidazione diminuisce. 2H + 2e -> H

2

Queste due reazioni devono avvenire contemporaneamente.

(non solo ad opera dell’ossigeno ma anche grazie ad altri ossidanti)

Chi si ossida è il RIDUCENTE

Chi si riduce è l’OSSIDANTE

- Come capire se è una reazione di ossidoriduzione: guardo i numeri di

ossidazione prima e dopo, se c’è il cambiamento è REDOX

- Controllare che sia sempre bilanciata

- Per bilanciare:

1. dividerla nelle 2 semireazioni, bilanciare chi aumenta il numero di

ossidazione

2. Bilanciare l’ossigeno aggiungendo molecola di H O

2

+

3. Bilanciare H aggiungendo ioni H

-

4. Bilanciare la carica con e

Esercizi su le ossidoriduzioni

NOMENCLATURA DEI COMPOSTI CHIMICI

Gli elementi chimici possono essere classificati in due grandi categorie: METALLI E

NON METALLI. I metalli danno luogo a una serie basica di composti, mentre i non

metalli danno luogo a una serie acida. Ovvero:

Serie basica:

 Metallo + O = Ossido (basico)

2

Ossido basico + H O = Idrossido (base)

2

Serie acida:

 Non metallo + O = Anidride (ossido acido)

2

Anidride + H O = Acido (ossiacido)

2

I Sali (che possono essere Sali binari o Sali ternari) sono ottenuti facendo reagire un

composto della serie acida con un composto della serie basica.

La NOMENCLATURA TARDIZIONALE si basa sull’uso di determinati prefissi e suffissi.

La NOMENCLATURA IUPAC invece utilizza opportuni prefissi moltiplicativi allo scopo di

evidenziare il numero di atomi o raggruppamenti di atomi presenti in una molecola. I

prefissi moltiplicativi sono:

1. Mono

2. Di

3. Tri

4. Tetra

5. Penta

6. Esa

7. Epta

8. Octa

I COMPOSTI BINARI sono composti formati da due soli elementi chimici. Per

convenzione l’elemento con elettronegatività minore (e quindi con N.O. positivo) viene

scritto per primo e l’elemento più elettronegativo (con N.O. negativo) per secondo. Ci

sono comunque eccezioni. Gli indici e i N.O. sommati devono far si che la molecola

risulti neutra. Per calcolare gli indici in modo semplice è sufficiente utilizzare il numero

si ossidazione del primo elemento come indice del secondo e viceversa (regola

dell’incrocio), se gli indici risultano divisibili per uno stesso numero vanno semplificati

(alcune eccezioni come l’acqua ossigenata)

Nomenclatura di ossidi (ossidi basici) [tradizionale]

METALLO + OSSIGENO = OSSIDO Me O [Me=simbolo del metallo, n=n°

2 n

ossidazione metallo]

Se il metallo ha un solo numero di ossidazione il composto si chiamerà “ossido di…”

seguito dal nome del metallo. Se ha due numeri di ossidazione forma con l’ossigeno

due ossidi diversi. Nell’ossido a numero di ossidazione maggiore il metallo prende il

suffisso -ico e con quello minore -oso

[IUPAC]

Idrossidi [tradizionale]

OSSIDO + nH O = IDROSSIDO Me (OH)

2 n

Se il metallo ha un solo numero di ossidazione è “idrossido di…”. Se ne ha più di uno

quello maggiore prende suffisso -ico e quello minore suffisso -oso

[IUPAC]

Anidridi (ossidi acidi) [tradizionale]

NON METALLO + O = ANIDRIDE NMe O

2 2 n

1 N.O. = “anidride” con il nome del non metallo con desinenza -ica

2 N.O. = n° maggiore -ica / n° minore -osa

4 N.O. (l’unico è il cloro) = n° maggiore prefisso per- e suffisso -ica

N° minore prefisso ipo- e suffisso -osa

Per quelli intermedi quello con numero maggiore dei due prende suffisso -ica

e per quello con il numero minore -osa

[IUPAC]

Acidi (ossiacidi) [tradizionale]

ANIDRIDE + nH O = OSSIACIDO

2

Il nome degli acidi si ottiene da quello dell’anidride corrispondente sostituendo il

termine “acido” al termine “anidride”

[iupac] ENERGIA DI ATTIVAZIONE – REAZIONI REVERSIBILI

Affinché una reazione avvenga si devono verificare le seguenti condizioni: i reagenti

devono incontrarsi (urtarsi), gli urti devono avvenire nella opportuna direzione, le

sostanze per interagire devono superare una barriera energetica, variabile e dipende

da una reazione all’altra, può essere modificata per velocizzare alcune reazioni.

Barriera energetica = ENERGIA DI ATTIVAZIONE.

COMPLESSO ATTIVATO = prima di giungere alla formazione di nuovi legami si passa

attraverso la costituzione di un composto intermedio, il complesso attivato.

Il contenuto energetico, dopo questi tre passaggi, può essere maggiore quello dei

prodotti rispetto a quello dei reagenti o viceversa. Nel caso di contenuto energetico

maggiore la reazione è ENDOTERMICA (somministrando energia), mentre contenuto

energetico minore la reazione è ESOTERMICA (sviluppo di energia solitamente sotto

forma di calore).

CATALIZZATORI = sostanze che abbassano il valore dell’energia di attivazione

velocizzando la reazione.

- Se la superfice di contatto tra reagenti è maggiore, influenzerà positivamente la

velocità della reazione.

- La velocità di una reazione aumenta quando aumenta la concentrazione dei

reagenti.

Equilibrio chimico

REAZIONI REVERSIBILI = quando in una reazione chimica sono presenti sia i prodotti

che parte dei reagenti non combinati. Rappresenta il raggiungimento di uno stato di

equilibrio. (queste reazioni si indicano con una doppia freccia tra i reagenti e i prodotti,

cioè che possono procedere sia da sinistra verso destra che viceversa = reazione

DIRETTA la prima e reazione INVERSA la seconda)

Quando la velocità della reazione diretta sarà uguale alla velocità della reazione

inversa si sarà raggiunto l’EQUILIBRIO DINAMICO del sistema (in cui le concentrazioni

in tutte le sostanze rimangono costanti)

In una reazione di equilibrio a temperatura T costante, e raggiunte le condizioni

d’equilibrio, è K il rapporto tra il prodotto delle concentrazioni molari del prodotto di

reazione e il prodotto delle concentrazioni molari dei reagenti ciascuno elevato al

proprio valore stechiometrico non cambiano nel

Le concentrazioni dei quattro composti chimici restano costanti,

tempo, come se la reazione si fosse fermata. Ma si badi che le due reazioni continuano

a andare ma alla stessa velocità.

+ - + -

Es: HA + H O -> H O + A K = [H O ][A ] / [H O][HA]

2 3 eq 3 2

Il grado in cui un acido (HA) è dissociato è normalmente determinato in soluzione

diluita, per cui la concentrazione dell’acqua rimane praticamente costante.

L’espressione dell’equilibrio può essere perciò riscritta usando una nuova costante

detta costante di dissociazione acida K .

a

+ -

K = [H O ][A ] / [HA]

a 3

Questa è la costante di equilibrio moltiplicata per la concentrazione molare dell’acqua

(55.5M). quanto maggiore è la costante di diss. acida tanto è più forte l’acido, cioè

maggiore è la sua tendenza a cedere un protone. La forza di un acido in acqua è

indicata dal suo valore di Pk dove Pk = -log K

a a a

Legge di Le Chatelier (ci permette di prevedere come un sistema all’equilibrio

reagisce a perturbazioni esterne): “se si altera uno dei fattori che